Опыт 3. Полный гидролиз соли

В две пробирки внести по 1-2 капли хлорида алюминия. В первую пробирку прилить раствор карбоната натрия, во вторую пробирку – раствор сульфида натрия до выпадения осадка.

- Отметить внешние проявления реакций: образование осадка, выделение газа, запахи;

- ответить, образуется ли карбонат алюминия в водном растворе;

- составить уравнение реакции между водными растворами карбоната натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме:

AlCl₃ + Na₂CO₃ + H₂O → …;

Al³⁺ + CO₃^2- + H₂O → …;

- ответить, образуется ли сульфид алюминия в водном растворе;

- составить уравнения реакции между водными растворами сульфида натрия и хлорида алюминия в молекулярной и ионной форме:

AlCl₃ + Na₂S + H₂O → …;

Al³⁺ + S^2- + H₂O → …;

- отличаются или нет по составу образующиеся осадки в первой и во второй пробирках;

- совместный гидролиз по катиону и по аниону взаимно усиливаются или нет;

- ответить, какие соли подвергаются полному гидролизу, как это отражается в таблице растворимости (табл.4 приложения)

 

 

Контрольные тестовые задания по теме: «Гидролиз солей»

Задание 4.1.1

Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) FeSO₄; 2) Na₂SO₃; 3) Fe(NO₃)₂; 4) Fe₂(SO₄)₃; 5) Na₂SO₄.

Задание 4.1.2

Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) BaI₂; 2) Na₂CrO₄; 3) CuCl₂; 4) MgI₂; 5) K₂СO₃.

Задание 4.1.3

Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) K₂CO₃; 2) KCl; 3) ZnCl₂; 4) ZnCO₃; 5) BeCl₂._.

Задание 4.1.4

Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) Cu(NO₃)₂; 2) CuCl₂; 3) FeCl₃; 4) Ca(NO₃)₂; 5) BiCl₃.

Задание 4.1.5

Гидролизу не подвергается:

Ответы: 1) Cs₂CO₃; 2) K₂CO₃; 3) Cs₂SO₄; 4) FeSO₄; 5) FeCl_2.

Задание 4.1.6

Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) FeSO₄; 2) Na₂SO₃; 3) Fe(NO_{3) 2}; 4) Fe₂(SO_{4) 3}; 5) Na₂SO₄.

 

 

Задание 4.1.7

Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) BaI₂; 2) Na₂CrO₄; 3) CuCl₂; 4) MgI₂; 5) KNO₃.

 

Задание 4.1.8

Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) K₂CO₃; 2) KCl; 3) ZnCl₂; 4) Zn(NO_{3) 2}; 5) BeSO₄.

_.

Задание 4.1.9

Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) RbI; 2) NaNO₃; 3) K₂SO₄; 4) CuCl₂; 5) CH₃COONa.

Задание 4.1.10

Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) K₂SO₄; 2) NaCl; 3) NH₄Cl; 4) Na₂S; 5) CaCl₂.

Задание 4.1.11

Гидролизу по аниону подвергается:

Ответы: 1) K₂SO₄; 2) NaCl; 3) NH₄Cl; 4) Na₂S; 5) CaCl₂.

Задание 4.1.12

Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) Cs₂CO₃; 2) K₂CO₃; 3) Cs₂SO₄; 4) CaSO₄; 5) FeCl_2.

Задание 4.1.13

Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) BaI₂; 2) Na₂CrO₄; 3) CuCl₂; 4) SrI₂; 5) K₂СO₃.

Задание 4.1.14

Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) Na₃PO₄; 2) NaHS; 3) CoSO₄; 4) K₂SO₄; 5) KI.

Задание 4.1.15

Гидролизу по катиону подвергается:

Ответы: 1) NaBr; 2) NiBr₂; 3) K₂CO₃; 4) KHCO₃; 5) BaCl₂.

Задание 4.2.1

Кислaя среда в растворе соли:

Ответы: 1) FeSO₄; 2) Na₂SO₃; 3) Fe(OH)₂; 4) Fe₂O₃; 5) Na₂SO₄.

Задание 4.2.2

Кислaя среда в растворе соли:

Ответы: 1) Na₂CO₃; 2) CuCl₂; 3) NaCl; 4) Na₂S; 5) NaI.

Задание 4.2.3

Кислaя среда в растворе соли:

Ответы: 1) NaNO₃; 2) Na₂CO₃; 3) KNO₃; 4) BiCl₃; 5) NaHCO₃.

Задание 4.2.4

Кислaя среда в растворе соли:

Ответы: 1) CoSO₄; 2) Na₂SO₄; 3) K₂SO₄; 4) CsI; 5) CaCl₂.

Задание 4.2.5

Кислaя среда в растворе соли:

Ответы: 1) Ca(NO_{3) 2}; 2) SrCl₂; 3) Sr(HCO_{3) 2}; 4) Fe(NO_{3) 3}; 5) Ba(NO_{3) 2}.

 

Задание 4.2.6

Нейтральная среда в растворе соли:

Ответы: 1) FeSO₄; 2) NaHSO₃; 3) Fe(OH)₂; 4) Fe₂O₃; 5) Na₂SO₄.

Задание 4.2.7

Нейтральная среда в растворе соли:

Ответы: 1) Ni(NO_{3) 2}; 2) Na₂CO₃; 3) KNO₃; 4) BiCl₃; 5) NaHCO₃.

Задание 4.2.8

Нейтральная среда в растворе соли:

Ответы: 1) Ca(NO_{3) 2}; 2) SnCl₂; 3) Sr(HCO_{3) 2}; 4) Fe(NO_{3) 3}; 5) Bi(NO_{3) 3}.

Задание 4.2.9

Нейтральная среда в растворе соли:

Ответы: 1) Na₂CO₃; 2) CuCl₂; 3) NaCl; 4) Na₂S; 5) FeSO₄.

Задание 4.2.10

Нейтральная среда в растворе соли:

Ответы: 1) BaCl₂; 2) CuSO₄; 3) K₂CO₃; 4) Na₃PO₄; 5) NaHCO₃.

Задание 4.2.11

Основная среда в растворе соли:

Ответы: 1) Na₂SO₄; 2) CuCl₂; 3) NaCl; 4) Na₂S; 5) FeSO₄.

Задание 4.2.12

Основная среда в растворе соли:

Ответы: 1) Ni(NO_{3) 2}; 2) Na₂CO₃; 3) KNO₃; 4) BiCl₃; 5) NaHSO₃.

Задание 4.2.13

Основная среда в растворе соли:

Ответы: 1) FeCl₃; 2) Na₂SO₄; 3) K₂SO₃; 4) CsI; 5) CaCl₂.

Задание 4.2.14

Основная среда в растворе соли:

Ответы: 1) BaCl₂; 2) CuSO₄; 3) KNO₃; 4) Na₃PO₄; 5) NaHSO₄.

Задание 4.2.15

Основная среда в растворе соли:

Ответы: 1) NaNO₂; 2) FeSO₄; 3) KI; 4) Ba(NO_{3) 2}; 5) NaNO₃

Окислительно-восстановительные процессы

Основные понятия

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления участвующих в них элементов, называют окислительно-восстановительными реакциями (ОВР).

Степень окисления элемента – формальный заряд, который был бы на атоме, если бы все связи были ионными. Окислительно-восстановительная реакция протекает между окислителем и восстановителем.

Окислитель – реагент, степень окисления элемента в котором в результате присоединения электронов понижается. Окислитель является акцептором электронов, то есть «принимает электроны» и восстанавливается.

Восстановитель – реагент, степень окисления элемента в котором повышается в результате отдачи электронов. Восстановитель является донором электронов, то есть «отдает электроны» и окисляется. В окислительно-восстановительных реакциях восстановитель переходит в соответствующую окисленную форму, и наоборот, окислитель – в соответствующую восстановленную форму. Каждый из реагентов со своим продуктом образует сопряженную окислительно-восстановительную пару.

Окисление – процесс в котором степень окисления элемента повышается вследствие отдачи электронов;

Восстановление – процесс в котором степень окисления элемента понижается вследствие присоединения электронов.

Процессы окисления и восстановления протекают одновременно.

Степень окисления понижается

Присоединение электронов

 

+ = +

Восстановитель Окислитель

Отдача электронов

Степень окисления повышается

Сопряженные окислительно-восстановительные пары

1. Zn Zn²⁺ + 2e ^–

восстан. окисл.

форма (1) форма (1)

2. 2H⁺ + 2e ^– H₂

окисл. восстан.

форма (2) форма (2)

Вещества в окислительно-восстановительных реакциях могут проявлять

– только окислительные свойства, если содержат атом элемента в максимальной степени окисления ();

– только восстановительные свойства, если содержат атом элемента в минимальной степени окисления (металлы, Na^o, Mn^o, Fe^o, Zn^o…NaI^–1, Na₂S^–2, NH₃);

– двойственные окислительно-восстановительные свойства, если содержат атом элемента в промежуточной степени окисления (неметаллы Br₂, I₂, S,…, );

– инертные свойства по отношению к окислителям и восстановителям, если все элементы находятся в постоянной и устойчивой степени окисления (Na₂SiO₃, K₂CO₃, Na₃PO₄…).

