Физическая география часть 32

Типы, гидролиза. 1. Если соль образована силь­ным основанием и слабой кислотой (например, СНзСОСЩа), то в водном растворе она диссоциирует

CH3COONa Pi СН3СОО» + Na+,

И остаток слабой кислоты стремится забрать протон у воды:

СН3СОО» + Н20 pi СН3СООН + ОН». Молекулярное уравнение гидролиза:

CH3COONa + Н20 pi СН3СООН + NaOH.

При растворении в воде соли сильного основа­ния и слабой кислоты раствор приобретает щелоч­ную реакцию.

При растворении солей многоосновных кислот гидролиз протекает ступенчато.

2. Соли слабого основания и сильной кислоты, например A12(S04)3, FeCl2, CuBr2, NH4CI.

Рассмотрим гидролиз FeCl2. Первая ступень:

FeCl2 + Н20 pi Fe(OH)Cl + НС1, или Fe2+ + Н20 Pi Fe(OH)+ + H+. Вторая ступень’.

Fe(OH)Cl + Н20 pi Fe(OH)2 + НС1, или Fe(OH)+ + H20 pi Fe(OH)2 + H+.

В результате гидролиза солей слабого основания И сильной кислоты раствор приобретает кислую ре­акцию.

3. Соли слабого основания и слабой кислоты, например Al2S3l Cr2S3, CH3COONH4, (NH4)2C03. При растворении в воде эти соли, как правило, ги – дролизуются полностью с образованием слабой ки­слоты и слабого основания:

CH3COONH4 + Н20 pi СН3СООН + NH4OH,

или в ионном виде:

СН3СОО» + NHj + Н20 pi СН3СООН + NH4OH.

Реакция среды в растворах подобных солей за­висит от относительной силы кислоты и осно­вания. Так, при гидролизе CH3COONH4 реак­ция раствора будет слабощелочной, поскольку кон­станта диссоциации гндроксида аммония (Кь «=■ ™ 6,3 • Ю-5) больше константы диссоциации уксус­ной кислоты (Ка – 1,75 • Ю-5).

4. Соли сильного основания и сильной кислоты (например, NaCl, Са(Ж)з)2, K2S04) не гидролизу – ются, и растворы этих солей имеют нейтральную реакцию.

в. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ. ЭЛЕКТРОЛИЗ

Окнслнтельно-восстановительные реакции

Химические реакции, протекающие с изменени­ем степени окисления элементов, входящих в со­став реагирующих веществ, называются окисли­тельно-восстановительными.

Окисление — это процесс отдачи электронов ато­мом или ионом, например:

Zn° – 2е – Zn+Z.

Восстановление — это процесс присоединения электронов атомом или ионом, например:

Mn+7 + 5е – Mn+Z.

Окислителем называется атом или ион, прини­мающий электроны. Восстановителем называет­ся атом или ион, отдающий электроны.

Окислитель	Восстановитель
+пе	-пе
понижает ст. ок.	повышает ст. ок.
восстанавливается	окисляется

Важнейшие окнслнтелн н восстановителя.

1) Сильные окислители: F2, 02, О3, Н202, С12 (особенно в водном растворе), НСЮ, HCIO3, HJ1SO4 (только концентрированная), HNO3 (любой кон­центрации), царская водка (смесь концентрирован­ных HNO3 и НС1), N02, КМПО4 (особенно в кислом растворе), Mn02, K2Cr207, С1О3, РЬ02 и др. Сла­бые окислители: 12, бромная вода (Br2+H20), S02, HN02, Fe3+ и др.

2) Сильные восстановители: щелочные и ще – лочно-земельные металлы, Mg, Al, Н2 (особенно в момент выделения), HI и йодиды, НВг и бромиды, H2S и сульфиды, NH3, РН3, Н3РО3, С, СО, Fe2+, Сг2+ и др. Слабые восстановители: малоактивные металлы (РЬ, Си, Ag, Hg), НС1 и хлориды, S02, HN02 и др.

Тнпы окнслнтельно-восстановительных реак­ций. 1) Межмолекулярные реакции, в которых оки­слитель и восстановитель находятся в составе раз­ных молекул, например:

3Cu° + 8HN+503(p. p) – 3Cu+2(N03)2 + 2N+20 + 4Н20

(Cu° — восстановитель, N+5 — окислитель).

