Температура. Поскольку реакция гидролиза эндотермическая, то повышение температуры смещает равновесие в системе вправо, степень гидролиза возрастает.

Концентрация продуктов гидролиза. Гидролиз - обратимый процесс. В соответствие с принципом Ле Шателье, повышение концентрации ионов водорода (для примера 1) приведет к смещению равновесия влево. Степень гидролиза будет уменьшаться. Также будет влиять увеличение концентрации гидроксид-ионов для реакции рассмотренной в примере 2.

Разбавление. В соответствии с принципом Ле Шателье, при разбавлении равновесие смещается в сторону протекания этой реакции, вправо, степень гидролиза возрастает.

Добавки посторонних веществ. На положение равновесия влияет добавление веществ, которые могут реагировать с одним из участников реакции.

Если в результате гидролиза образуются ионы водорода (гидролиз по катиону):
Meⁿ⁺ + H-OH MeOH^(n-1)+ + H⁺
сдвинуть равновесие вправо можно:

- добавлением раствора гидроксида натрия (NaOH), содержащего гидроксид-ионы, которые будут взаимодействовать с ионами водорода;

- добавлением раствора соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой (например, раствор сульфита натрия Na₂SО₃)

Вопрос 36

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), также редокс (сокр. англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления и не более 2 атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующимся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором). В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается.

Восстановители: металлы, водород, уголь, окись углерода 2, сероводород, оксид серы, сернистая кислота+ее соли, галогеноводородные кислоты+их соли, катионы металлов в низших степенях окисления:
SnCl₂, FeCl₂, MnSO₄, Cr₂(SO₄)_3, азотистая кислота HNO_2, аммиак NH_3, гидразин NH₂NH_2, оксид азота(II) (NO)

Окислители: Галогены, Перманганат калия(KMnO₄), манганат калия (K₂MnO₄), оксид марганца (IV) (MnO₂), Дихромат калия (K₂Cr₂O₇), хромат калия (K₂CrO₄), Азотная кислота (HNO₃), Серная кислота (H₂SO₄) концентрированная, Оксид меди(II) (CuO), оксид свинца(IV) (PbO₂), оксид серебра (Ag₂O), пероксид водорода (H₂O₂), Хлорид железа(III) (FeCl₃), Бертоллетова соль (KClO₃)

Метод электронного баланса

1. Сначала необходимо составить схему реакции: записать вещества в начале и конце реакции, учитывая, что в кислой среде MnO₄^— восстанавливается до Mn²⁺:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Далее определим какие из соединений являются окислителем и восстановителем; найдем их степень окисления в начале и конце реакции:

Na₂S⁺⁴O₃ + KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = Na₂S⁺⁶O₄ + Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Из приведенной схемы понятно, что в процессе реакции происходит увеличение степени окисления серы с +4 до +6, таким образом, S⁺⁴ отдает 2 электрона и является восстановителем. Степень окисления марганца уменьшилась от +7 до +2, т.е. Mn⁺⁷ принимает 5 электронов и является окислителем.

3. Составим электронные уравнения и найдем коэффициенты при окислителе и восстановителе.

S⁺⁴ – 2e^— = S⁺⁶ ¦ 5 восстановитель, процесс окисления

Mn⁺⁷ +5e^— = Mn⁺² ¦ 2 окислитель, процесс восстановления

Чтобы число электронов, отданных восстановителем, было равно числу электронов, принятых восстановителем, необходимо:

· Число электронов, отданных восстановителем, поставить коэффициентом перед окислителем.

· Число электронов, принятых окислителем, поставить коэффициентом перед восстановителем.

Таким образом, 5 электронов, принимаемых окислителем Mn⁺⁷, ставим коэффициентом перед восстановителем, а 2 электрона, отдаваемых восстановителем S⁺⁴ коэффициентом перед окислителем:

5Na₂S⁺⁴O₃ + 2KMn⁺⁷O₄ + H₂SO₄ = 5Na₂S⁺⁶O₄ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + H₂O