Молекулярная масса и молярная масса

При разбавлении раствора равновесие сместится вправо, то есть гидролиз соли усилится.

Обратимостьгидролиза солей 

Если соль образована cлабым нерастворимым (или летучим) основанием и слабой летучей (или нерастворимой) кислотой, то гидролиз такой соли идет до конца. Например, Fe₂(C0₃)₃ в растворе не существует, так как полностью гидролизуется:

В везультате выпадает осадок бурого цвета Fe(OH)₃ и выделяется газ С0₂.

Причиной гидролиза солей по катиону является смещение равновесия диссоциации воды под действием  катионов соли в сторону накопления катионов водорода Н :

Причиной гидролиза солей по аниону является смещение равновесия диссоциации воды под действием  анионов соли в сторону накопления анионов ОН^-:

Причина гидролиза солей по катиону  и по аниону.

Так как соль образована слабым основанием и слабой, кислотой, то и катионы, и анионы соли разлагают воду:

В результате реакция среды или  нейтральная, или слабо кислая, или  слабо щелочная. Это зависит от степени диссоциации образовавшихся слабых кислот и оснований.

Задача. Напишите уравнения реакций  гидролиза:

• а) хлорида аммония;
• б) ацетата натрия в молекулярном и сокращенном ионном виде.

Укажите реакцию среды. Как изменится  окраска лакмуса в растворах  этих солей?

Решение, а) Хлорид аммония NH₄Cl - соль, образованная слабым основанием NH₄OH и сильной кислотой НСl, гидролизуется по катиону. Сокращенное ионное уравнение:

Чтобы написать молекулярное уравнение, добавляют ионы, которые не участвовали  в гидролизе, но находятся в растворе. Это хлорид-ионы:

Реакция среды кислая. Лакмус становится красным.

б) Ацетат натрия CH₃COONa - соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой СН₃СООН, гидролизуется по аниону. Этот процесс можно выразить сокращенным ионным уравнением:

Добавляя недостающие катионы Na⁺ получают молекулярное уравнение:

Реакция среды щелочная, лакмус —  синий.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ   

Окислительно-восстановительные реакции  — это реакции, которые протекают  с изменением степеней окисления  элементов.

Окисление — это процесс отдачи электронов: Na³ —> Na^- + lе. Восстановление — это процесс присоединения электронов: Сl⁰+ 1е --> Сl^-.

Процессы окисления и восстановления протекают всегда одновременно, то есть восстановление одного вещества невозможно без одновременного окисления другого. Поэтому каждая реакция, сопровождающаяся переходом электронов, является единством двух противоположных процессов -окисления и восстановления.

Окислитель — атом или ион, который  принимает электроны в процессе восстановления. При этом степень окисления окислителя понижается.

Восстановитель - атом или ион, который  отдает электроны в процессе окисления. При этом степень окисления восстановителя повышается.

 

 

ОСНОВНЫЕ ПРИНЦИПЫ РЯДА НАПРЯЖЕНИЯ МЕТАЛЛОВ  

• а) Чем меньше алгебраическая величина потенциала, тем выше восстановительная способность атомов этого металла. Как следует из ряда стандартных электродных потенциалов, металлический литий — самый сильный восстановитель в растворе, а золото - самый слабый.
• б) Чем выше алгебраическая величина потенциала, тем выше окислительная способность ионов этого металла. Ион Аu³⁺ — самый сильный окислитель, а ион лития Li — самый слабый окислитель, и никогда не восстанавливается из раствора.
• в) Все металлы с отрицательными стандартными электродными потенциалами, т. е. расположенные в ряду до водорода, вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HN0₃).

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂

Медь не реагирует с соляной  кислотой.

• г) Металл с меньшим значением стандартного потенциала вытесняет металл с большим значением стандартного потенциала из раствора его соли:

Fe + CuS0₄ = Си + FeS0₄

Стандартный электродный потенциал  цинкового электрода меньше стандартных  потенциалов водородного и никелевого электродов. Следовательно, цинк будет  взаимодействовать с растворами соляной кислоты и сульфата никеля (II):

Стандартный электродный потенциал цинкового  электрода больше, чем магниевого, следовательно, цинк не будет реагировать с растворами солей магния.

Электролиз — это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток.

Закон фаз Гиббса

Между ними на первом плане должен быть поставлен закон фаз Гиббса; он уже изложен ранее (см. Правило фаз, l. с.) и здесь можно ограничиться указанием, что наиболее общее выражение его есть:

v = п + е — r,

где v — число независимых вариаций внешних и внутренних факторов равновесия системы или число степеней её свободы; n — число её независимых слагаемых (внутренних факторов равновесия), или число тех тел, концентрация которых может быть независимо изменена; е — число внешних факторов равновесия (таковыми являются: температура, давление, капиллярное натяжение, электровозбудительная сила, различное напряжение силы тяжести и т. д.); r — число фаз, то есть физически отличных состояний материи, разделённых (r — 1) числом поверхностей раздела. Это выражение вытекает из статей самого Гиббса, но написано впервые Вальдом («Zeitschrift f. Ph. Ch.» 18, 1895, 346), и значит, словами (ср. А. Горбов, «„Закон фаз“, „Физик. Мат. Ежегод.“, II), что каждое новое тело, вступающее в систему, и каждый новый внешний фактор её равновесия, увеличивают на единицу степень свободы системы (число возможных фаз, возможных независимых вариаций температуры, давления и т. д.), а каждая новая фаза или вновь образующаяся поверхность раздела эту степень свободы понижает на единицу. Закон фаз является неоценённой руководящей нитью при изучении превращений материи.