Una solución acuosa cuya sal es ácida. Hidrólisis de sal
Conferencia: Hidrólisis de sal. Ambiente de soluciones acuosas: ácido, neutro, alcalino
Hidrólisis de salSeguimos estudiando los patrones de las reacciones químicas. Al estudiar el tema, aprendiste que durante la disociación electrolítica en una solución acuosa, las partículas involucradas en la reacción de las sustancias se disuelven en agua. Esto es hidrólisis. A él están expuestas diversas sustancias inorgánicas y orgánicas, en particular sales. Sin comprender el proceso de hidrólisis de las sales, no podrá explicar los fenómenos que ocurren en los organismos vivos.
La esencia de la hidrólisis de la sal se reduce al proceso de intercambio de interacción de los iones (cationes y aniones) de la sal con las moléculas de agua. Como resultado, se forma un electrolito débil, un compuesto de baja disociación. En una solución acuosa aparece un exceso de iones H+ u OH- libres. Recuerde, la disociación de qué electrolitos forma iones H + y qué OH -. Como habrás adivinado, en el primer caso estamos ante un ácido, lo que significa que el medio acuoso con iones H+ será ácido. En el segundo caso, alcalino. En el agua en sí, el medio es neutro, ya que se disocia ligeramente en iones H + y OH - de la misma concentración.
La naturaleza del medio ambiente se puede determinar utilizando indicadores. La fenolftaleína detecta un ambiente alcalino y colorea la solución de carmesí. El tornasol se vuelve rojo con ácido y azul con álcali. Naranja de metilo - naranja, en un ambiente alcalino se vuelve amarillo, en un ambiente ácido - rosa. El tipo de hidrólisis depende del tipo de sal.
Tipos de sal
Entonces, cualquier sal es una interacción de un ácido y una base, que, como comprenderán, son fuertes y débiles. Fuertes son aquellos cuyo grado de disociación α es cercano al 100%. Debe recordarse que los ácidos sulfuroso (H 2 SO 3 ) y fosfórico (H 3 PO 4) a menudo se denominan ácidos de fuerza media. A la hora de resolver problemas de hidrólisis, estos ácidos deben clasificarse como débiles.
Ácidos:
Fuerte: HCl; HBr; hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Sus residuos ácidos no interactúan con el agua.
Débil: IC; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; Ácidos orgánicos. Y sus residuos ácidos interactúan con el agua, tomando cationes de hidrógeno H+ de sus moléculas.
Razones:
Fuerte: hidróxidos de metales solubles; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Sus cationes metálicos no interactúan con el agua.
Débil: hidróxidos metálicos insolubles; hidróxido de amonio (NH 4 OH). Y los cationes metálicos aquí interactúan con el agua.
Con base en este material, consideretipos de sal :
Sales con una base fuerte y un ácido fuerte. Por ejemplo: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Características: no interaccionan con el agua, por lo que no sufren hidrólisis. Las soluciones de tales sales tienen un medio de reacción neutro.
Sales con una base fuerte y un ácido débil. Por ejemplo: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Características: los residuos ácidos de estas sales interactúan con el agua, se produce la hidrólisis del anión. El medio de las soluciones acuosas es alcalino.
Sales con bases débiles y ácidos fuertes. Por ejemplo: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Características: solo los cationes metálicos interactúan con el agua, se produce la hidrólisis catiónica. El miércoles es amargo.
Sales con una base débil y un ácido débil. Por ejemplo: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Características: tanto los cationes como los aniones de los residuos ácidos interactúan con el agua, la hidrólisis se produce por catión y anión.
Un ejemplo de hidrólisis en el catión y la formación de un ambiente ácido.:
Hidrólisis de cloruro férrico FeCl 2
FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(ecuación molecular)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (ecuación iónica completa)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (ecuación iónica abreviada)
Un ejemplo de hidrólisis de aniones y la formación de un entorno alcalino:
Hidrólisis de acetato de sodio CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(ecuación molecular)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (ecuación iónica completa)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(ecuación iónica abreviada)
Un ejemplo de co-hidrólisis:
- Hidrólisis de sulfuro de aluminio Al 2S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
En este caso, vemos una hidrólisis completa, que ocurre si la sal está formada por una base débil insoluble o volátil y un ácido débil insoluble o volátil. En la tabla de solubilidad hay guiones en tales sales. Si durante la reacción de intercambio iónico se forma una sal que no existe en una solución acuosa, entonces es necesario escribir la reacción de esta sal con agua.
Por ejemplo:
2FeCl3 + 3Na2CO3 ↔ Fe2 (CO3)3+ 6NaCl
Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Sumamos estas dos ecuaciones, luego lo que se repite en las partes izquierda y derecha, reducimos:
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH)3 ↓ + 3CO2
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Hidrólisis de sal. Ambiente de soluciones acuosas: ácido, neutro, alcalino
De acuerdo con la teoría de la disociación electrolítica, en una solución acuosa, las partículas de soluto interactúan con las moléculas de agua. Tal interacción puede conducir a una reacción de hidrólisis (del griego. hidro- agua, lisis desintegración, decadencia).
La hidrólisis es una reacción de descomposición metabólica de una sustancia por el agua.
Varias sustancias se hidrolizan: inorgánicas: sales, carburos e hidruros de metales, haluros no metálicos; orgánicos: haloalcanos, ésteres y grasas, carbohidratos, proteínas, polinucleótidos.
Las soluciones acuosas de sales tienen diferentes valores de pH y diferentes tipos de medios: ácido ($pH 7$), neutro ($pH = 7$). Esto se debe al hecho de que las sales en soluciones acuosas pueden sufrir hidrólisis.
La esencia de la hidrólisis se reduce a la interacción química de intercambio de cationes o aniones de sal con moléculas de agua. Como resultado de esta interacción, se forma un compuesto de baja disociación (electrólito débil). Y en una solución salina acuosa, aparece un exceso de iones $H^(+)$ o $OH^(-)$ libres, y la solución salina se vuelve ácida o alcalina, respectivamente.
Clasificación de sal
Cualquier sal puede considerarse como el producto de la interacción de una base con un ácido. Por ejemplo, la sal $KClO$ está formada por la base fuerte $KOH$ y el ácido débil $HClO$.
Dependiendo de la fuerza de la base y del ácido, se pueden distinguir cuatro tipos de sales.
Considere el comportamiento de sales de varios tipos en solución.
1. Sales formadas por una base fuerte y un ácido débil.
Por ejemplo, la sal de cianuro de potasio $KCN$ está formada por la base fuerte $KOH$ y el ácido débil $HCN$:
$(KOH)↙(\text"base monoácida fuerte")←KCN→(HCN)↙(\text"ácido monoácido débil")$
1) una ligera disociación reversible de las moléculas de agua (un electrolito anfótero muy débil), que se puede escribir de forma simplificada mediante la ecuación
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Los iones $H^(+)$ y $CN^(-)$ formados durante estos procesos interactúan entre sí, uniéndose a moléculas electrolíticas débiles - ácido cianhídrico $HCN$, mientras que el hidróxido - el $OH^(-)$ El ion permanece en solución, haciéndolo así alcalino. La hidrólisis ocurre en el anión $CN^(-)$.
Escribimos la ecuación iónica completa del proceso en curso (hidrólisis):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Este proceso es reversible y el equilibrio químico se desplaza hacia la izquierda (en la dirección de la formación de las sustancias iniciales), porque el agua es un electrolito mucho más débil que el ácido cianhídrico $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
La ecuación muestra que:
a) hay iones de hidróxido libres $OH^(-)$ en la solución, y su concentración es mayor que en el agua pura, por lo que la solución salina $KCN$ tiene ambiente alcalino($pH > 7$);
b) Los iones $CN^(-)$ participan en la reacción con el agua, en cuyo caso dicen que hay hidrólisis de aniones. Otros ejemplos de aniones que reaccionan con el agua son:
Considere la hidrólisis del carbonato de sodio $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"base monoácida fuerte")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"ácido dibásico débil")$
La sal se hidroliza en el anión $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
productos de hidrólisis - sal ácida$NaHCO_3$ e hidróxido de sodio $NaOH$.
El ambiente de una solución acuosa de carbonato de sodio es alcalino ($pH > 7$), porque la concentración de iones $OH^(-)$ aumenta en la solución. La sal ácida $NaHCO_3$ también puede someterse a hidrólisis, que procede en muy pequeña medida, y puede despreciarse.
Para resumir lo que ha aprendido sobre la hidrólisis de aniones:
a) en el anión de la sal, por regla general, se hidrolizan reversiblemente;
b) el equilibrio químico en tales reacciones está fuertemente desplazado hacia la izquierda;
c) la reacción del medio en soluciones de sales similares es alcalina ($рН > 7$);
d) durante la hidrólisis de sales formadas por ácidos polibásicos débiles, se obtienen sales ácidas.
2. Sales formadas a partir de un ácido fuerte y una base débil.
Considere la hidrólisis del cloruro de amonio $NH_4Cl$.
$(NH_3 H_2O)↙(\text"base monoácida débil")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"ácido monobásico fuerte")$
Dos procesos tienen lugar en una solución acuosa de sal:
1) una ligera disociación reversible de las moléculas de agua (un electrolito anfótero muy débil), que se puede escribir de forma simplificada mediante la ecuación:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) disociación completa de la sal (electrólito fuerte):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Los iones $OH^(-)$ y $NH_4^(+)$ resultantes interactúan entre sí para obtener $NH_3 H_2O$ (electrólito débil), mientras que los iones $H^(+)$ permanecen en la solución, provocando la la mayor parte de su ambiente ácido.
Ecuación de hidrólisis iónica completa:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3 H_2O$
El proceso es reversible, el equilibrio químico se desplaza hacia la formación de las sustancias de partida, porque el agua $Н_2О$ es un electrolito mucho más débil que el hidrato de amoníaco $NH_3·H_2O$.
Ecuación de hidrólisis iónica abreviada:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$
La ecuación muestra que:
a) hay iones de hidrógeno libres $H^(+)$ en la solución, y su concentración es mayor que en el agua pura, por lo que la solución salina tiene ambiente ácido($pH
b) los cationes de amonio $NH_4^(+)$ participan en la reacción con el agua; en ese caso dicen que viene hidrólisis de cationes.
Los cationes multicargados también pueden participar en la reacción con el agua: dos disparos$M^(2+)$ (por ejemplo, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), excepto los cationes de metales alcalinotérreos, tres disparos$M^(3+)$ (por ejemplo, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Consideremos la hidrólisis del nitrato de níquel $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"base diácida débil")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"ácido monobásico fuerte")$
La sal se hidroliza en el catión $Ni^(2+)$.
Ecuación de hidrólisis iónica completa:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Ecuación de hidrólisis iónica abreviada:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
productos de hidrólisis - sal básica$NiOHNO_3$ y ácido nítrico $HNO_3$.
El medio de una solución acuosa de nitrato de níquel es ácido ($ pH
La hidrólisis de la sal $NiOHNO_3$ procede en un grado mucho menor y puede despreciarse.
Para resumir lo que ha aprendido sobre la hidrólisis de cationes:
a) por el catión de la sal, por regla general, se hidrolizan de forma reversible;
b) el equilibrio químico de las reacciones está fuertemente desplazado hacia la izquierda;
c) la reacción del medio en soluciones de tales sales es ácida ($pH
d) durante la hidrólisis de sales formadas por bases poliácidas débiles, se obtienen sales básicas.
3. Sales formadas a partir de una base débil y un ácido débil.
Obviamente, ya está claro para usted que tales sales sufren hidrólisis tanto en el catión como en el anión.
Un catión de base débil se une a los iones $OH^(-)$ de las moléculas de agua, formando base débil; anión de un ácido débil se une a los iones $H^(+)$ de las moléculas de agua, formando ácido débil. La reacción de las soluciones de estas sales puede ser neutra, ligeramente ácida o ligeramente alcalina. Depende de las constantes de disociación de dos electrolitos débiles, un ácido y una base, que se forman como resultado de la hidrólisis.
Por ejemplo, considere la hidrólisis de dos sales: acetato de amonio $NH_4(CH_3COO)$ y formiato de amonio $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"base monoácida débil")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"ácido monobásico fuerte");$
2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"base monoácida débil")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"ácido monobásico débil").$
En soluciones acuosas de estas sales, los cationes básicos débiles $NH_4^(+)$ interactúan con los iones de hidróxido $OH^(-)$ (recuerde que el agua se disocia $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), y los aniones ácidos débiles $CH_3COO^(-)$ y $HCOO^(-)$ interactúan con los cationes $Н^(+)$ para formar moléculas de ácidos débiles — acético $CH_3COOH$ y fórmico $HCOOH$.
Escribamos las ecuaciones iónicas de la hidrólisis:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3 H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCOOH.$
En estos casos, la hidrólisis también es reversible, pero el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos de hidrólisis, dos electrolitos débiles.
