Воден разтвор, чиято сол е кисела. Хидролиза на сол
Лекция: Хидролиза на сол. Околна среда на водни разтвори: кисела, неутрална, алкална
Хидролиза на солПродължаваме да изучаваме моделите на химичните реакции. Когато изучавахте темата, научихте, че по време на електролитна дисоциация във воден разтвор, частиците, участващи в реакцията на веществата, се разтварят във вода. Това е хидролиза. На него са изложени различни неорганични и органични вещества, по-специално соли. Без да разберете процеса на хидролиза на солите, няма да можете да обясните явленията, които се случват в живите организми.
Същността на хидролизата на солта се свежда до обменния процес на взаимодействие на йони (катиони и аниони) на солта с водни молекули. В резултат на това се образува слаб електролит - ниско дисоцииращо съединение. Във воден разтвор се появява излишък от свободни H + или OH - йони. Не забравяйте, че дисоциацията на кои електролити образува H + йони и кои OH -. Както се досещате, в първия случай имаме работа с киселина, което означава, че водната среда с Н + йони ще бъде кисела. Във втория случай алкален. В самата вода средата е неутрална, тъй като леко се дисоциира на H + и OH - йони със същата концентрация.
Естеството на околната среда може да се определи с помощта на индикатори. Фенолфталеинът открива алкална среда и оцветява разтвора в пурпурно. Лакмусът става червен с киселина и син с алкали. Метилово оранжево - оранжево, в алкална среда става жълто, в кисела среда - розово. Видът на хидролизата зависи от вида на солта.
Видове сол
И така, всяка сол е взаимодействие на киселина и основа, които, както разбирате, са силни и слаби. Силни са тези, чиято степен на дисоциация α е близка до 100%. Трябва да се помни, че сярната (H 2 SO 3) и фосфорната (H 3 PO 4) киселина често се наричат киселини със средна сила. При решаване на проблеми с хидролизата тези киселини трябва да бъдат класифицирани като слаби.
киселини:
Силен: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Техните киселинни остатъци не взаимодействат с вода.
Слаб: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; органични киселини. И техните киселинни остатъци взаимодействат с водата, като вземат водородни катиони H + от нейните молекули.
причини:
Силни: разтворими метални хидроксиди; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Техните метални катиони не взаимодействат с вода.
Слаби: неразтворими метални хидроксиди; амониев хидроксид (NH4OH). И металните катиони тук взаимодействат с водата.
Въз основа на този материал помислетевидове сол :
Соли със силна основа и силна киселина.Например: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Характеристики: не взаимодействат с вода, което означава, че не се подлагат на хидролиза. Разтворите на такива соли имат неутрална реакционна среда.
Соли със силна основа и слаба киселина.Например: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Характеристики: киселинните остатъци на тези соли взаимодействат с вода, настъпва анионна хидролиза. Средата на водните разтвори е алкална.
Соли със слаби основи и силни киселини.Например: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Характеристики: само метални катиони взаимодействат с вода, настъпва хидролиза на катиони. Сряда е кисела.
Соли със слаба основа и слаба киселина.Например: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Характеристики: както катиони, така и аниони на киселинните остатъци взаимодействат с вода, хидролизата става от катион и анион.
Пример за хидролиза при катион и образуване на кисела среда:
Хидролиза на железен хлорид FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(молекулно уравнение)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (пълно йонно уравнение)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (съкратено йонно уравнение)
Пример за анионна хидролиза и образуване на алкална среда:
Хидролиза на натриев ацетат CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(молекулно уравнение)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (пълно йонно уравнение)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(съкратено йонно уравнение)
Пример за ко-хидролиза:
- Хидролиза на алуминиев сулфид Ал 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В този случай виждаме пълна хидролиза, която се получава, ако солта се образува от слаба неразтворима или летлива основа и слаба неразтворима или летлива киселина. В таблицата за разтворимост има тирета върху такива соли. Ако по време на йонообменната реакция се образува сол, която не съществува във воден разтвор, тогава е необходимо да се напише реакцията на тази сол с вода.
Например:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Събираме тези две уравнения, след което това, което се повтаря в лявата и дясната част, намаляваме:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Хидролиза на сол. Околна среда на водни разтвори: кисела, неутрална, алкална
Според теорията на електролитната дисоциация във воден разтвор частиците на разтвореното вещество взаимодействат с водните молекули. Такова взаимодействие може да доведе до реакция на хидролиза (от гръцки. хидро- вода, лизисразпадане, разпадане).
Хидролизата е реакция на метаболитно разлагане на вещество от вода.
Хидролиза се подлагат на различни вещества: неорганични - соли, карбиди и хидриди на метали, неметални халогениди; органични - халоалкани, естери и мазнини, въглехидрати, протеини, полинуклеотиди.
Водните разтвори на соли имат различни стойности на pH и различни видове среди - кисела ($pH 7$), неутрална ($pH = 7$). Това се дължи на факта, че солите във водни разтвори могат да бъдат подложени на хидролиза.
Същността на хидролизата се свежда до обменното химическо взаимодействие на катиони или аниони на солта с водни молекули. В резултат на това взаимодействие се образува ниско дисоцииращо съединение (слаб електролит). А във воден солен разтвор се появява излишък от свободни йони $H^(+)$ или $OH^(-)$ и солният разтвор става съответно кисел или алкален.
Класификация на солта
Всяка сол може да се разглежда като продукт от взаимодействието на основа с киселина. Например солта $KClO$ се образува от силната основа $KOH$ и слабата киселина $HClO$.
В зависимост от силата на основата и киселината могат да се разграничат четири вида соли.
Помислете за поведението на соли от различни видове в разтвор.
1. Соли, образувани от силна основа и слаба киселина.
Например солта на цианид калий $KCN$ се образува от силната основа $KOH$ и слабата киселина $HCN$:
$(KOH)↙(\text"силна монокиселинна основа")←KCN→(HCN)↙(\text"слаба монокиселинна киселина")$
1) лека обратима дисоциация на водни молекули (много слаб амфотерен електролит), която може да се запише по опростен начин с помощта на уравнението
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Образуваните по време на тези процеси йони $H^(+)$ и $CN^(-)$ взаимодействат един с друг, свързвайки се в слаби електролитни молекули - циановодородна киселина $HCN$, докато хидроксидът - $OH^(-)$ йонът остава в разтвора, което го прави алкален. Хидролизата се извършва при аниона $CN^(-)$.
Пишем пълното йонно уравнение на протичащия процес (хидролиза):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Този процес е обратим и химичното равновесие се измества наляво (по посока на образуването на изходните вещества), т.к. водата е много по-слаб електролит от циановодородната киселина $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Уравнението показва, че:
а) в разтвора има свободни хидроксидни йони $OH^(-)$ и тяхната концентрация е по-голяма, отколкото в чиста вода, така че солният разтвор $KCN$ има алкална среда($pH > 7$);
б) $CN^(-)$ йони участват в реакцията с вода, като в този случай казват, че има анионна хидролиза. Други примери за аниони, които реагират с вода са:
Помислете за хидролизата на натриев карбонат $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"силна монокиселинна основа")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"слаба двуосновна киселина")$
Солта се хидролизира при аниона $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Продукти от хидролиза - кисела сол$NaHCO_3$ и натриев хидроксид $NaOH$.
Средата на воден разтвор на натриев карбонат е алкална ($pH > 7$), тъй като концентрацията на $OH^(-)$ йони се увеличава в разтвора. Киселата сол $NaHCO_3$ също може да претърпи хидролиза, която протича в много малка степен и може да се пренебрегне.
За да обобщим какво сте научили за анионната хидролиза:
а) при аниона на солта, като правило, те хидролизират обратимо;
б) химичното равновесие при такива реакции е силно изместено наляво;
в) реакцията на средата в разтвори на подобни соли е алкална ($рН > 7$);
г) при хидролизата на соли, образувани от слаби многоосновни киселини, се получават киселинни соли.
2. Соли, образувани от силна киселина и слаба основа.
Помислете за хидролизата на амониев хлорид $NH_4Cl$.
$(NH_3 H_2O)↙(\text"слаба монокиселинна основа")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"силна едноосновна киселина")$
Във воден разтвор на сол протичат два процеса:
1) лека обратима дисоциация на водни молекули (много слаб амфотерен електролит), която може да се запише по опростен начин с помощта на уравнението:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) пълна дисоциация на солта (силен електролит):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Получените йони $OH^(-)$ и $NH_4^(+)$ взаимодействат помежду си, за да се получи $NH_3 H_2O$ (слаб електролит), докато йоните на $H^(+)$ остават в разтвора, причинявайки по-голямата част от киселата си среда.
Пълно уравнение за йонна хидролиза:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3 H_2O$
Процесът е обратим, химичното равновесие се измества към образуването на изходните вещества, т.к. водата $Н_2О$ е много по-слаб електролит от амонячния хидрат $NH_3·H_2O$.
Съкратено уравнение за йонна хидролиза:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$
Уравнението показва, че:
а) в разтвора има свободни водородни йони $H^(+)$ и тяхната концентрация е по-голяма, отколкото в чиста вода, така че разтворът на солта има кисела среда($ pH
б) амониеви катиони $NH_4^(+)$ участват в реакцията с вода; в такъв случай казват, че идва катионна хидролиза.
Многозаредените катиони също могат да участват в реакцията с вода: два изстрела$M^(2+)$ (например $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), с изключение на катиони на алкалоземни метали, три изстрела$M^(3+)$ (например $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Нека разгледаме хидролизата на никелов нитрат $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"слаба двукиселинна основа")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"силна едноосновна киселина")$
Солта се хидролизира при $Ni^(2+)$ катион.
Пълно уравнение за йонна хидролиза:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Съкратено уравнение за йонна хидролиза:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Продукти от хидролиза - основна сол$NiOHNO_3$ и азотна киселина $HNO_3$.
Средата на воден разтвор на никелов нитрат е кисела ($ pH
Хидролизата на солта $NiOHNO_3$ протича в много по-малка степен и може да се пренебрегне.
За да обобщим това, което научихте за катионната хидролиза:
а) от катиона на солта, като правило, те се хидролизират обратимо;
б) химичното равновесие на реакциите е силно изместено наляво;
в) реакцията на средата в разтвори на такива соли е кисела ($ pH
г) при хидролизата на соли, образувани от слаби поликиселинни основи, се получават основни соли.
3. Соли, образувани от слаба основа и слаба киселина.
Очевидно вече ви е ясно, че такива соли претърпяват хидролиза както при катиона, така и при аниона.
Слаб основен катион свързва $OH^(-)$ йони от водните молекули, образувайки слаба база; анион на слаба киселина свързва $H^(+)$ йони от водните молекули, образувайки слаба киселина. Реакцията на разтворите на тези соли може да бъде неутрална, слабо кисела или слабо алкална. Зависи от константите на дисоциация на два слаби електролита - киселина и основа, които се образуват в резултат на хидролиза.
Например, разгледайте хидролизата на две соли: амониев ацетат $NH_4(CH_3COO)$ и амониев формиат $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"слаба монокиселинна основа")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"силна едноосновна киселина");$
2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"слаба монокиселинна основа")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"слаба едноосновна киселина").$
Във водни разтвори на тези соли, слабите основни катиони $NH_4^(+)$ взаимодействат с хидроксидни йони $OH^(-)$ (припомнете си, че водата дисоциира $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), и аниони слабите киселини $CH_3COO^(-)$ и $HCOO^(-)$ взаимодействат с $Н^(+)$ катиони, за да образуват молекули на слаби киселини — оцетна $CH_3COOH$ и мравчена $HCOOH$.
Нека напишем йонните уравнения на хидролизата:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3 H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCOOH.$
В тези случаи хидролизата също е обратима, но равновесието се измества към образуването на хидролизни продукти - два слаби електролита.
В първия случай средата на разтвора е неутрална ($рН = 7$), т.к $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3 H_2O)=1,8 10^(-5)$. Във втория случай средата на разтвора е слабо кисела ($pH
Както вече забелязахте, хидролизата на повечето соли е обратим процес. В състояние на химическо равновесие само част от солта се хидролизира. Някои соли обаче се разлагат напълно от водата, т.е. тяхната хидролиза е необратим процес.
В таблицата "Разтворимост на киселини, основи и соли във вода" ще намерите забележка: "разлагат се във водна среда" - това означава, че такива соли претърпяват необратима хидролиза. Например, алуминиевият сулфид $Al_2S_3$ във вода претърпява необратима хидролиза, тъй като йоните на $H^(+)$, които се появяват по време на хидролизата при катиона, са свързани с йоните на $OH^(-)$, образувани по време на хидролизата при аниона. Това засилва хидролизата и води до образуването на неразтворим газ от алуминиев хидроксид и сероводород:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Следователно, алуминиев сулфид $Al_2S_3$ не може да бъде получен чрез обменна реакция между водни разтвори на две соли, например алуминиев хлорид $AlCl_3$ и натриев сулфид $Na_2S$.
Възможни са и други случаи на необратима хидролиза, които не са трудни за прогнозиране, тъй като за необратимостта на процеса е необходимо поне един от продуктите на хидролизата да напусне реакционната сфера.
За да обобщим какво сте научили както за катионната, така и за анионната хидролиза:
а) ако солите се хидролизират както от катион, така и от анион обратимо, тогава химичното равновесие в реакциите на хидролиза се измества надясно;
б) реакцията на средата е или неутрална, или слабо кисела, или слабо алкална, което зависи от съотношението на константите на дисоциация на образуваната основа и киселина;
в) солите могат да бъдат хидролизирани както от катиона, така и от аниона необратимо, ако поне един от продуктите на хидролизата напусне реакционната сфера.
4. Солите, образувани от силна основа и силна киселина, не се подлагат на хидролиза.
Явно сам си стигнал до това заключение.
Помислете за поведението на $KCl$ в разтвор на калиев хлорид.
$(KOH)↙(\text"силна монокиселинна основа")←KCl→(HCl)↙(\text"силна едноосновна киселина").$
Солта във воден разтвор се дисоциира на йони ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), но при взаимодействие с вода не може да се образува слаб електролит. Разтворната среда е неутрална ($рН=7$), т.к концентрациите на йони $H^(+)$ и $OH^(-)$ в разтвора са равни, както в чиста вода.
Други примери за такива соли могат да бъдат халогениди на алкални метали, нитрати, перхлорати, сулфати, хромати и дихромати, халогениди на алкалоземни метали (различни от флуориди), нитрати и перхлорати.
Трябва също да се отбележи, че обратимата реакция на хидролиза е изцяло подчинена на принципа на Льо Шателие. Ето защо хидролизата на солта може да се засили(и дори да го направи необратим) по следните начини:
а) добавете вода (намалете концентрацията);
б) загрейте разтвора, като по този начин увеличите ендотермичната дисоциация на водата:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
което означава, че количеството на $H^(+)$ и $OH^(-)$, които са необходими за хидролизата на сол, се увеличава;
в) свързват един от продуктите на хидролизата в слабо разтворимо съединение или отстраняват един от продуктите в газовата фаза; например, хидролизата на амониев цианид $NH_4CN$ ще бъде значително подобрена от разлагането на амонячен хидрат с образуването на амоняк $NH_3$ и вода $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Хидролиза на сол
легенда:
Хидролизата може да бъде потисната (значително намалено количеството сол, подложена на хидролиза), като се процедира, както следва:
а) увеличаване на концентрацията на разтвореното вещество;
б) охлаждане на разтвора (за да се отслаби хидролизата, соловите разтвори трябва да се съхраняват концентрирани и при ниски температури);
в) въвеждат един от продуктите на хидролизата в разтвора; например подкиселете разтвора, ако средата му е кисела в резултат на хидролиза, или алкализирайте, ако е алкална.
Значение на хидролизата
Хидролизата на солта има както практическо, така и биологично значение. От древни времена пепелта се използва като детергент. Пепелта съдържа калиев карбонат $K_2CO_3$, който се хидролизира като анион във вода, водният разтвор става сапунен поради образуваните по време на хидролизата йони на $OH^(-)$.
В момента използваме сапун, прахове за пране и други перилни препарати в ежедневието. Основният компонент на сапуна са натриеви и калиеви соли на висши мастни карбоксилни киселини: стеарати, палмитати, които се хидролизират.
Хидролизата на натриев стеарат $C_(17)H_(35)COONa$ се изразява със следното йонно уравнение:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
тези. разтворът е леко алкален.
В състава на праховете за пране и други детергенти специално се въвеждат соли на неорганични киселини (фосфати, карбонати), които засилват ефекта на измиване чрез повишаване на pH на средата.
Солите, които създават необходимата алкална среда на разтвора, се съдържат във фотографския проявител. Това са натриев карбонат $Na_2CO_3$, калиев карбонат $K_2CO_3$, боракс $Na_2B_4O_7$ и други соли, хидролизирани от аниона.
Ако киселинността на почвата е недостатъчна, растенията развиват заболяване - хлороза. Неговите признаци са пожълтяване или побеляване на листата, изоставане в растежа и развитието. Ако $pH_(почва) > 7,5$, тогава към него се добавя амониев сулфат $(NH_4)_2SO_4$, който повишава киселинността поради хидролиза от преминаващия в почвата катион:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$
Биологичната роля на хидролизата на някои соли, които изграждат нашето тяло, е безценна. Например, съставът на кръвта включва соли на бикарбонат и натриев хидрогенфосфат. Тяхната роля е да поддържат определена реакция на околната среда. Това се случва поради промяна в равновесието на процесите на хидролиза:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Ако има излишък от $H^(+)$ йони в кръвта, те се свързват с хидроксидните йони $OH^(-)$ и равновесието се измества надясно. При излишък от $OH^(-)$ хидроксидни йони, равновесието се измества наляво. Поради това киселинността на кръвта на здравия човек леко се колебае.
Друг пример: човешката слюнка съдържа $HPO_4^(2-)$ йони. Благодарение на тях се поддържа определена среда в устната кухина ($рН=7-7,5$).
Хидролиза на сол
Темата „Хидролиза на соли” е една от най-трудните за учениците от 9 клас, изучаващи неорганична химия. И изглежда, че трудността му се крие не в действителната сложност на изучавания материал, а в начина, по който е представен в учебниците. И така, F.G. Feldman и G.E. Rudzitis от съответния параграф имат много малко, което може да се разбере. В учебниците на Л. С. Гузей и Н. С. Ахметов тази тема като цяло е изключена, въпреки че учебникът на Ахметов е предназначен за ученици от 8-9 клас със задълбочено изучаване на химия.
Използвайки учебниците на тези автори, студентът едва ли ще може да разбере добре теорията на разтворите, същността на електролитната дисоциация на вещества във водна среда, да съпостави реакциите на йонообмен с реакциите на хидролиза на соли, образувани от киселини и основи на различни силни страни. Освен това в края на всеки учебник има таблица за разтворимост, но никъде не е обяснено защо в отделните му клетки има тирета, а в текстовете на учебниците учениците срещат формулите на тези соли.
В кратка лекция за учители (особено за начинаещи, за тях е особено трудно да отговорят на въпроси, които възникват при децата), ще се опитаме да запълним тази празнина и по наш начин да подчертаем проблема за съставянето на уравнения за реакции на хидролиза и определяне на естеството на получената среда.
Хидролизата е процес на разлагане на вещества от вода (самата дума "хидролиза" говори за това: гръцки - вода и - разлагане). Различни автори, давайки определение на това явление, посочват, че това образува киселинна или киселинна сол, основа или основна сол(N.E. Кузменко); когато солните йони реагират с вода, се образува слаб електролит(А.Е. Антошин); в резултат на взаимодействието на йони на солта с вода, балансът на електролитната дисоциация на водата се измества(А.А. Макареня); съставките на разтвореното вещество се комбинират със съставките на водата(Н. Л. Глинка) и др.
Всеки автор, давайки дефиниция на хидролизата, отбелязва най-важната, според него, страна на този сложен, многостранен процес. И всеки от тях е прав по свой начин. Изглежда, от учителя зависи кое определение да даде предпочитание – какво му е по-близо в начина му на мислене.
И така, хидролизата е разлагане на вещества от вода. Причинява се от електролитната дисоциация на солта и водата в йони и взаимодействието между тях. Водата се дисоциира леко на H + и OH - йони (1 молекула от 550 000) и по време на хидролиза един или и двата от тези йони могат да се свържат с йони, образувани по време на дисоциацията на солта в слабо дисоцииращо, летливо или неразтворимо във вода вещество .
Соли, образувани от силни основи (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) и силни киселини (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), не се подлагат на хидролиза, т.к образуващите ги катиони и аниони не са способни да свързват H + и OH - йони в разтвори (причината е висока дисоциация).
Когато солта се образува от слаба основа или слаба киселина, или и двамата "родители" са слаби, солта във воден разтвор претърпява хидролиза. В този случай реакцията на средата зависи от относителната сила на киселината и основата. С други думи, водните разтвори на такива соли могат да бъдат неутрални, киселинни или алкални, в зависимост от константите на дисоциация на образуваните нови вещества.
Така че, по време на дисоциацията на амониев ацетат CH 3 COONH 4, реакцията на разтвора ще бъде леко алкална, т.к. константа на дисоциация NH 4 OH ( к dis = 6,3 10 -5) е по-голямо от константата на дисоциация на CH 3 COOH
(к dis = 1,75 10 -5). В друга сол на оцетната киселина - алуминиев ацетат (CH 3 COO) 3 Al - реакцията на разтвора ще бъде леко кисела, т.к. к dis (CH3COOH) = 1,75 10 -5 повече к dis (Al (OH) 3) = 1,2 10 -6.
Реакциите на хидролиза в някои случаи са обратими, докато в други завършват. Количествено хидролизата се характеризира с безразмерна стойност r, наречена степен на хидролиза и показваща каква част от общия брой молекули на солта в разтвора претърпява хидролиза:
G = н/н 100%,
където не броят на хидролизираните молекули, не общият брой на молекулите в даден разтвор. Например, ако g = 0,1%, това означава, че от 1000 молекули сол само една се разлага с вода:
n = g н/100 = 0,1 1000/100 = 1.
Степента на хидролиза зависи от температурата, концентрацията на разтвора и естеството на разтвореното вещество. Така че, ако разгледаме хидролизата на сол на CH 3 COONa, тогава степента на нейната хидролиза за разтвори с различни концентрации ще бъде, както следва: за 1M разтвор - 0,003%, за 0,1M - 0,01%, за
0,01M - 0,03%, за 0,001M - 0,1% (данните са взети от книгата на G. Remy). Тези стойности са в съответствие с принципа на Льо Шателие.
Повишаването на температурата увеличава кинетичната енергия на молекулите, тяхното разлагане на катиони и аниони и взаимодействието с водни йони (H + и OH -) - електролит, който е слаб при стайна температура.
Като се има предвид естеството на реагентите, към солния разтвор може да се добави киселина, за да се свържат ОН - йони, и алкали, за да се свържат Н + йони. Можете също да добавите други соли, които хидролизират при противоположния йон. В този случай хидролизата на двете соли се засилва взаимно.
Хидролизата може да бъде отслабена (ако е необходимо) чрез понижаване на температурата, увеличаване на концентрацията на разтвора, въвеждане в него на един от продуктите на хидролизата: киселини, ако H + йони се натрупват по време на хидролизата, или основи, ако се натрупват OH йони.
Всички реакции на неутрализация са екзотермични, докато реакциите на хидролиза са ендотермични. Следователно добивът на първия намалява с повишаване на температурата, докато добивът на втория се увеличава.
Йоните H + и OH - не могат да съществуват в разтвор в значителни концентрации - те се комбинират във водни молекули, измествайки равновесието надясно.
Разлагането на солта от вода се обяснява със свързването на катиони и/или аниони на дисоциираната сол в молекули на слаб електролит от водни йони (H+ и/или OH-), които винаги присъстват в разтвора. Образуването на слаб електролит, утайка, газ или пълното разлагане на ново вещество е еквивалентно на отстраняването на солните йони от разтвора, което, в съответствие с принципа на Льо Шателие (действието е равно на реакцията), измества равновесието на дисоциация на солта вдясно и следователно води до пълно разлагане на солта. Следователно тирета се появяват в таблицата на разтворимостта срещу редица съединения.
Ако слабите електролитни молекули се образуват поради катиони на солта, тогава те казват, че хидролизата протича по протежение на катиона и средата ще бъде кисела, а ако се дължат на солни аниони, тогава те казват, че хидролизата протича по протежение на аниона и средата ще бъде алкална . С други думи, който е по-силен - киселина или основа - определя средата.
Само разтворими соли на слаби киселини и/или основи се подлагат на хидролиза. Факт е, че ако солта е слабо разтворима, тогава концентрациите на нейните йони в разтвора са незначителни и няма смисъл да се говори за хидролизата на такава сол.
Съставяне на уравнения за реакциите на хидролиза на соли
Хидролизата на соли на слаби многоосновни основи и/или киселини протича на етапи. Броят на стъпките на хидролиза е равен на най-големия заряд на един от солните йони.
Например:
Въпреки това, хидролизата във втория етап и особено в третия е много слаба, т.к
r1 >> r2 >> r3. Следователно, когато се пишат уравнения за хидролиза, човек обикновено се ограничава до първата стъпка. Ако хидролизата е практически завършена на първия етап, тогава по време на хидролизата на соли на слаби многоосновни основи и силни киселини се образуват основни соли, а по време на хидролизата на соли на силни основи и слаби многоосновни киселини се образуват киселинни соли.
Броят на водните молекули, участващи в процеса на хидролиза на солта съгласно реакционната схема, се определя от произведението на валентността на катиона и броя на неговите атоми във формулата на солта
(авторско правило).
Например:
Na 2 CO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),
Co (CH 3 COO) 2 Co 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O).
Следователно, когато съставяме уравнението за хидролиза, използваме следното алгоритъм(на примера на хидролизата на Al 2 (SO 4) 3):
1. Определете от какви вещества се образува солта:
2. Предполагаме как би могла да протече хидролизата:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H–OH \u003d 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH -.
3. Тъй като Al (OH) 3 е слаба основа и неговият катион Al 3+ свързва OH йони - от водата, процесът всъщност протича така:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH - \u003d 2Al (OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH -.
4. Сравняваме количествата H + и OH йони, останали в разтвора и определяме реакцията на средата:
5. След хидролизата се образува нова сол: (Al (OH) 2) 2 SO 4, или Al 2 (OH) 4 SO 4, - алуминиев дихидроксосулфат (или диалуминиев тетрахидроксосулфат) - основната сол. Частично може да се образува и AlOHSO 4 (алуминиев хидроксосулфат), но в много по-малко количество и може да се пренебрегне.
Друг пример:
2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O \u003d 2Na + + + 2H + + 2OH -.
3. Тъй като H 2 SiO 3 е слаба киселина и нейният йон свързва H + йони от водата, действителната реакция протича по следния начин:
2Na + + + 2H + + 2OH - \u003d 2Na + + H + H + + 2OH -.
4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - алкална среда.
5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - натриев хидросиликат - киселинна сол.
Киселинността или алкалността на средата могат лесно да се определят от количеството на йони Н + или ОН, оставащи в разтвора, при условие, че се образуват нови вещества и съществуват в разтвора в еквивалентни съотношения и не са добавени други реагенти по време на реакцията. Средата може да бъде кисела или слабо кисела (ако има малко Н + йони), алкална (ако има много ОН йони) или слабо алкална, а също и неутрална, ако стойностите на константите на дисоциация на слаба киселина и слаба основите са близки и всички H + и OH йони, останали в разтвора, са след хидролиза, те се рекомбинират, за да образуват H 2 O.
Вече отбелязахме, че степента на хидролиза на солта е толкова по-голяма, колкото по-слаба е киселината или основата, които образуват тази сол. Ето защо е необходимо да се помогне на учениците да донесат серия от аниони и катиони, съответстващи на намаляването на силата на киселините и основите на техните съставки (според A.V. Metelsky).
| аниони: F - > > CH 3 COO - > H > HS - > > > > > . |
| катиони:
Cd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. |
Колкото по-вдясно в тези редове е разположен йонът, толкова по-голяма е хидролизата на солта, образувана от него, т.е. неговата основа или киселина са по-слаби от тези отляво. Особено силна е хидролизата на соли, образувани едновременно от слаба основа и киселина. Но дори и за тях степента на хидролиза обикновено не надвишава 1%. Въпреки това, в някои случаи хидролизата на такива соли протича особено силно и степента на хидролиза достига почти 100%. Такива соли не съществуват във водни разтвори, а се съхраняват само в суха форма. В таблицата на разтворимостта има тире срещу тях. Примери за такива соли са BaS, Al 2 S 3 , Cr 2 (SO 3) 3 и други (виж таблицата за разтворимост в учебника).
Такива соли, които имат висока степен на хидролиза, се хидролизират напълно и необратимо, тъй като продуктите от тяхната хидролиза се отстраняват от разтвора под формата на слабо разтворимо, неразтворимо, газообразно (летливо), слабо дисоцииращо вещество или се разлага чрез вода в други вещества.
