Ходът на химичните реакции като цяло се дължи на обмена на частици между реагиращите вещества. Често обменът е придружен от прехвърляне на електрони от една частица към друга. И така, когато медта се измести от цинк в разтвор на меден (II) сулфат:

Zn (t) + CuSO 4 (p) \u003d ZnSO 4 (p) + Cu (t)

електроните от цинковите атоми отиват към медните йони:

Zn 0 = Zn 2+ + 2 д,

Cu 2+ + 2 д= Cu 0 ,

или общо: Zn 0 + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 0.

Процесът на загуба на електрони от частица се нарича окисляване , и процеса на придобиване на електрони възстановяване . Окислението и редукцията протичат едновременно, следователно взаимодействията, придружени от прехвърляне на електрони от една частица към друга, се наричат редокс реакции (ORD).

За удобство на описанието на OVR се използва концепцията окислителни състояния - стойност, числено равна на формалния заряд, който елементът придобива, въз основа на предположението, че всички електрони на всяка от връзките му са преминали към по-електроотрицателен атом на това съединение. Ходът на OVR е придружен от промяна в степените на окисление на елементите на веществата, участващи в реакцията . При намаляване степента на окисление на елемента намалява, когато се окислява - се увеличава . Вещество, което съдържа елемент, който понижава степента на окисление, се нарича окислител ; се нарича вещество, което съдържа елемент, който повишава степента на окисление редуциращ агент .

Степента на окисление на елемент в съединението се определя съгласно следните правила:

1) степента на окисление на елемент в просто вещество е нула;

2) алгебричната сума от всички степени на окисление на атомите в молекулата е равна на нула;

3) алгебричната сума от всички степени на окисление на атомите в сложен йон, както и степента на окисление на елемент в прост едноатомен йон, е равна на заряда на йона;

4) отрицателното окислително състояние е показано в съединението чрез атомите на елемента с най-висока електроотрицателност;

5) максималното възможно (положително) състояние на окисление на елемента съответства на номера на групата, в която се намира елементът в периодичната таблица на D.I. Менделеев.

Редица елементи в съединенията показват постоянно окислително състояние:

1) флуорът, който има най-висока електроотрицателност сред елементите, има степен на окисление –1 във всички съединения;

2) водородът в съединенията показва степен на окисление +1, с изключение на метални хидриди (–1);

3) металите от подгрупа IA във всички съединения имат степен на окисление +1;

4) металите от подгрупа IIA, както и цинкът и кадмият във всички съединения имат степен на окисление +2;

5) степента на окисление на алуминия в съединения +3;

6) степента на окисление на кислорода в съединенията е -2, с изключение на съединения, в които кислородът присъства под формата на молекулни йони: O 2 +, O 2 -, O 2 2 -, O 3 -, както и флуориди O x F 2.

Степените на окисление на атомите на елементите в съединението са написани над символа на този елемент, като първо се указва знакът на степента на окисление, а след това и неговата числена стойност, например K +1 Mn +7 O 4 -2, за разлика от заряда на йона, който е изписан вдясно, като се указва първо номерът на заряда и след това знакът: Fe 2+ , SO 4 2– .

Редокс свойствата на атомите на различни елементи се проявяват в зависимост от много фактори, най-важните от които са електронната структура на елемента, степента му на окисление в веществото и естеството на свойствата на другите участници в реакцията.

Съединения, които включват атоми на елементи в тяхното максимално (положително) състояние на окисление, например K +1 Mn +7 O 4 -2, K 2 +1 Cr +6 2 O 7 -2, H + N +5 O 3 - 2, Pb +4 O 2 -2, могат да бъдат възстановени само, действайки като окислители.

Съединения, съдържащи елементи в тяхното минимално окислително състояние, например N -3 H 3 , H 2 S -2 , HI -1 могат да се окисляват само и да действат като редуциращи агенти.

Вещества, съдържащи елементи в междинни степени на окисление, например H + N +3 O 2, H 2 O 2 -1, S 0, I 2 0, Cr +3 Cl 3, Mn +4 O 2 -2, имат редокс двойственост. В зависимост от партньора в реакцията, такива вещества са способни както да приемат, така и да даряват електрони. Съставът на редукционните и окислителни продукти също зависи от много фактори, включително средата, в която протича химическата реакция, концентрацията на реагентите и активността на партньора в окислително-редукционния процес. За да се изготви уравнение за редокс реакция, е необходимо да се знае как се променят степените на окисление на елементите, в кои други съединения преминават окислителят и редукторът.

Класификация на редокс реакции.Има четири вида редокс реакции.

1. Междумолекулнареакции, в които са окислителят и редуциращият агент различни вещества: Zn 0 +Cu +2 SO 4 \u003d Zn +2 SO 4 + Cu 0.

2. Кога термично разлаганесложни съединения, които включват окислител и редуциращ агент под формата на атоми на различни елементи, протичат редокс реакции, т.нар. вътрешномолекулно: (N -3 H 4) 2 Cr +6 2 O 7 \u003d N 2 0 + Cr +3 2 O 3 + 4H 2 O.

3. Реакции диспропорционалностможе да възникне, ако съединения, съдържащи елементи в междинни степени на окисление, са изложени на условия, при които са нестабилни (например при повишени температури). Степента на окисление на този елемент едновременно се повишава и намалява: 2H 2 O 2 -1 = O 0 2 + 2 H 2 O -2.

4. Реакции контрапропорциониране- това са процеси на взаимодействие на окислител и редуциращ агент, които включват един и същ елемент в различни степени на окисление. В резултат на това продуктът от окисление и продуктът на редукция е вещество с междинно окислително състояние на атомите на даден елемент:

Na 2 S +4 O 3 + 2Na 2 S -2 + 6HCl = 3S 0 + 6NaCl + 3H2O.

Има и реакции смесен тип. Например, вътремолекулната реакция на контрапропорциониране включва реакцията на разлагане на амониев нитрат: N -3 H 4 N +5 O 3 \u003d N +1 2 O + 2H 2 O.