2) Внутримолекулярные реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в составе одной молекулы, например:

2Pb(N+50i2)2 – 2РЬО + 4N+402 + 0% (О-2 — восстановитель, N+5 — окислитель).

3) Реакции диспропорционирования, в которых атомы одного элемента одновременно повышают и понижают степень окисления, например:

ЗС]Ц + 6КОН – 5КСГ[2] + КС1+503 + ЗН20.

3) HN03 —

N02 + Н20 -+ N0 + 2Н20

Составление уравнений окнслнтельно-восстано – внтелъных реакций.

1) Метод электронного баланса основан на под­счете числа электронов, отдаваемых и принимае­мых атомами, меняющими степень окисления.

FeS2 + НЖ>з(конц) Fe(N03)3 + H2S04 + NO + Н20.

Число отданных атомов должно быть равно числу принятых:

N+5 + Зе FeS2 – 15е

N

+2

CrOf + 4Н20 + Зе (1)

Fe+S + 2S+fi

FeS2 + 5N+a – Fe+3 + 2S+U + 5N+2

Сг3+ ч

(2)

5 молекул HN03 идут на окисление FeS2, и еще 3 молекулы HN03 необходимы для образова­ния Fe(N03)3:

FeS2 + 8НШ3(конц) – — Fe(N03)3 + 2H2S04 + 5NO + 2Н20.

2) В методе электронно-ионного баланса (мето­де полуреакций) рассматривают переход электро­нов от одних атомов или ионов к другим с уче­том характера среды. Сильные электролиты за­писывают в виде ионов, слабые электролиты или Нерастворимые вещества — в молекулярной форме. Для уравнивания числа атомов водорода и кислоро­да используют молекулы Н20 и ионы Н+ (в кислой среде) или ОН – (в щелочной среде): (1)

NO3 + 2Н + е – N03 + 4Н+ + Зе

^Т» 2N03 + 12Н+ + 10е N2 + 6Н20 — N03 + 10Н+ + 8е -+ NHj + ЗН20

(1) — концентрированная кислота + слабый вос­становитель, (2) — разбавленная кислота + сильный восстановитель.

4) а) Сг20?~ + 14Н+ + бе 2Сг3+ + 7Н20,

[Сг(ОН)е]3_ + 20Н».

б)

2Сг3+ + 7Н20 – бе Сг202- + 14Н+ Сг3+ + 80Н~ – Зе СгО?» + 4Н20

(1) — кислая среда, (2) — щелочная среда.

Количественная характеристика окислительно – восстановительных реакций. Любую полуреакцню окисления и восстановления можно записать в стандартном виде: Ох + пе —» Я, где Ох — оки­сленная форма, R — восстановленная форма.

Каждая такая полуреакция характеризуется стандартным окислительно-восстановительным потенциалом Е° (размерность — вольт, В). Чем больше Е°, тем сильнее Ох как окислитель и тем слабее R как восстановитель, и наоборот. За точку отсчета потенциалов принята полуреакция

FeS2 + 8Н20 – 15е NQ3 + 4Н+ + Зе

2Н для которой Е° — 0. Для полуреакций

Н2.

очень силь-

Fe3+ + 2SO^ + 16Н+ NO + 2Н20

Me

FeS2 + 5N03 + 4Н+ – Fe3+ + 2H2S04 + 5NO + 2H20

FeS2 + 8HN03(KO„U) – — Fe(N03)3 + 2H2S04 + 5NO + 2H20.

Метод полуреакций применим только к окис­лительно-восстановительным реакциям в раство­рах.

Й1 (2)

Типичные полуреакцин окнслеиня-восстанов – ления

МпО; + 8Н+ + 5е

1) КМп04

Мп2+ + 4Н20 МпО^ + 2Н20 + Зе Мп02 + 40Н

,2-

(3)

МпО. (2) — нейтральная среда,

МПО4 + е —

(1) — кислая среда, (3) — щелочная среда.

SO?» + 4Н+ + 2е – хт^г – SO Г + 8Н+ + бе – SO2″ + 10Н+ + 8е

S02 + 2Н20 S + 4Н20 H2S + 4Н20

+ (1)

2)

H2S04

+ 2е

Ме»+ + пе

Е называется стандартным электродным потен­циалом. По величине этого потенциала металлы принято располагать в ряд стандартных электрод­ных потенциалов (ряд напряжений металлов):

Li, Rb, K,Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, Н, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

Чем левее расположен металл в ряду напря­жений, тем сильнее его восстановительная способ­ность и тем слабее окислительная способность его иона в растворе.