Например:
Солите, които са напълно разложени от водата, не могат да се получат чрез йонен обмен във водни разтвори, т.к вместо йонообмен, реакцията на хидролиза протича по-активно.
Например:
2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (може и така),
2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (така е всъщност).
Соли като Al 2 S 3 се получават в безводна среда чрез синтероване на компонентите в еквивалентни количества или по други методи:
Много халогениди, като правило, активно реагират с вода, образувайки хидрид на един елемент и хидроксид на друг.
Например:
СlF + H–OH HClO + HF,
PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(според Л. Полинг).
По правило при този вид реакции, наричани още хидролиза, по-електроотрицателният елемент се комбинира с Н +, а по-малко електроотрицателният - с ОН -. Лесно е да се види, че горните реакции протичат в съответствие с това правило.
Киселинните соли на слабите киселини също претърпяват хидролиза. Въпреки това, в този случай, заедно с хидролизата, настъпва дисоциация на киселинния остатък. Така че, в разтвор на NaHCO 3, хидролизата на Н се извършва едновременно, което води до натрупване на OH - йони:
H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,
и дисоциация, макар и лека:
H + H + .
По този начин реакцията на разтвор на кисела сол може да бъде или алкална (ако хидролизата на аниона преобладава над дисоциацията му) или кисела (в обратния случай). Това се определя от съотношението на константата на хидролиза на солта ( ДА СЕ hydr) и константи на дисоциация ( ДА СЕ dis) на съответната киселина. В разглеждания пример ДА СЕхидр анион повече ДА СЕдис киселина, така че разтворът на тази кисела сол има алкална реакция (която се използва от страдащите от киселини от висока киселинност на стомашния сок, въпреки че го правят напразно). При обратното съотношение на константите, например в случай на хидролиза на NaHSO 3 , реакцията на разтвора ще бъде кисела.
Хидролизата на основна сол, като меден (II) хидроксохлорид, протича по следния начин:
Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,
или в йонна форма:
CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + кисела среда.
Хидролизата в широк смисъл е реакцията на обменно разлагане между различни вещества и вода (G.P. Khomchenko). Тази дефиниция обхваща хидролизата на всички съединения, както неорганични (соли, хидриди, халогениди, халкогени и др.), така и органични (естери, мазнини, въглехидрати, протеини и др.).
Например:
(C6H10O5) н + нН–ОН н C6H12O6,
CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2,
Cl 2 + H–OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.
В резултат на хидролизата на минерали - алумосиликати - настъпва разрушаване на скалите. Хидролизата на някои соли - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - се използва за пречистване на водата и намаляване на нейната твърдост.
Бързо развиващата се хидролизна индустрия произвежда редица ценни продукти от отпадъци (дървесни стърготини, памучни люспи, слънчогледови люспи, слама, царевични стъбла, отпадъци от захарно цвекло и др.): етилов алкохол, фуражни дрожди, глюкоза, сух лед, фурфурол, метанол , лигнин и много други вещества.
Хидролизата настъпва в тялото на хората и животните по време на смилането на храна (мазнини, въглехидрати, протеини) във водна среда под действието на ензими - биологични катализатори. Той играе важна роля в редица химични трансформации на вещества в природата (цикълът на Кребс, цикълът на трикарбоксилната киселина) и индустрията. Затова смятаме, че трябва да се обърне много повече внимание на изучаването на хидролизата в училищния курс по химия.
По-долу е даден пример трансферна карта, предложи на учениците да затвърдят материала след изучаване на темата „Хидролиза на солите“ в 9. клас.
Алгоритъм за записване на уравнението за хидролиза на Fe 2 (SO 4) 31. Определете каква сол се образува от:
2. Предполагаме как може да протече хидролизата: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Тъй като Fe (OH) 3 е слаба база, катионите Fe 3+ ще бъдат свързани с OH аниони - от вода и хидролизата всъщност ще протече по следния начин: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Определете реакцията на околната среда: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + кисела среда. 5. Определяме новата сол по йоните, останали в разтвора: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - железен (III) дихидроксосулфат Хидролизата протича през катиона. |
Допълнителна информация
|
Прилагането на този алгоритъм допринася за съзнателното писане на хидролизни уравнения от учениците и при достатъчно обучение не създава никакви затруднения.
ЛИТЕРАТУРА
Антошин А.Е., Цапок П.И. Химия. Москва: Химия, 1998;
Ахметов Н.С.. Неорганична химия. М.: Образование, 1990;
Глинка Н.Л.Обща химия. Л.: Химия, 1978;
Еремин В.В., Кузменко Н.Е.Химия. М.: Изпит, 1998;
Еремин В.В., Кузменко Н.Е., Попов В.А.. Химия. Москва: Дропла, 1997;
Кузменко Н.Е., Чуранов С.С.Обща и неорганична химия. М.: Издателство на Московския държавен университет, 1977 г.;
Метелски A.V.Химия. Минск: Беларуска енциклопедия, 1997;
Полинг Л., Полинг П. Химия. М.: Мир, 1998;
Пиментел Д.С.Химия. Москва: Мир, 1967;
Фелдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е.Химия-9. М.: Просвещение, 1997;
Холин Ю.В., Слета Л.А.Учител по химия. Харков: Фолино, 1998;
Хомченко Г.П.. Химия. Москва: Висше училище, 1998.
Изследваме ефекта на универсален индикатор върху разтворите на някои соли 
Както виждаме, средата на първия разтвор е неутрална (рН=7), на втория е кисела (рН< 7), третьего щелочная (рН >7). Как да си обясня такъв интересен факт? 🙂
Първо, нека си припомним какво е pH и от какво зависи.
pH е водороден индикатор, мярка за концентрацията на водородни йони в разтвор (според първите букви на латинските думи potentia hydrogeni - силата на водорода).
pH се изчислява като отрицателен десетичен логаритъм на концентрацията на водородни йони, изразен в молове на литър:
В чиста вода при 25 °C концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони са еднакви и възлизат на 10 -7 mol/l (pH=7).