Съставяне на уравнения на редокс реакции.За съставяне на уравненията на редокс реакциите, най-често използваният метод е електронният баланс и методът на електронно-йонните полуреакции.

Метод на електронен балансобикновено се използва за формулиране на уравнения за редокс реакции, протичащи между газове, твърди вещества и стопилки. Последователността на операциите е както следва:

1. Запишете формулите на реагентите и реакционните продукти в молекулярна форма: FeCl 3 + H 2 S → FeCl 2 + S + HCl;

2. Определете степента на окисление на атомите, които го променят по време на реакцията: Fe 3+ Cl 3 + H 2 S -2 → Fe 2+ Cl 2 + S 0 + HCl;

3. Чрез промяна на степените на окисление се определят броят на електроните, подадени от редуктора, и броят на електроните, приети от окислителя; съставете електронен баланс, като вземете предвид принципа на равенство в броя на дадените и получените електрони:

Fe+3+1 д= Fe +2 ½ ∙2

S-2 - 2 д= S 0 ½ ∙1

4. Коефициентите на електронен баланс се записват в уравнението на редокс реакцията като основни стехиометрични коефициенти: 2FeCl 3 + H 2 S → 2FeCl 2 + S + HCl.

5. Изберете стехиометричните коефициенти на останалите участници в реакцията: 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl.

Метод на електронно-йонни полуреакцииизползва се при изготвянето на уравнения за реакции, протичащи във воден разтвор, както и реакции, включващи вещества, при които е трудно да се определи степента на окисление на елементите. Съгласно този метод се разграничават следните основни етапи на съставяне на уравнението на реакцията:

1. Запишете общата молекулярна схема на процеса, като посочите редуктор, окислител и средата, в която протича реакцията (киселинна, неутрална или алкална). Например:

SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (разб.) → ...

2. Като се вземе предвид дисоциацията на електролитите във воден разтвор, тази схема е представена под формата на взаимодействие на молекулно-йон. Йоните, чиито степени на окисление на атомите не се променят, не са посочени в схемата, с изключение на H + и OH - йони:

SO 2 + Cr 2 O 7 2– + H + → ...

3. Определете степента на окисление на редуктора и окислителя, както и продуктите от тяхното взаимодействие:

4. Запишете материалния баланс на полуреакциите на окисление и редукция:

5. Обобщете полуреакциите, като вземете предвид принципа на равенство на дадени и получени електрони:

SO2 + 2H2O-2 д= SO 4 2– + 4H + ½ ∙3

Cr2O7 2– + 14H + + 6 д\u003d 2Cr 3+ + 7H 2 O ½ ∙1

3SO 2 + 6H 2 O + Cr 2 O 7 2– + 14H + = 3SO 4 2– + 12H + + 2Cr 3+ + 7H 2 O

намалявайки едноименните частици, получаваме общото йонно-молекулярно уравнение:

3SO 2 + Cr 2 O 7 2– + 2H + = 3SO 4 2– + 2Cr 3+ + H 2 O.

6. Добавете йони, които не са участвали в окислително-редукционния процес, изравнете количествата им отляво и отдясно, запишете уравнението на молекулярната реакция:

3SO 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 (разл.) = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

При съставянето на материалния баланс на полуреакциите на окисление и редукция, когато се променя броят на кислородните атоми, които съставляват частиците на окислителя и редуктора, трябва да се има предвид, че във водните разтвори свързването или добавянето на кислород протича с участието на водни молекули и йони на средата.

В процеса на окисление се изразходва една молекула вода на един кислороден атом, прикрепен към частицата на редуциращия агент в кисела и неутрална среда и се образуват два Н + йона; в алкална среда се изразходват два ОН хидроксидни йона и се образува една водна молекула.

В процеса на редукция, за да се свърже един кислороден атом на частица окислител в киселинна среда, се изразходват два Н + йона и се образува една водна молекула; в неутрална и алкална среда се изразходва една молекула H 2 O и се образуват два ОН йона (Таблица 2).

таблица 2

Баланс на кислородните атоми

в редокс реакции

При съставянето на уравнения трябва да се има предвид, че окислителят (или редуциращият агент) може да се изразходва не само в основната редокс реакция, но и при свързване на получените реакционни продукти, т.е. действат като среда и солобразуващ агент. Пример, когато окислителят играе ролята на среда, е реакцията на окисление на метал в азотна киселина:

3Cu + 2HNO 3 (окислител) + 6HNO 3 (околна среда) = 3Cu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

или 3Cu + 8HNO 3(razb) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H2O.

Пример, когато редуциращият агент е средата, в която протича реакцията, е реакцията на окисление на солна киселина с калиев бихромат: 6HCl (редуктор) + K 2 Cr 2 O 7 + 8HCl (среда) \u003d 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H2O

или 14HCl + K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 2KCl + 7H 2 O.

При изчисляване на количествените, масовите и обемните съотношения на участниците в редокс реакциите се използват основните стехиометрични закони на химията и по-специално законът за еквивалентите, като се има предвид, че еквивалентно числоокислителят е равен на броя на електроните, които една формулна единица на окислителя приема, а еквивалентното число на редуциращия агент е равно на броя на електроните, които една формулна единица на редуциращия агент отказва.

Подобна информация.

Реакции без промяна на степените на окисление на елементите. Условия за еднопосочни химични реакции. Хидролиза.

Тема 4.1.1. Правилото на Бертоле

Обменните реакции протичат без промяна на степените на окисление. Те се подчиняват на правилото на Бертолет: реакцията на обмен в електролитните разтвори протича необратимо и до края, ако се получават като продукти слабо разтворими вещества (утайки и газове), слабо дисоцииращи съединения (слаби електролити или комплексни йони). Следователно условията за еднопосочна реакция са:

1. Образуване на ниско йонизиращи се молекули. Пример е реакция на неутрализация:

NaOH (p) + HCl (p) \u003d NaCl (p) + H 2 O (p) - образува се вода.

Записваме реакцията в йонна форма:

Na + (p) + OH - (p) + H + (p) + Cl - (p) \u003d Na + (p) + Cl - (p) + H 2 O (p)

OH - (p) + H + (p) \u003d H 2 O (p)

2. Образуване на слабо йонизиращи комплексни йони:

Cd (OH) 2 (c) + 6 NH 3 (p) \u003d (OH) 2

Cd(OH) 2 се разтваря поради образуването на комплекс.

3. Образуване на слабо разтворимо съединение:

AgNO 3 (p) + NaCl (p) \u003d AgCl (c) ¯ + NaNO 3 (p)

Ag + (p) + Cl - (p) = AgCl(c)¯

4. Образуване на летливо съединение:

Na 2 S(p) + 2 HCl(p) = H 2 S(g) + 2 NaCl(p)

S 2 - (p) + 2 H + (p) \u003d H 2 S (g).

Хидролизата обикновено протича без промяна от окисляване. Хидролизата е реакция на обменно разлагане между вода и съответното съединение с образуване на слабо дисоциирано съединение.

Провеждаме експеримента: Да вземем кристалите на NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 и да ги разтворим в дестилирана вода. С помощта на индикатора проверяваме естеството на средата на получените разтвори.

Тема 4.1.2. Индикатори за оцветяване

4.1.2. Индикатори за оцветяване

Индикаторите са вещества, които променят цвета си в зависимост от концентрацията на протоните.

Таблица 1. Оцветяване на някои индикатори в зависимост от естеството на средата на разтвора

При добавяне на виолетов лакмус към безцветни разтвори на NaCl, Na 2 CO 3 и AlCl 3 се наблюдава появата на различни цветове (виж таблица 2).

Таблица 2. Цветът на виолетовия лакмусов индикатор в разтвори на различни соли и съответния характер на средата

Тема 4.1.3. Хидролиза на йонни съединения

Как да обясним, че в солевите разтвори възниква различна среда: кисела, алкална или почти неутрална среда, тоест се появява излишък от H + или OH - йони?

Когато се разтварят под формата на сол, те се разлагат на йони в обща форма:

KA ↔ K q + + A q - ,

където K е катион, A е анион, q е зарядът на йони.

Катион или анион създава около себе си електрическо поле(колкото по-голям е зарядът, толкова по-голямо е електрическото поле) и със своето поле въздейства върху молекулата на водата, тоест тя се поляризира. Водната молекула става по-полярна и O-H връзкасе счупва, т.е. настъпва хидролиза. Поляризиращият ефект на тона, тоест способността за разрушаване на връзката в молекулата H 2 O, е право пропорционален на заряда и обратно пропорционален на радиуса на йона. Колкото по-голям е зарядът и по-малък е радиусът, толкова по-силен е поляризиращият ефект на йона.

Степента на хидролиза зависи от естеството на катионите и анионите. Колкото по-силен е поляризиращият ефект на йоните, толкова повече протича хидролизата, тоест хидролизата на солта се причинява от онези йони, които поради поляризиращия ефект върху водните молекули водят до разпадането им и образуването на нискодисоцииращи частици.

Класификацията на йоните според способността им да хидролизират е показана в Таблица 3. Хидролизата се причинява от катиони на слабите основи, катионите на силните основи не предизвикват хидролиза. И така, Zn катиони влизат в хидролитично взаимодействие с вода, тъй като цинков (II) хидроксид Zp (OH) 2 е слаба основа. Натриевият хидроксид NaOH е силна основа; Na катионите не предизвикват хидролиза.

Анионите, които причиняват хидролиза, включват киселинни остатъци от слаби киселини. Киселинните остатъци от силни киселини не предизвикват хидролиза. По този начин флуоридният йон F‾ (киселинният остатък на слабата флуороводородна киселина HF) е способен да причини хидролиза, докато хлоридният йон Cl‾ (киселинният остатък на силната солна киселина HCl) е слабо поляризиращ йон, който не причинява хидролиза.

Таблица 3. Класификация на йоните според способността им да хидролизират

Зареждане с йони	Йони, които поляризират водните молекули и причиняват хидролиза		Слабо поляризиращи йони, които не предизвикват хидролиза
	Слаби основни катиони	Аниони на слабите киселини	Силни катиони основания	Силни аниони киселини
Единичен изстрел	NH4+	F-, НЕ 2 – , CN – , CH 3 COO –	Ли + , Na + , К + , Rb + , Cs +	кл – , Бр – , аз – , НЕ 3 – , ClO4 – , ClO3 –
Двойно заредено	Be2+ , Mg 2+ , сн 2+ , Pb 2+ , Мн 2+ , Fe 2+ , Ni 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , AlOH 2+ , CrOH 2+ , FeOH 2+	С 2 – , Se 2 – , Te 2 – , CO3 2 – , SiO3 2 – , SeO 3 2 – , TeO 3 2 – , HPO 4 2 – , HASO4 2 –	ок 2+ , старши 2+ , Ба 2+	ТАКА 4 2 –
Три изстрела	Ал 3 + , Кр 3 + , Fe 3 +	ПО 4 3 – , AsO4 3 –

Възможни са четири случая на хидролиза. Нека ги разгледаме по-подробно.

Без хидролиза на сол

Хидролиза на съединение, образувано от слабо поляризиращи йони, които не причиняват хидролиза. Например:

NaCl ↔ Na + + Cl -

Тоест, NaCl + H 2 O ≠ реакцията практически не протича.

Хидролизата практически не протича, pH на средата не се променя.

Заключение: сол, образувана от катион на силна основа и анион на силна киселина, не се подлага на хидролиза. Средата на разтвора е неутрална.

Хидролиза чрез катион

Хидролиза на съединение, образувано от умерено поляризиращ катион, който поляризира водните молекули, и слабо поляризиращ анион. Например, AlCl 3:

AlCl 3 ↔ Al 3+ + 3 Cl -

Cl - + H 2 O ≠ реакцията практически не протича.

Хидролизата протича по протежение на катиона на два етапа:

В йонна форма:

1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +

2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +

3. Al (OH) 2 + + H 2 O ↔ Al (OH) 3 + H + - практически не отива

Пълни уравнения:

1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Cl 2 + HCl

2. Al (OH) Сl 2 + H 2 O ↔ Al (OH) 2 Cl + HCl

3 Al (OH) 2 Cl + H 2 O ↔ Al (OH) 3 + HCl - практически не отива

Основният принос за рН на разтвора има първият етап на хидролиза. Дълбочината на хидролиза на солта (според катиона или аниона) се оценява от стойностите на хидролизните константи. Нека определим числената стойност на константата на хидролиза на катиони Al 3+ за първата стъпка.

Нека вземем предвид, че солта на AlCl 3 се образува от слабия основен катион Al(OH) 3, който се дисоциира поетапно в разтвор:

I. Al(OH) 3 ↔ Al(OH) 2 + + OH -

II. Al(OH) 2 + ↔ AlOH 2+ + OH -

III. AlOH 2+ ↔ Al 3+ + OH -

За да направите това, съгласно закона за действието на масата, ние записваме израза за равновесната константа за 1-вия етап на реакцията на хидролиза.

1. Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +

В разреден разтвор концентрацията на вода е постоянна стойност, т.е. = const. Следователно тя се включва в равновесната константа; тогава

K s1[ Х 2 О] = Кr1 е константата на хидролиза, тоест:

Знаейки, че йонният продукт на водата Да сеw = × =10 - 14 , израз за K r1може да се пренапише като:

Като се има предвид, че продуктът от хидролизата в етап 1 може да се дисоциира в разтвор (виж уравнение III), получаваме:

Оттук следва изводът: колкото по-слаба е основата, толкова по-силна протича хидролизата при катиона

2. AlOH 2+ + H 2 O ↔ Al(OH) 2 + + H +

3. Al(OH) 2 + + H 2 O ↔ Al(OH) 3 + H +

Като K r3много малка стойност, хидролизата практически не преминава през последния етап при нормални условия. Тези уравнения, като правило, не се записват, тоест за много заредени йони обикновено се спазва правилото:

броят на стъпките на хидролиза е с 1 по-малък от заряда на йона.

Така пълните уравнения за хидролизата на алуминиев хлорид се записват, както следва:

1. AlCl 3 + H 2 O ↔ Al(OH)Cl 2 + HCl

2. Al (OH) Сl 2 + H 2 O ↔ Al (OH) 2 Cl + HCl

Общо заключение: сол, образувана от катион на слаба основа и анион на силна киселина, претърпява хидролиза до катин. Средата на разтвора е кисела, pH< 7.

Анионна хидролиза

Хидролиза на съединение, образувано от слабо поляризиращ катион и анион, който е умерено поляризиращи водни молекули. Например Na 2 CO 3 или Na 3 PO 4.

Na 2 CO 3 ↔ 2 Na + + CO 3 2 -

Na + + H 2 O ≠ практически няма реакция;

Хидролизата протича по протежение на аниона главно в първия етап.

В йонна форма:

1. CO 3 2 - + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -

2. HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

Като се има предвид, че слабата въглеродна киселина се дисоциира в йони в разтвор, константите на йонизация на киселината за първия и втория етап са равни, съответно:

I. H 2 CO 3 ↔ HCO 3 - + H +

II. HCO 3 - ↔ CO 3 2 - + H + `

и йонния продукт на водата Да сеw = · =10 - 14 , т.е , изрази за константи на хидролиза на анион CO 3 2 - на първия K r1и второ K r2стъпки може да се пренапише като:

Оттук следва изводът: колкото по-слаба е киселината, толкова по-силна е хидролизата на аниона.

смисъл K r2 K r1

По този начин пълното уравнение за хидролизата на натриев карбонат се записва, както следва:

Na 2 CO 3 + H 2 O Û NaOH + NaHCO 3 .

Общо заключение: сол, образувана от катион на силна основа и анион на слаба киселина, претърпява хидролиза при аниона, средата е алкална, pH>7.

Хидролиза както в катиони, така и в анион

Хидролиза на съединение, образувано от катион и анион, които поляризират водните молекули.

Обикновено това са съединения с йонно-ковалентен тип връзка, така че за тях не се пишат дисоциационни уравнения. Хидролизата на такива соли протича необратимо с образуването на слаба основа и слаба киселина. Естеството на средата се определя от относителната сила на образуваните съединения.

Например:

Тема 4.1.4. Хидролиза на ковалентно съединение

Ковалентни съединения са съединения на неметали с неметали, като ClF 3 , SiCl 4 , Cl 3 N, SCl 4 , BCl 3 и др. Такива съединения се подлагат на необратимо разлагане от вода с образуването на две киселини: безкислородна и кислород-съдържаща. Така хидролизата на хлор (III) флуорид води до образуването на хлорид и флуороводородни киселини:

Други примери:

Тема 4.1.5. Фактори, влияещи върху степента на хидролиза

Според принципа на Льо Шателие степента на хидролиза се увеличава с разреждане на разтвора (увеличаване на концентрацията на вода). Например, степента на хидролиза а на натриев карбонат в 0,1 М разтвор е 2,7%, а в 0,001 М разтвор е 34%. Степента на хидролиза е съотношението на броя на частиците, които са претърпели хидролиза, към общия брой частици:

където C g- моларна концентрация на хидролизираната част от веществото, Се общата моларна концентрация на разтвора.

Степента на хидролиза също се увеличава с повишаване на температурата на разтвора, тъй като нагряването допринася за процеса на разлагане на водните молекули в йони:

H 2 O (l) ↔ H + (p) + OH - (p), ΔH 0 \u003d 55,64 kJ / mol

Практика за глава 4.1 Хидролиза

Пример 1. Напишете уравненията за хидролизата на цинков хлорид (II) ZnCl 2 . Посочете pH и естеството на средата.