En el primer caso, el medio de la solución es neutral ($рН = 7$), porque $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3 H_2O)=1.8 10^(-5)$. En el segundo caso, el medio de la solución es débilmente ácido ($pH
Como ya habrás notado, la hidrólisis de la mayoría de las sales es un proceso reversible. En estado de equilibrio químico, sólo se hidroliza una parte de la sal. Sin embargo, algunas sales se descomponen completamente con agua, es decir, su hidrólisis es un proceso irreversible.
En la tabla "Solubilidad de ácidos, bases y sales en agua" encontrará una nota: "se descomponen en el medio ambiente acuático" - esto significa que dichas sales sufren una hidrólisis irreversible. Por ejemplo, el sulfuro de aluminio $Al_2S_3$ en el agua sufre una hidrólisis irreversible, ya que los iones $H^(+)$ que aparecen durante la hidrólisis en el catión están unidos por los iones $OH^(-)$ formados durante la hidrólisis en el anión. Esto mejora la hidrólisis y conduce a la formación de hidróxido de aluminio insoluble y gas de sulfuro de hidrógeno:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Por lo tanto, el sulfuro de aluminio $Al_2S_3$ no se puede obtener mediante una reacción de intercambio entre soluciones acuosas de dos sales, por ejemplo, cloruro de aluminio $AlCl_3$ y sulfuro de sodio $Na_2S$.
También son posibles otros casos de hidrólisis irreversible, no son difíciles de predecir, ya que para la irreversibilidad del proceso es necesario que al menos uno de los productos de hidrólisis abandone la esfera de reacción.
Para resumir lo que ha aprendido sobre la hidrólisis catiónica y aniónica:
a) si las sales se hidrolizan tanto por cationes como por aniones de forma reversible, entonces el equilibrio químico en las reacciones de hidrólisis se desplaza hacia la derecha;
b) la reacción del medio es neutra, o ligeramente ácida, o ligeramente alcalina, lo que depende de la relación de las constantes de disociación de la base y el ácido formados;
c) las sales pueden ser hidrolizadas tanto por el catión como por el anión de forma irreversible si al menos uno de los productos de hidrólisis abandona la esfera de reacción.
4. Las sales formadas por una base fuerte y un ácido fuerte no sufren hidrólisis.
Obviamente llegaste a esta conclusión tú mismo.
Considere el comportamiento de $KCl$ en una solución de cloruro de potasio.
$(KOH)↙(\text"base monoácida fuerte")←KCl→(HCl)↙(\text"ácido monobásico fuerte").$
La sal en una solución acuosa se disocia en iones ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), pero cuando interactúa con el agua, no se puede formar un electrolito débil. El medio de la solución es neutral ($рН=7$), porque las concentraciones de iones $H^(+)$ y $OH^(-)$ en la solución son iguales, como en el agua pura.
Otros ejemplos de dichas sales pueden ser haluros, nitratos, percloratos, sulfatos, cromatos y dicromatos de metales alcalinos, haluros de metales alcalinotérreos (distintos de los fluoruros), nitratos y percloratos.
También se debe tener en cuenta que la reacción de hidrólisis reversible está completamente sujeta al principio de Le Chatelier. Es por eso la hidrólisis de la sal se puede mejorar(e incluso hacerlo irreversible) de las siguientes maneras:
a) añadir agua (reducir la concentración);
b) calentar la solución, aumentando así la disociación endotérmica del agua:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
lo que significa que aumenta la cantidad de $H^(+)$ y $OH^(-)$, que son necesarios para la hidrólisis de la sal;
c) enlazar uno de los productos de hidrólisis en un compuesto escasamente soluble o eliminar uno de los productos en la fase gaseosa; por ejemplo, la hidrólisis del cianuro de amonio $NH_4CN$ se verá favorecida en gran medida por la descomposición del hidrato de amoníaco con la formación de amoníaco $NH_3$ y agua $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hidrólisis de sal
Leyenda:
La hidrólisis se puede suprimir (reducir significativamente la cantidad de sal que se somete a hidrólisis) procediendo de la siguiente manera:
a) aumentar la concentración del soluto;
b) enfriar la solución (para debilitar la hidrólisis, las soluciones salinas deben almacenarse concentradas ya bajas temperaturas);
c) introducir uno de los productos de hidrólisis en la solución; por ejemplo, acidificar la solución si su medio es ácido como resultado de la hidrólisis, o alcalinizar si es alcalino.