Когато концентрациите на двата вида йони в разтвора са еднакви, разтворът е неутрален. Когато > разтворът е кисел, а когато > - алкален.
Поради какво в някои водни разтвори на соли има нарушение на равенството на концентрациите на водородни йони и хидроксидни йони?
Факт е, че има изместване в равновесието на водната дисоциация поради свързването на един от нейните йони (или) със солни йони с образуването на слабо дисоцииран, трудно разтворим или летлив продукт. Това е същността на хидролизата.
- това е химичното взаимодействие на йони на солта с водни йони, което води до образуването на слаб електролит - киселина (или киселинна сол), или основа (или основна сол).
Думата "хидролиза" означава разлагане с вода ("хидро" - вода, "лизис" - разлагане).
В зависимост от това кой йон на солта взаимодейства с водата, има три вида хидролиза:
- хидролиза чрез катион (само катион реагира с вода);
- хидролиза на жанион (само анионът реагира с вода);
- ž съвместна хидролиза - хидролиза от катион и анион (както катион, така и анион реагират с вода).
Всяка сол може да се разглежда като продукт, образуван от взаимодействието на основа и киселина:
Хидролиза на солта - взаимодействието на нейните йони с вода, което води до появата на кисела или алкална среда, но не е придружено от образуване на утайка или газ.
Процесът на хидролиза протича само с участието разтворимсол и се състои от два етапа:
1)дисоциациясол в разтвор необратимиреакция (степен на дисоциация, или 100%);
2) всъщност , т.е. взаимодействие на йони на солта с вода обратимореакция (степен на хидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравненията на 1-ви и 2-ри етап - първият от тях е необратим, вторият е обратим - не могат да се добавят!
Имайте предвид, че соли, образувани от катиони алкалии аниони силенкиселините не се подлагат на хидролиза, те се дисоциират само при разтваряне във вода. В разтвори на соли KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI средата неутрален.
Анионна хидролиза
В случай на взаимодействие аниониразтворена сол с вода се нарича процесът хидролиза на сол при аниона.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоциация)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (хидролиза)
Дисоциацията на солта KNO 2 протича напълно, хидролизата на аниона NO 2 - в много малка степен (за 0,1 М разтвор - с 0,0014%), но това се оказва достатъчно, за да стане разтворът алкална(сред продуктите на хидролизата има йон ОН -), в него стрН = 8,14.
Анионите се подлагат само на хидролиза слабкиселини (в този пример нитритният йон NO 2 съответстващ на слабата азотна киселина HNO 2). Анионът на слаба киселина привлича водородния катион във водата към себе си и образува молекула на тази киселина, докато хидроксидният йон остава свободен:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Примери:
а) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Моля, имайте предвид, че в примери (ce) не можете да увеличите броя на водните молекули и вместо хидроаниони (HCO 3, HPO 4, HS) напишете формулите на съответните киселини (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Хидролизата е обратима реакция и не може да продължи "до края" (преди образуването на киселина).
Ако такава нестабилна киселина като H 2 CO 3 се образува в разтвор на нейната NaCO 3 сол, тогава CO 2 ще се освободи от газовия разтвор (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Въпреки това, когато содата се разтваря във вода, се образува прозрачен разтвор без отделяне на газ, което е доказателство за непълнотата на хидролизата на аниона с появата в разтвора само на хидраниони на въглеродна киселина HCO 3 -.
Степента на хидролиза на солта от аниона зависи от степента на дисоциация на хидролизния продукт, киселината. Колкото по-слаба е киселината, толкова по-висока е степента на хидролиза.Например, йони CO 3 2-, PO 4 3- и S 2- се подлагат на хидролиза в по-голяма степен от йона NO 2, тъй като дисоциацията на H 2 CO 3 и H 2 S на 2-ри етап, и H 3 PO 4 в 3-тият етап протича много по-малко от дисоциацията на HNO 2 киселината. Следователно, разтвори, например, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 и BaS силно алкална(което е лесно да се провери от сапунеността на содата на допир) .
Излишък от ОН йони в разтвор е лесно да се открие с индикатор или да се измери със специални инструменти (рН метра).
Ако в концентриран разтвор на сол, която е силно хидролизирана от аниона,
например Na 2 CO 3, добавете алуминий, тогава последният (поради амфотеризъм) ще реагира с алкали и ще се наблюдава отделяне на водород. Това е допълнително доказателство за хидролиза, защото не сме добавяли NaOH алкал към содовия разтвор!
Обърнете специално внимание на солите на киселините със средна сила - ортофосфорна и сярна. На първия етап тези киселини се дисоциират доста добре, така че техните киселинни соли не се подлагат на хидролиза, а средата на разтвора на такива соли е кисела (поради наличието на водороден катион в състава на солта). А средните соли се хидролизират от аниона - средата е алкална. Така че хидросулфити, хидрофосфати и дихидрофосфати не се хидролизират от аниона, средата е кисела. Сулфитите и фосфатите се хидролизират от аниона, средата е алкална.
Хидролиза чрез катион
В случай на взаимодействие на катион на разтворена сол с вода, процесът се нарича
хидролиза на сол при катиона
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (дисоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (хидролиза)
Дисоциацията на солта Ni (NO 3) 2 протича напълно, хидролизата на катиона Ni 2+ - в много малка степен (за 0,1 М разтвор - с 0,001%), но това е достатъчно, за да се вкисели средата (сред продуктите на хидролизата има Н+ йон).
Само катиони на слабо разтворими основни и амфотерни хидроксиди и амониевият катион се подлагат на хидролиза. NH4+. Металният катион отделя хидроксидния йон от водната молекула и освобождава водородния катион H+.
Амониевият катион в резултат на хидролиза образува слаба основа - амонячен хидрат и водороден катион:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Моля, имайте предвид, че не можете да увеличите броя на водните молекули и вместо хидроксокации (например NiOH +) да пишете хидроксидни формули (например Ni (OH) 2). Ако се образуват хидроксиди, тогава от солевите разтвори ще изпаднат утайки, което не се наблюдава (тези соли образуват прозрачни разтвори).