Записваме уравнението за електролитната дисоциация на цинков (II) хлорид:

Помислете за взаимодействието на образуваните йони с вода:

Средно поляризиращият катион претърпява хидролиза:

тъй като се образуват водородни катиони, се образува кисела среда, рН< 7.

Слабо поляризиращ анион, хидролизата не протича:

Пълното уравнение за хидролиза на сол е:

Когато сол на слаба основа и силна киселина хидролизира, в разтвор се образува кисела среда.

Виолетов лакмус - до червен;

Метил оранжево - до червено.

Пример 2 Обмисли гхидролиза на калиев фосфат (V) K 3 RO 4:

а) електролитна дисоциация на калиев фосфат (V):

б) взаимодействие на йони с вода:

- слабо поляризиращ катион:

Хидролизата не протича.

- средно поляризиращ анион, при нормални условия, хидролизата протича на два етапа:

в) Общото уравнение на хидролизата на солта:

- първи етап:

- втори етап: .

По време на хидролизата на сол на силна основа и слаба киселина, в разтвора се появява алкална среда, pH> 7.

В разтвор на тази сол индикаторите са оцветени:

Виолетов лакмус - до син;

Метил оранжево - до жълто;

Фенолфталеин - пурпурен.

Пример 3. Хидролиза на алуминиев (III) сулфид Al 2 S 3 и берилиев карбонат ВеСО 3 .

Сол на слаба основа и слаба киселина се подлага на пълна хидролиза, за да образува основа и киселина:

Пример 4Няма хидролиза в разтвор на NaNO 3:

а) електролитна дисоциация на натриев нитрат (V):

б) йони , слабо въздействащи на водните молекули (слабо поляризиращи йони), не предизвикват хидролиза:

не настъпва хидролиза.

Хидролизата не протича.

Солта на силна основа и силна киселина не се подлага на хидролиза. Средата е неутрална, pH = 7.

Пример 5Хидролиза на ковалентни съединения. Ковалентни съединения (неметали с неметали) се подлагат на необратимо разлагане от вода с образуването на две киселини. Така хидролизата на хлор (III) флуорид води до образуването на хлорид и флуороводородни киселини:

Не забравяйте, че хидролизата обикновено протича без промяна на степените на окисление на елементите.

Пример 6Анионната хидролиза може да протече съгласно следните уравнения:

етап I:

II втори етап: .

Дайте изрази за хидролизните константи за тези стъпки. Изчислете константите на хидролиза, като използвате йонния продукт на водата

K w \u003d \u003d 10 - 14

и йонизиращи константи на сулфидна киселина:

Сравнете дълбочината на хидролизата в първия и втория етап. Каква стъпка на практика ограничава хидролизата с ?

Даваме израза и изчисляваме стойността на хидролизната константа за първия етап:

Даваме израза и изчисляваме стойността на хидролизната константа за втория етап:

смисъл K r2незначително в сравнение със стойността K r1. Това показва, че вторият етап на хидролиза практически не протича.

ЗАДАЧИ ЗА САМОСТОЯТЕЛНО РЕШЕНИЕ

1. Напишете уравненията на хидролизата за следните съединения: CoCl 2 , Na 2 SiO 3 , BCl 3 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза? Посочете цвета на индикаторите в тези разтвори. Дайте израза за хидролизната константа за SiO 3 2 - йона.

2. Напишете уравненията на хидролизата за следните съединения: K 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , PCl 3 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза? Дайте израза за хидролизната константа за Cr 3+ йона.

3. Напишете уравненията на хидролизата за следните съединения: FeBr 2 , K 3 PO 4 , PCl 5 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза? Дайте израза за хидролизната константа за PO 4 3 - йона.

4. Напишете хидролизни уравнения за следните съединения: K 2 SiO 3 , Be(NO 3) 2 , PI 3 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза? Посочете цвета на индикаторите в тези разтвори.

5. Напишете хидролизни уравнения за следните съединения: AlCl 3 , Na 2 S, BBr 3 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза? Дайте израза за хидролизната константа за йона Al 3+.

Направете хидролизните уравнения за следните съединения: FeSO 4 , Na 2 SiO 3 , SiCl 4 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза?

Напишете хидролизни уравнения за следните съединения: Ni(NO 3) 2 , Na 3 PO 4 , PBr 5 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза?

Напишете хидролизни уравнения за следните съединения: K 2 SO 3 , SnCl 2 , SCl 4 . Посочете pH и естеството на средата. Кое от тези съединения претърпява пълна хидролиза?

Една от основните концепции на неорганичната химия е концепцията за степента на окисление (CO).

Степента на окисление на елемент в съединение е формалният заряд на атома на елемента, изчислен от предположението, че валентните електрони преминават към атоми с по-висока относителна електроотрицателност (REO) и всички връзки в молекулата на съединението са йонни.

Степента на окисление на елемента Е е обозначена в горната част над символа на елемента със знак „+“ или „-“ пред числото.

Степента на окисление на йони, действително съществуващи в разтвор или кристали, съвпада с техния заряден номер и се обозначава по подобен начин със знак "+" или "" след числото, например Ca 2+ .

Методът Stock се използва и за обозначаване на степента на окисление с римски цифри след символа на елемента: Mn (VII), Fe (III).

Въпросът за знака на степента на окисление на атомите в една молекула се решава на базата на сравнение на електроотрицателността на взаимосвързаните атоми, които образуват молекулата. В този случай атом с по-ниска електроотрицателност има положителна степен на окисление, а с по-висока – отрицателна.