Каждый металл способен вытеснять из рас­творов солей те металлы, которые стоят в ряду на­пряжений правее него.

Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из раство­ров кислот.

Электролиз

Электролиз — это совокупность окислительно – восстановительных реакций, которые протекают на электродах в растворах или расплавах электро­литов при пропускании через них электрического тока.

На отрицательном электроде (катоде) происхо­дит передача электронов катионам, т. е. восстано­вление катионов (Н+ и ионов металла). На положи­тельном электроде (аноде) происходит отдача элек­тронов анионами, т. е. окисление анионов (ОН и кислотных остатков).

Катодные процессы, а) Если металл стоит в ряду напряжений правее водорода, то на катоде восста­навливаются ионы металла, например:

Си2+ + 2е Си.

Если в растворе есть несколько катионов, то пер­вым выделяется металл, стоящий в ряду напряже­ний правее всего.

б) Если металл стоит в ряду напряжений левее алюминия (включительно), то на катоде восстана­вливаются ионы водорода:

2Н+ + 2е Н2.

в) Если металл стоит в ряду напряжений пра­вее алюминия, но левее водорода, то на катоде мо­гут одновременно восстанавливаться ионы металла и ионы водорода.

Анодные процессы. 1) На инертном, или нерас­творимом, аноде (графит, платина) возможны два процесса:

а) Если ионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то окисляются именно они, на­пример:

2СГ – 2е С12.

б) Если ионы кислотного остатка содержат ато­мы кислорода (SO^-, NOg), то окисляются ио­ны ОН»:

4ОН – — 4е Оа + 2Н20.

2) Если анод растворимый (медь, никель), то происходит окисление материала анода, и металл переходит в раствор в виде ионов, например:

Ni – 2е —► Ni2+.

Количества веществ, выделившихся на элек­тродах, определяют по уравнениям электродных реакций. Для этого находят количество электро­нов с помощью уравнения:

v(e) – I • t/F,

где I — сила тока (A), t — продолжительность элек­тролиза (с); F 96 500 Кл/моль — константа Фа­радея, равная заряду 1 моля электронов.

Глава II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

7. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Сложные неорганические вещества обычно де­лят на четыре важнейших класса: оксиды, основа­ния, кислоты, соли.

Оксиды

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является ки­слород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие (СО, NO, Na202). Солеобра­зующие оксиды принято делить на три группы: основные, амфотерные, кислотные.

Основные оксиды. К основным относятся окси­ды типичных металлов, им соответствуют гидрок – сиды, обладающие свойствами оснований.

Получение. 1. Окисление металлов:

2 Си + 02 = 2СиО.

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении дают пероксиды.

2. Обжиг сульфидов:

4FeS2 + 1Ю2 = 2Fe203 + 8S02.

3. Разложение гидроксидов:

Cu(OH)2 i CuO + Н20.

4. Разложение солей кислородсодержащих ки­слот:

2Pb(NOs)2 – 2РЬО + 4NOa + 02, [Zn0H]2C03 = 2ZnO + С02 + Н20.

Химические свойства. 1. Реакция с водой (ок­сиды щелочных и щелочно-земельных металлов) с образованием гидроксидов:

СаО + Н20 – Са(ОН)2.

2. Реакция с кислотными и амфотерными окси­дами с образованием солей:

ВаО + Si02 = BaSi03, MgO + А1203 – Mg(A102)2.

3. Реакция с кислотами с образованием солей:

FeO + H2S04 – FeS04 + Н20.

4. Окислительно-восстановительные реакции:

Fe203 + 2А1 = А1203 + 2Fe, ЗСиО + 2NH3 = ЗСи + N2 + ЗН20,

4FeO + 02 = 2Fe203.

Кислотные оксиды представляют собой оксиды нем таллов или переходных металлов в высоких степенях окисления, которым соответствуют кисло­ты.

Получение. 1. Окисление неметаллов или окси­дов в низших степенях окисления:

4Р + 502 – 2Р205, 2СО + 02 – 2С02.

2. Разложение неустойчивых кислот:

К2Сг207 + H2S04(KOH4) = 2СгОз4- + K2S04 + Н20, Na2Si03 + 2НС1 = 2NaCl + Si024. + Н20.

Химические свойства. 1. Реакция с водой с образованием кислот: