Гидролиз.

Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители.

 

ОВР – это реакции, в которых у веществ изменяются степени окисления (условный заряд атома, равный числу потерянных или принятых электронов химической связи).

 

К ОВР относятся все реакции, в которых участвует хотя бы одно простое вещество (вещество из одного элемента), в т.ч. все реакции горения, а также замещения, например

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

 

К ОВР не относятся реакции ионного обмена.

 

Окислитель – тот, кто окисляет, а сам при этом восстанавливается (принимает электроны), восстановитель – тот, кто восстанавливает, т.е. сам окисляется (теряет электроны). Например, в реакции Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ окислителем является водород, восстановителем Zn.

 

Типичные окислители: простые вещества – типичные неметаллы (Cl₂, O₂), соединения неметаллов в высшей степени окисления (H₂SO₄, HNO₃), соединения переходных металлов в высшей степени окисления (KMnO₄, K₂Cr₂O₇).

 

Типичные восстановители: простые вещества – металлы (Fe, Mg), простые вещества – слабые неметаллы (C, Si) соединения неметаллов в низшей степени окисления (KI, NH₃).

 

Чтобы найти коэффициенты в ОВР, используют т.н. метод электронного (или электронно-ионного) баланса, например

H₂O₂ + KI = ?

перекись водорода – окислитель, иодид калия – восстановитель, значит,

H₂O₂ + 2e → 2OH^- │1

2I^- - 2e → I₂ │1

т.о., H₂O₂ + 2I^- = 2OH^- + I₂, или H₂O₂ + 2KI = 2KOH + I₂

 

Еще пример:

Cu + HNO_{3 (конц)} = ?

азотная кислота – окислитель, медь – восстановитель, значит

NO₃^- + 2H⁺ + 1e → NO₂ + H₂O │2

Сu – 2e → Cu²⁺ │1

т.о., 2NO₃^- + 4H⁺ + Cu = 2NO₂ + 2H₂O + Cu²⁺, или 4HNO₃ + Cu = 2NO₂ + 2H₂O + Cu(NO₃)₂

 

Вообще, серная (конц) и азотная (в любой конц) кислоты – хорошие окислители. В концентрированном виде они пассивируют Fe, Cr, Al (образуют на их поверхности устойчивые пленки, и реакция не идет), однако при разбавлении кислоты реакции идут.

 

Серная (разб) кислота ведет себя так же, как обычные кислоты – неокислители (например, соляная), т.е. реагирует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода и вытесняющими этот водород из кислоты.

 

 

Гиролиз в широком смысле – это реакция чего-либо с водой. Например, в организме человека гидролизуются пищевые белки (распадаются до аминокислот, а из них потом синтезируются белки, нужные человеку), крахмал (расщепляется на глюкозу, которая затем в человеке «сгорает» для высвобождения энергии или, если нет физической активности, накапливается в виде гликогена в печени и проч.), жиры (тоже источник энергии, как и углеводы). В более узком смысле гидролиз – это взаимодействие с водой неорганических солей. Бывает трех основных типов:

 

а) соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты, не гидролизуются. Например, NaCl (т.к. NaOH – сильное основание, HCl – сильная кислота).

 

Напоминаю, что сильными основаниями являются щелочи (гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов), сильными кислотами – «традиционные» HCl, H₂SO₄, HNO₃ и некоторые другие. Все остальные – слабые!

 

б) соли, образованные катионом слабого гидроксида и анионом сильной кислоты, гидролизуются по катиону, например

FeCl₂ + H₂O = ?

Fe²⁺ + H₂O = FeOH⁺ + H⁺

В итоге FeCl₂ + H₂O = FeOHCl + HCl (среда получается кислая!)

 

в) соли, образованные катионом сильного гидроксида и анионом слабой кислоты, гидролизуются по аниону, например

Na₂S + H₂O = ?

S^2- + H₂O = HS^- + OH^-

В итоге Na₂S + H₂O = NaHS + NaOH (среда щелочная!)

 

г) соли, образованные катионом слабого гидроксида и анионом слабой кислоты, гидролизуются полностью, например

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

 

В типах б), в) гидролиз обратим, г) – необратим.

 

Кислотность среды, напоминаю, можно оценить, опустив в раствор индикаторную бумажку, а более точно – с помощью pH-метра.

pH среды – это –lg[H⁺], т.е. минус логарифм молярной концентрации катионов водорода. pH, как правило, находится в интервале от 0 до 14:

в кислой среде pH от 0 до 7, в щелочной – от 7 до 14, в нейтральной 7.

 

pH человеческой крови порядка 7,3, мочи – 5-6, слюны 6,5-7,5.