Трябва да се отбележи, че степента на окисление не може да бъде идентифицирана с валентността на елемента. Валентността, дефинирана като броя на химичните връзки, чрез които даден атом е свързан с други атоми, не може да бъде нула и няма знак „+“ или „“. Степента на окисление може да има както положителни, така и отрицателни стойности, както и нулеви и дори дробни стойности. И така, в молекула CO 2 степента на окисление на C е +4, а в CH 4 молекула, степента на окисление на C е 4. Валентността на въглерода и в двете съединения е IV.

Въпреки горните недостатъци, използването на концепцията за степента на окисление е удобно при класификацията на химичните съединения и формулирането на уравнения за редокс реакции.

В редокс реакциите протичат два взаимосвързани процеса: окисление и редукция.

Окислениесе нарича процес на загуба на електрони. Възстановяванепроцес на добавяне на електрони.

Веществата, чиито атоми или йони даряват електрони, се наричат редуциращи агенти.Вещества, чиито атоми или йони прикрепват електрони (или привличат обща двойка електрони към себе си), се наричат окислители.

Когато даден елемент се окислява, степента на окисление се увеличава, с други думи, редуциращият агент по време на реакцията повишава степента на окисление.

Напротив, когато елементът се редуцира, степента на окисление намалява, т.е. по време на реакцията окислителят намалява степента на окисление.

По този начин е възможно да се даде следната формулировка на окислително-редукционните реакции: окислително-редукционните реакции са реакции, които протичат с промяна в степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват реагиращите вещества.

Окисляващи и редуциращи агенти

За да се предскажат продуктите и посоката на редокс реакциите, е полезно да се помни, че типичните окислители са прости вещества, чиито атоми имат голям EER> 3,0 (елементи от VIA и VIIA групи). От тях най-мощните окислители са флуор (OEO = 4,0), кислород (OEO = 3,0), хлор (OEO = 3,5). Важни окислители включват PbO 2 , KMnO 4 , Ca(SO 4) 2 , K 2 Cr 2 O 7 , HClO, HClO 3, KSIO 4, NaBiO 3, H 2 SO4 (конц), HNO 3 (конц), Na 2 O 2, (NH 4) 2 S 2 O 8, KSIO 3, H 2 O 2 и други вещества , които съдържат атоми с по-висок или по-висок CO.

Типичните редуциращи агенти включват прости вещества, чиито атоми имат малък EOR< 1,5 (металлы IA и IIAгрупп и некоторые другие металлы). К важным восстановителям относятся H 2 S, NH 3 , HI, KI, SnCl 2 , FeSO 4 , C, H 2 , CO, H 2 SO 3 , Cr 2 (SO 4) 3 , CuCl, Na 2 S 2 O 3 и другие вещества, которые содержат атомы с низкими СО.

При съставянето на уравненията на редокс реакциите могат да се използват два метода: метод на електронния баланс и йонно-електронен метод (метод на полуреакция). По-правилна представа за редокс процесите в разтворите дава йонно-електронният метод. С помощта на този метод се прогнозират промени, които претърпяват йони и молекули, които действително съществуват в разтвора.

В допълнение към прогнозирането на реакционните продукти, уравненията на йонната полуреакция са необходими за разбиране на редокс процесите, които протичат по време на електролизата и в галваничните клетки. Този метод отразява ролята на средата като участник в процеса. И накрая, когато използвате този метод, не е необходимо да знаете предварително всички образувани вещества, тъй като много от тях се получават чрез съставяне на уравнението на редокс реакциите.

Трябва да се има предвид, че въпреки че полуреакциите отразяват реалните процеси, протичащи по време на окислително-редукционните реакции, те не могат да бъдат идентифицирани с реалните етапи (механизъм) на редокс реакциите.

Много фактори влияят върху естеството и посоката на редокс реакциите: естеството на реагентите, реакцията на средата, концентрацията, температурата и катализаторите.

Биологично значение на окислително-редукционните процеси

Важни процеси в животинските организми са реакциите на ензимно окисление на субстратни вещества: въглехидрати, мазнини, аминокиселини. В резултат на тези процеси организмите получават голям бройенергия. Приблизително 90% от общата енергийна нужда на възрастен мъж се покрива от енергията, произведена в тъканите при окисляването на въглехидратите и мазнините. Останалата част от енергията ~10% идва от окислителното разграждане на аминокиселините.

Биологичното окисление протича по сложни механизми с участието на голям брой ензими. В митохондриите окисляването настъпва в резултат на пренос на електрони от органични субстрати. Като носители на електрони, дихателната верига на митохондриите включва различни протеини, съдържащи различни функционални групи, които са предназначени да пренасят електрони. Докато се движат по веригата от един междинен продукт към друг, електроните губят свободната си енергия. За всяка двойка електрони, прехвърлени през дихателната верига към кислорода, се синтезират 3 АТФ молекули. Свободната енергия, освободена при прехвърлянето на 2 електрона към кислород, е 220 kJ/mol.

Синтезът на 1 молекула АТФ при стандартни условия изразходва 30,5 kJ. От това става ясно, че доста голяма част безплатна енергия, освободен при прехвърлянето на една двойка електрони, се съхранява в молекулите на АТФ. От тези данни става ясна и ролята на многоетапния електронен трансфер от първоначалния редуктор към кислорода. Голямата енергия (220 kJ), освободена при прехвърлянето на една двойка електрони към кислород, се разделя на множество порции, съответстващи на отделните етапи на окисление. На три такива етапа количеството освободена енергия приблизително съответства на енергията, необходима за синтеза на 1 молекула АТФ.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Окислително състояниее количествена оценка на състоянието на атома химичен елементв съединение, базирано на неговата електроотрицателност.

Приема както положителни, така и отрицателни стойности. За да посочите степента на окисление на елемент в съединение, трябва да поставите арабска цифра със съответния знак ("+" или "-") над неговия символ.

Трябва да се помни, че степента на окисление е величина, която няма физическо значение, тъй като не отразява реалния заряд на атома. Тази концепция обаче се използва много широко в химията.