Окислительно-восстановительные реакции подразделяют на следующие типы

– межмолекулярные: окислитель и восстановитель являются разными веществами:

+ + → + + + ;

восстановитель окислитель

– внутримолекулярные: атомы окислителя и восстановителя входят в состав одного соединения

 

→ + ;

 

 

окислитель восстановитель

– диспропорционирования или самоокисления-самовосстановления: окислителем и восстановителем является одно и то же вещество

_{0 -2+4}

3S + 6KOH → 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O;

и окислитель

и восстановитель

_– конпропорционирования: окислителем и восстановителем являются атомы одного элемента в разных степенях окисления

+ → +

восстановитель окислитель

В уравнениях окислительно-восстановительных реакций должен быть отражен «электронный» и «материальный» баланс.

Электронный баланс: число электронов, «отданных» восстановителем, должно быть равно числу электронов, «принятых» окислителем.

Материальный баланс: число атомов одного элемента в левой и правой части уравнения должно быть одинаковым.

Подбор коэффициентов в уравнении ОВР проводят либо методом электронного баланса, либо методом ионно-электронного баланса. Метод электронного баланса применяют для составления уравнений реакцией ОВР любого типа. Он включает следующие этапы.

1. Определение степеней окисления элементов:

 

→

^{окислитель восстановитель}

2. Составление уравнений процессов окисления и восстановления:

Cr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ (процесс восстановления)

I^– – e → I^o (процесс окисления)

3. Определение наименьшего общего кратного числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов, определение коэффициентов электронного баланса:

Наименьшее Коэффициенты

общее кратное электронного баланса

Сr⁺⁶ + 3e → Cr⁺³ 1

I^– – 1e → I^o 3

4. Расстановка коэффициентов электронного баланса (с учетом состава соединений) перед окислителем и восстановителем и продуктами их превращений:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + K₂SO₄ + H₂O

5. Определение коэффициентов материального баланса для всех остальных элементов:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3I₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

6. Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и в правой части уравнения:

число атомов 0 число атомов 0

в левой части уравнения в правой части уравнения

[7 + 7∙4] = 35 [(3∙4 + 4∙4 + 7)] = 35

Метод ионно-электронного баланса применяют для составления уравнений ОВР, протекающих в водных растворах. Он включает следующие этапы:

1. Составление схемы реакции с учетом диссоциации сильных электролитов на ионы:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O (молекуляр-

наяформа)

K⁺+MnO₄^– +2Na⁺+SO₃^2–+2H⁺+SO₄^2-→Mn²⁺+SO₄^2-+2Na⁺+SO₄^2–+H₂O (ионная

форма)

2. Определение частиц, изменивших в результате реакции состав или заряд:

MnO₄^– → Mn²⁺

SO₃^2– → SO₄^2–

3. Составление полуреакций окисления и восстановления. Причем материальный баланс подбирается с использованием частиц H₂O и H⁺ - для реакций в кислой среде и частиц H₂O и OH^– - для реакций в щелочной среде

MnO₄^– + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

SO₃^2– + H₂O → SO₄^2– + 2H⁺

4. Определение заряда каждой из систем до и после превращения; определение числа «отданных» восстановителем и «принятых» окислителем электронов:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e^– → Mn²⁺ + 4H₂O (процесс восстановления)

суммарный заряд суммарный заряд число переданных

до превращения после превращения электронов

[–1+8(+1)]=+7 [+2+4∙0]=+2 n₁= +7–2= +5

SO₃^2– + H₂O – 2e → SO₄^2– + 2H⁺ (процесс окисления)

суммарный заряд суммарный заряд число переданных

до превращения после превращения электронов

[–2+0]=–2 [–2+2∙(+1)]=0 n₂= –2–0= –2

5. Определение коэффициентов электронного баланса:

Наименьшее общее коэффициенты элек-

кратное тронного баланса

5∙2=10

MnO₄^– + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O 10: 5=2

SO₃^2– + H₂O – 2e → SO₄^2– + 2H⁺ 10: 2=5

 

6. Сложение полуреакций окисления и восстановления, умноженных на со

ответствующие коэффициенты электронного баланса, «приведение по

добных членов» и составление краткого ионного уравнения:

2MnO₄^– + 16H⁺ + 10e + SO₃^2– + 5H₂O – 10e →2Mn²⁺ + 8H₂O + 5SO₄^2– + 10H⁺

2MnO₄^– + 6H⁺ + 5SO₃^2– → 2Mn²⁺ + 5SO₄^2– + 3H₂O (краткое ионное уравнение)

7. Составление молекулярного уравнения. Коэффициенты, полученные в кратком ионном уравнении, переносятся в молекулярное (с учетом состава соединений):

2KMnO₄ + 3H₂SO₄ + 5Na₂SO₃ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + 3H₂O + K₂SO₄

8. Определение коэффициентов перед элементами, не участвовавшими в ОВР (например, К).

9. Проверка по суммарному числу атомов кислорода в левой и правой части уравнения:

суммарное число атомов 0 суммарное число атомов 0

в левой части уравнения в правой части уравнения

[2∙4+3∙4+5∙3]=35 [2∙4+5∙4+3+4]=35