Излишъкът от водородни катиони лесно се открива с индикатор или се измерва със специални инструменти. Магнезият или цинкът се въвеждат в концентриран разтвор на сол, която е силно хидролизирана от катиона, след което последните реагират с киселината с освобождаване на водород.
Ако солта е неразтворима, тогава няма хидролиза, тъй като йоните не взаимодействат с вода.
Учебник по обща и неорганична химия
7. Водни разтвори на протолити. 7.1. Вода. Неутрална, киселинна и алкална среда. Силни протолити
Виж задачи >>>Теоретична част
Съвременната теория за киселините и основите е протонна теория Bronsted - Lowry, който обяснява проявата на киселинна или основна функция от вещества с факта, че те влизат в реакции протолиза– реакции на обмен на протони (водородни катиони) H + :
HA+E A - +НЕ+
киселинна основа базакиселина
Според тази теория киселина- това съдържащи протонвещество НА, което е донор на собствен протон; Основата е вещество Е, което приема протон, дарен от киселина. В общия случай реагентът е киселината НА, а реагентът е основата Е, както и продуктът е основата А - и продуктът - киселина HE + се конкурират помежду си за притежаването на протон, което води до обратима киселинно-алкална реакция до състоянието протолитичен равновесие. Следователно в системата има четири вещества, които съставляват две конюгирани двойки "киселина - основа": HA / A - и НЕ + /E. Веществата, които проявяват киселинни или основни свойства се наричат протолити .
7.1. Вода. Неутрална, киселинна и алкална среда. Силен протолити
Най-разпространеният течен разтворител на Земята е водата. В допълнение към молекулите на H 2 O, чистата вода съдържа OH хидроксидни йони - и оксониеви катиони H 3 O + поради протичащата реакция автопротолиза вода:
H 2 O + H 2 O OH − + H 3 O
киселинно-основна киселина
Количествената характеристика на водната автопротолиза е йонен продуктвода:
К IN\u003d [H 3 O + ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° ОТ)
Следователно в чиста вода
[H 3 O +] = [OH -] = 1. 10 –7 mol/l (25° ОТ)
Съдържанието на оксониеви катиони и хидроксидни йони също се изразява чрез pH стойност рНИ хидроксилен индекс рОН:
рН = -lg ,pOH = -lg [ о- ]
В чиста вода на 25 ° ОТрН = 7, рОН = 7, рН + рОН = 14.
В разредени (по-малко от 0,1 mol/l) водни разтвори на вещества, стойносттарНможе да бъде равен, по-голям или по-малъкрНчиста вода. ВрН= 7 средата на воден разтвор се нарича неутрална, когаторН < 7 – кислотной, при рН> 7 - алкална. Значително повишаване на концентрацията на йониХ 3 О + във вода (творение киселасреда) се постига с необратима реакция на протолиза на вещества като хлороводород, перхлорна и сярна киселини:
HCl+H2O= Cl - + H 3O +, рН< 7
HClO 4 +H 2 O \u003d ClO 4 - + H 3 O +, pH< 7
H2SO4+2H 2 O \u003d SO 4 2– + 2H 3 O +,pH< 7
йоникл – , ClO 4 – , ТАКА 4 2– конюгирани с тези киселини нямат основни свойства във водата. Някои хидроаниони се държат по подобен начин във воден разтвор, например хидросулфатен йон:
HSO 4 – + H 2 O \u003d SO 4 2– + H 3 O +,pH< 7
Поради необратимостта на реакциите на протолиза, самият йонХ 3 О + , веществаHCl, HClO 4 ИХ 2 ТАКА 4 , подобни на тях протолитиченИмотиHClO 3 , HBr, HBrO 3 , Здрасти, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, Х 2 SeO 4 , HMnO 4 , йониHSO 4 – , HSeO 4 – и някои други във воден разтвор се разглеждат силни киселини. В разреден разтвор на силна киселина НА (т.е отпо-малко от 1 mol/l) концентрацията на оксониев катион и pH са свързани с аналитичната (чрез подготовка) моларна концентрация отВКЛ. както следва:
[ Х 3 О + ] = отНА ,рН = - lg[ Х 3 О + ] = - lgотНА
Пример 1 . Определете стойността на рН в 0,006 М разтвор на сярна киселина при25 ° ОТ .
Решение
|
рН = ? от Б= 0,006 mol/l 2 от Б |
H 2 SO 4 + 2H 2 O \u003d SO 4 2– + 2H 3 O +, pH<7 pH = - lg = -lg(2от Б) = –LG (2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Отговор : 0,006M разтворХ 2 ТАКА 4 То има pH 1 9 2 |
|
Значително повишаване на концентрацията на ОН - йони във водата (създаване на алкална среда) се постига чрез разтваряне и пълна електролитна дисоциация на вещества като калиев и бариев хидроксид, т.нар. алкали:
KOH = К + + OH - ; Ва(OH) 2 + 2OH – , pH >7
Вещества KOH, V но(OH) 2,NaOHи подобни основни хидроксиди в твърдо състояние са йонни кристали; по време на електролитната им дисоциация във воден разтвор се образуват ОН йони (това силна основа) , както и йониК + , Ba 2+ ,на + и др., които не притежават киселинни свойства във водата. При дадена аналитична концентрация на алкален MOH в разреден разтвор ( от Бпо-малко от 0,1 mol/l) имаме:
[OH -] = от М ох; рН = 14 – рОН = 14+lg[OH -] \u003d 14 +lgот МЗ
Пример 2 . Определете рН в 0,012М разтвор на бариев хидроксид при 25° ОТ.
|
рН = ? от Б= 0,012 mol/l [OH -] = 2 от Б |
IN но(OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,pH >7 рН = 14 – рОН = 14 + lg[OH -] \u003d 14 +lg(2отв) = 14+ lg(2 . 0,012)=12,38 |
|
|
|
Зареждане...