Importancia de la hidrólisis
La hidrólisis de sal tiene un significado tanto práctico como biológico. Desde la antigüedad, la ceniza se ha utilizado como detergente. La ceniza contiene carbonato de potasio $K_2CO_3$, que se hidroliza como anión en agua, la solución acuosa se vuelve jabonosa debido a los iones $OH^(-)$ formados durante la hidrólisis.
En la actualidad, usamos jabón, detergentes en polvo y otros detergentes en la vida cotidiana. El componente principal del jabón son las sales de sodio y potasio de los ácidos carboxílicos grasos superiores: estearatos, palmitatos, que se hidrolizan.
La hidrólisis del estearato de sodio $C_(17)H_(35)COONa$ se expresa mediante la siguiente ecuación iónica:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
esos. la solución es ligeramente alcalina.
En la composición de los detergentes en polvo y otros detergentes, se introducen especialmente sales de ácidos inorgánicos (fosfatos, carbonatos), que mejoran el efecto de lavado al aumentar el pH del medio.
Las sales que crean el entorno alcalino necesario de la solución están contenidas en el revelador fotográfico. Estos son carbonato de sodio $Na_2CO_3$, carbonato de potasio $K_2CO_3$, bórax $Na_2B_4O_7$ y otras sales hidrolizadas por el anión.
Si la acidez del suelo es insuficiente, las plantas desarrollan una enfermedad: clorosis. Sus signos son amarillamiento o blanqueamiento de las hojas, retraso en el crecimiento y desarrollo. Si $pH_(suelo) > 7.5$, entonces se le agrega fertilizante de sulfato de amonio $(NH_4)_2SO_4$, lo que aumenta la acidez debido a la hidrólisis por el catión que pasa al suelo:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$
El papel biológico de la hidrólisis de algunas sales que componen nuestro organismo es inestimable. Por ejemplo, la composición de la sangre incluye bicarbonato y sales de hidrogenofosfato de sodio. Su función es mantener una cierta reacción del medio ambiente. Esto ocurre debido a un cambio en el equilibrio de los procesos de hidrólisis:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Si hay un exceso de iones $H^(+)$ en la sangre, se unen a los iones de hidróxido $OH^(-)$ y el equilibrio se desplaza hacia la derecha. Con un exceso de iones de hidróxido $OH^(-)$, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda. Debido a esto, la acidez de la sangre de una persona sana fluctúa ligeramente.
Otro ejemplo: la saliva humana contiene iones $HPO_4^(2-)$. Gracias a ellos, se mantiene un cierto ambiente en la cavidad oral ($рН=7-7.5$).
Hidrólisis de sal
El tema "Hidrólisis de sales" es uno de los más difíciles para los estudiantes de 9º grado que estudian química inorgánica. Y parece que su dificultad no radica en la complejidad real del material que se estudia, sino en la forma en que se presenta en los libros de texto. Entonces, F.G. Feldman y GE Rudzitis del párrafo correspondiente tienen muy poco que se pueda entender. En los libros de texto de L.S. Guzey y N.S. Akhmetov, este tema generalmente se excluye, aunque el libro de texto de Akhmetov está destinado a estudiantes en los grados 8 y 9 con un estudio profundo de química.
Usando los libros de texto de estos autores, es poco probable que el estudiante pueda comprender bien la teoría de las soluciones, la esencia de la disociación electrolítica de sustancias en un medio acuoso, correlacionar las reacciones de intercambio iónico con las reacciones de hidrólisis de sales formadas por ácidos y bases de diferentes fortalezas. Además, al final de cada libro de texto hay una tabla de solubilidad, pero en ninguna parte se explica por qué hay guiones en sus celdas individuales, y en los textos de los libros de texto, los estudiantes encuentran las fórmulas de estas sales.
En una breve conferencia para maestros (especialmente para principiantes, es especialmente difícil para ellos responder las preguntas que surgen en los niños), intentaremos llenar este vacío y, a nuestra manera, resaltar el problema de compilar ecuaciones para reacciones de hidrólisis y determinar la naturaleza del medio resultante.