Таблица на степента на окисление на химичните елементи

Максималните положителни и минимални отрицателни степени на окисление могат да бъдат определени с помощта на периодичната таблица на D.I. Менделеев. Те са равни на номера на групата, в която се намира елементът, и разликата между стойността на "най-високото" степен на окисление и съответно числото 8.

Ако разгледаме по-конкретно химичните съединения, тогава в вещества с неполярни връзки степента на окисление на елементите е нула (N 2, H 2, Cl 2).

Степента на окисление на металите в елементарно състояние е нула, тъй като разпределението на електронната плътност в тях е равномерно.

В прости йонни съединения степента на окисление на съставните им елементи е равна на електрическия заряд, тъй като по време на образуването на тези съединения се извършва почти пълно прехвърляне на електрони от един атом към друг: Na +1 I -1, Mg +2 Cl -1 2, Al +3 F - 1 3 , Zr +4 Br -1 4 .

При определяне на степента на окисление на елементите в съединения с полярни ковалентни връзки се сравняват стойностите на тяхната електроотрицателност. Тъй като по време на образуването на химична връзка електроните се изместват към атоми на по-електроотрицателни елементи, последните имат отрицателна степен на окисление в съединенията.

Има елементи, за които е характерна само една стойност на степента на окисление (флуор, метали от IA и IIA групи и др.). Флуор, характеризиращ се най-висока стойностелектроотрицателност, в съединенията винаги има постоянна отрицателна степен на окисление (-1).

Алкалните и алкалоземните елементи, които се характеризират с относително ниска стойност на електроотрицателност, винаги имат положителна степен на окисление, равна съответно на (+1) и (+2).

Има обаче и такива химични елементи, които се характеризират с няколко стойности на степента на окисление (сяра - (-2), 0, (+2), (+4), (+6) и др.) .

За да се запомни по-лесно колко и какви степени на окисление са характерни за даден химичен елемент, се използват таблици на степените на окисление на химичните елементи, които изглеждат така:

Сериен номер	руски/английски заглавие	химически символ	Окислително състояние
	водород
	Хелий / Хелий
	Литий / литий
	Берилий / Берилий
			(-1), 0, (+1), (+2), (+3)
	Въглерод / Въглерод		(-4), (-3), (-2), (-1), 0, (+2), (+4)
	Азот / Азот		(-3), (-2), (-1), 0, (+1), (+2), (+3), (+4), (+5)
	Кислород / Кислород		(-2), (-1), 0, (+1), (+2)
	Флуор / Флуор
	натрий
	Магнезий / Магнезий
	алуминий
	Силиций / Силиций		(-4), 0, (+2), (+4)
	Фосфор / Фосфор		(-3), 0, (+3), (+5)
	сяра		(-2), 0, (+4), (+6)
	Хлор / Хлор		(-1), 0, (+1), (+3), (+5), (+7), рядко (+2) и (+4)
	Аргон / Аргон
	Калий / Калий
	Калций / Калций
	Скандий / Скандий
	Титан / Титан		(+2), (+3), (+4)
	Ванадий / Ванадий		(+2), (+3), (+4), (+5)
	Хром / Хром		(+2), (+3), (+6)
	Манган / Манган		(+2), (+3), (+4), (+6), (+7)
	Желязо / Желязо		(+2), (+3), рядко (+4) и (+6)
	Кобалт / Кобалт		(+2), (+3), рядко (+4)
	Никел / Никел		(+2), рядко (+1), (+3) и (+4)
	медни		+1, +2, рядко (+3)
	Галий / Галий		(+3), рядко (+2)
	Германий / Германий		(-4), (+2), (+4)
	Арсен / Арсен		(-3), (+3), (+5), рядко (+2)
	Селен / Селен		(-2), (+4), (+6), рядко (+2)
	Бром / Бром		(-1), (+1), (+5), рядко (+3), (+4)
	Криптон / Криптон
	Рубидий / Рубидий
	Стронций / Стронций
	Итрий / Итрий
	Цирконий / Цирконий		(+4), рядко (+2) и (+3)
	Ниобий / Ниобий		(+3), (+5), рядко (+2) и (+4)
	Молибден / Molybdenum		(+3), (+6), рядко (+2), (+3) и (+5)
	Технеций / Технеций
	Рутений / Рутений		(+3), (+4), (+8), рядко (+2), (+6) и (+7)
	Родий		(+4), рядко (+2), (+3) и (+6)
	Паладий / Паладий		(+2), (+4), рядко (+6)
	Сребро / Сребро		(+1), рядко (+2) и (+3)
	Кадмий / Кадмий		(+2), рядко (+1)
	Индий / Индий		(+3), рядко (+1) и (+2)
	Калай / Тин		(+2), (+4)
	Антимон / Антимон		(-3), (+3), (+5), рядко (+4)
	Телур / Telurium		(-2), (+4), (+6), рядко (+2)
			(-1), (+1), (+5), (+7), рядко (+3), (+4)
	Ксенон / Ксенон
	Цезий / Цезий
	Барий / Барий
	Lanthanum / Lanthanum
	Церий / Церий		(+3), (+4)
	Празеодим / Празеодим
	Неодим / Неодим		(+3), (+4)
	Прометий / Прометий
	Самария / Самариум		(+3), рядко (+2)
	Европий / Европий		(+3), рядко (+2)
	Гадолиний / Гадолиний
	Тербий / Тербий		(+3), (+4)
	Диспрозий / Диспрозий
	Холмий / Холмий
	Ербий / Ербий
	Тулий / Тулий		(+3), рядко (+2)
	Итербий / Итербий		(+3), рядко (+2)
	Лутеций / Лутеций
	Хафний / Хафний
	Тантал / Тантал		(+5), рядко (+3), (+4)
	Волфрам / Волфрам		(+6), рядко (+2), (+3), (+4) и (+5)
	Рений / Рений		(+2), (+4), (+6), (+7), рядко (-1), (+1), (+3), (+5)
	Осмий / Осмий		(+3), (+4), (+6), (+8), рядко (+2)
	Иридий / Иридий		(+3), (+4), (+6), рядко (+1) и (+2)
	Платина / Платина		(+2), (+4), (+6), рядко (+1) и (+3)
	Злато / злато		(+1), (+3), рядко (+2)
	Меркурий / Меркурий		(+1), (+2)
	Талия / Талий		(+1), (+3), рядко (+2)
	Олово / Олово		(+2), (+4)
	Бисмут / Бисмут		(+3), рядко (+3), (+2), (+4) и (+5)
	Полоний / Полоний		(+2), (+4), рядко (-2) и (+6)
	Астат / Астат
	Радон / Радон
	Francium / Francium
	Радий / Радий
	Актиний / Актиний
	Торий / Торий
	Проактиний / Протактиний
	Уран / Уран		(+3), (+4), (+6), рядко (+2) и (+5)