La hidrólisis es el proceso de descomposición de sustancias por el agua (la palabra "hidrólisis" en sí misma habla de esto: griego - agua y - descomposición). Diferentes autores, dando una definición de este fenómeno, señalan que esto forma un ácido o sal ácida, base o sal básica(N. E. Kuzmenko); cuando los iones de sal reaccionan con el agua, se forma un electrolito débil(AE Antoshin); como resultado de la interacción de los iones de sal con el agua, el equilibrio de la disociación electrolítica del agua cambia(AA Makarenya); los constituyentes del soluto se combinan con los constituyentes del agua(NL Glinka), etc.
Cada autor, dando una definición de hidrólisis, señala el lado más importante, en su opinión, de este proceso complejo y multifacético. Y cada uno de ellos tiene razón a su manera. Parece que depende del maestro a qué definición dar preferencia, lo que está más cerca de él en su forma de pensar.
Entonces, la hidrólisis es la descomposición de sustancias por el agua. Es causado por la disociación electrolítica de la sal y el agua en iones y la interacción entre ellos. El agua se disocia ligeramente en iones H + y OH - (1 molécula de 550 000), y durante la hidrólisis, uno o ambos de estos iones pueden unirse a los iones formados durante la disociación de la sal en una sustancia volátil o insoluble en agua de baja disociación. .
Sales formadas por bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH) 2) y ácidos fuertes (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), no sufren hidrólisis, porque los cationes y aniones que los forman no son capaces de unir iones H + y OH - en soluciones (la razón es una alta disociación).
Cuando la sal está formada por una base débil o un ácido débil, o ambos "padres" son débiles, la sal en solución acuosa sufre hidrólisis. En este caso, la reacción del medio depende de la fuerza relativa del ácido y la base. En otras palabras, las soluciones acuosas de dichas sales pueden ser neutras, ácidas o alcalinas, según las constantes de disociación de las nuevas sustancias formadas.
Entonces, durante la disociación del acetato de amonio CH 3 COONH 4, la reacción de la solución será ligeramente alcalina, porque constante de disociación NH 4 OH ( k dis \u003d 6.3 10 -5) es mayor que la constante de disociación de CH 3 COOH
(k dis = 1.75 10 -5). En otra sal de ácido acético, acetato de aluminio (CH 3 COO) 3 Al, la reacción de la solución será ligeramente ácida, porque. k dis (CH 3 COOH) = 1.75 10 -5 más k dis (Al (OH) 3) \u003d 1.2 10 -6.
Las reacciones de hidrólisis en algunos casos son reversibles, mientras que en otros se completan. Cuantitativamente, la hidrólisis se caracteriza por un valor adimensional r, llamado grado de hidrólisis y que muestra qué parte del número total de moléculas de sal en solución sufre hidrólisis:
G = norte/norte 100%,
donde norte es el número de moléculas hidrolizadas, norte es el número total de moléculas en una solución dada. Por ejemplo, si g \u003d 0.1%, esto significa que de 1000 moléculas de sal, solo una se descompuso con agua:
norte = gramo norte/100 = 0,1 1000/100 = 1.
El grado de hidrólisis depende de la temperatura, la concentración de la solución y la naturaleza del soluto. Entonces, si consideramos la hidrólisis de una sal de CH 3 COONa, entonces el grado de su hidrólisis para soluciones de varias concentraciones será el siguiente: para una solución 1M - 0.003%, para 0.1M - 0.01%, para
0,01M - 0,03%, para 0,001M - 0,1% (datos extraídos del libro de G. Remy). Estos valores son consistentes con el principio de Le Chatelier.
Un aumento de la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas, su descomposición en cationes y aniones, y la interacción con los iones de agua (H + y OH -), un electrolito que es débil a temperatura ambiente.
Dada la naturaleza de los reactivos, se puede agregar un ácido a la solución salina para unir iones OH - y un álcali para unir iones H +. También puede agregar otras sales que se hidrolizan en el ion opuesto. En este caso, la hidrólisis de ambas sales se potencia mutuamente.
La hidrólisis se puede debilitar (si es necesario) bajando la temperatura, aumentando la concentración de la solución, introduciendo en ella uno de los productos de hidrólisis: ácidos, si se acumulan iones H + durante la hidrólisis, o álcalis, si se acumulan iones OH.
Todas las reacciones de neutralización son exotérmicas, mientras que las reacciones de hidrólisis son endotérmicas. Por lo tanto, el rendimiento del primero disminuye al aumentar la temperatura, mientras que el rendimiento del segundo aumenta.