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Отговор Ще определим алтернативно степента на окисление на фосфора във всяка от предложените схеми на трансформация и след това ще изберем правилния отговор.

• Степента на окисление на фосфора във фосфина е (-3), а във фосфорната киселина - (+5). Промяна в степента на окисление на фосфора: +3 → +5, т.е. първият отговор.
• Степента на окисление на химичен елемент в простото вещество е нула. Степента на окисление на фосфора в оксидния състав P 2 O 5 е равна на (+5). Промяна в степента на окисление на фосфора: 0 → +5, т.е. трети отговор.
• Степента на окисление на фосфора в киселина от състав HPO 3 е (+5), а H 3 PO 2 е (+1). Промяна в степента на окисление на фосфора: +5 → +1, т.е. пети отговор.

ПРИМЕР 2

Упражнение	Степента на окисление (-3) въглеродът има в съединението: а) CH 3 Cl; b) C2H2; в) НСОН; г) C2H6.
Решение	За да дадем правилен отговор на поставения въпрос, ще определим последователно степента на въглеродно окисление във всяко от предложените съединения. а) степента на окисление на водорода е (+1), а на хлора - (-1). Приемаме за "x" степента на окисление на въглерода: x + 3×1 + (-1) =0; Отговорът е неправилен. б) степента на окисление на водорода е (+1). Приемаме за "y" степента на окисление на въглерода: 2×y + 2×1 = 0; Отговорът е неправилен. в) степента на окисление на водорода е (+1), а на кислорода - (-2). Да вземем за "z" степента на окисление на въглерода: 1 + z + (-2) +1 = 0: Отговорът е неправилен. г) степента на окисление на водорода е (+1). Да вземем за "а" степента на окисление на въглерода: 2×a + 6×1 = 0; Правилен отговор.
Отговор	Вариант (г)

Изчисляване на степента на окисление

Резюме

1. Формирането на персонал е една от най-значимите области на работа на мениджъра по персонала.

2. За осигуряване на организацията с необходимите човешки ресурси е важно да се разработи адекватна ситуация във външната среда и технологията на дейност, структурата на фирмата; изчисляване на нуждата от персонал.

3. За разработване на програми за набиране на персонал е необходимо да се анализира ситуацията с персонала в региона, да се разработят процедури за привличане и оценка на кандидати и да се предприемат мерки за адаптация за включване на нови служители в организацията.

тестови въпроси

1. Какви групи фактори трябва да се вземат предвид при създаването на организационна структура?
2. Какви етапи от проектирането на организацията могат да бъдат разграничени?
3. Обяснете понятието „качествена оценка на потребностите от персонал“.
4. Опишете понятието „допълнителна нужда от персонал“.
5. Каква е целта на анализа на кадровата ситуация в региона?
6. Каква е целта на анализа на ефективността?
7. Какви са етапите на анализа на ефективността?
8. Обяснете какво е професиограма?
9. Какви фактори външна средаповлияе на процеса на набиране на персонал?
10. Опишете източниците на вътрешно и външно набиране на персонал.
11. Как да оценим качеството на комплекта?
12. Какви методи се използват за оценка на кандидатите?
13. Какви парадигми за конкурентно набиране на персонал познавате?
14. Назовете етапите на адаптация на служител в организация.

За да се изчисли степента на окисление на даден елемент, трябва да се вземат предвид следните разпоредби:

1. Степените на окисление на атомите в простите вещества са равни на нула (Na 0; H 2 0).

2. Алгебричната сума от степените на окисление на всички атоми, които изграждат молекулата, винаги е нула, а в комплексен йон тази сума е равна на заряда на йона.

3. Атомите имат постоянна степен на окисление: алкални метали (+1), алкалоземни метали (+2), водород (+1) (с изключение на хидридите NaH, CaH 2 и др., където степента на окисление на водорода е -1 ), кислород (-2 ) (с изключение на F 2 -1 O +2 и пероксиди, съдържащи групата –O–O–, при които степента на окисление на кислорода е -1).

4. За елементите положителното окислително състояние не може да надвишава стойност, равна на номера на групата на периодичната система.

Примери:

V2+505-2; Na2+1B4+3O7-2; K +1 Cl +7O4-2; N-3H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na 2 +1 Cr 2 +6 O 7 -2

Има два вида химични реакции:

A Реакции, при които степента на окисление на елементите не се променя:

Реакции на добавяне

SO 2 + Na 2 O Na 2 SO 3

Реакции на разлагане

Cu(OH) 2 - t CuO + H 2 O

Обменни реакции

AgNO 3 + KCl AgCl + KNO 3

NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H 2 O

B Реакции, при които има промяна в степените на окисление на атомите на елементите, които изграждат реагиращите съединения:

2Mg 0 + O 2 0 2Mg +2 O -2

2KCl +5 O 3 -2 - t 2KCl -1 + 3O 2 0

2KI -1 + Cl 2 0 2KCl -1 + I 2 0

Mn +4 O 2 + 4HCl -1 Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + 2H 2 O

Такива реакции се наричат редокс.