Los iones H + y OH - no pueden existir en solución en concentraciones significativas - se combinan en moléculas de agua, desplazando el equilibrio hacia la derecha.
La descomposición de la sal por el agua se explica por la unión de cationes y/o aniones de la sal disociada en moléculas de un electrolito débil por iones de agua (H+ y/o OH-), que siempre están presentes en solución. La formación de un electrolito débil, precipitado, gas o la descomposición completa de una nueva sustancia es equivalente a la eliminación de iones de sal de la solución, lo que, de acuerdo con el principio de Le Chatelier (la acción es igual a la reacción), desplaza el equilibrio disociación de la sal hacia la derecha y, por lo tanto, conduce a la descomposición completa de la sal. Por lo tanto, aparecen guiones en la tabla de solubilidad frente a una serie de compuestos.
Si se forman moléculas electrolíticas débiles debido a cationes de sal, entonces dicen que la hidrólisis procede a lo largo del catión y el medio será ácido, y si se debe a aniones de sal, entonces dicen que la hidrólisis procede a lo largo del anión y el medio será alcalino. . En otras palabras, quien es más fuerte, ácido o base, determina el entorno.
Solo las sales solubles de ácidos y/o bases débiles sufren hidrólisis. El hecho es que si la sal es poco soluble, las concentraciones de sus iones en la solución son insignificantes y no tiene sentido hablar de la hidrólisis de dicha sal.
Elaboración de ecuaciones para las reacciones de hidrólisis de sales.
La hidrólisis de sales de bases y/o ácidos polibásicos débiles se produce por etapas. El número de pasos de hidrólisis es igual a la mayor carga de uno de los iones de sal.
Por ejemplo:
Sin embargo, la hidrólisis en la segunda etapa y especialmente en la tercera es muy débil, ya que
r1 >> r2 >> r3. Por lo tanto, cuando se escriben ecuaciones de hidrólisis, por lo general uno se limita al primer paso. Si la hidrólisis prácticamente se completa en la primera etapa, entonces durante la hidrólisis de sales de bases polibásicas débiles y ácidos fuertes, se forman sales básicas, y durante la hidrólisis de sales de bases fuertes y ácidos polibásicos débiles, se forman sales ácidas.
El número de moléculas de agua involucradas en el proceso de hidrólisis de la sal según el esquema de reacción está determinado por el producto de la valencia del catión y el número de sus átomos en la fórmula de la sal.
(regla del autor).
Por ejemplo:
Na 2 CO 3 2 Na + 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).
Por lo tanto, al compilar la ecuación de hidrólisis, usamos la siguiente algoritmo(sobre el ejemplo de la hidrólisis de Al 2 (SO 4) 3):
1. Determine de qué sustancias se forma la sal:
2. Suponemos cómo podría ir la hidrólisis:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H–OH \u003d 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH -.
3. Dado que Al (OH) 3 es una base débil y su catión Al 3+ se une a los iones OH del agua, el proceso en realidad es así:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH - \u003d 2Al (OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH -.
4. Comparamos las cantidades de iones H + y OH que quedan en la solución y determinamos la reacción del medio:
5. Después de la hidrólisis, se formó una nueva sal: (Al (OH) 2) 2 SO 4, o Al 2 (OH) 4 SO 4, - dihidroxosulfato de aluminio (o tetrahidroxosulfato de dialuminio) - la sal principal. Parcialmente, también se puede formar AlOHSO 4 (hidroxosulfato de aluminio), pero en una cantidad mucho menor, y se puede despreciar.
Otro ejemplo:
2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O \u003d 2Na + + + 2H + + 2OH -.
3. Dado que H 2 SiO 3 es un ácido débil y su ion se une a los iones H + del agua, la reacción real es así:
2Na + + + 2H + + 2OH - \u003d 2Na + + H + H + + 2OH -.
4. H ++ 2OH - \u003d H 2 O + OH - medio alcalino.
5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - hidrosilicato de sodio - sal ácida.
La acidez o alcalinidad del medio se puede determinar fácilmente por la cantidad de iones H+ u OH que quedan en la solución, siempre que se hayan formado nuevas sustancias y existan en la solución en proporciones equivalentes y no se hayan agregado otros reactivos durante la reacción. El medio puede ser ácido o ligeramente ácido (si hay pocos iones H+), alcalino (si hay muchos iones OH) o ligeramente alcalino, y también neutro si los valores de las constantes de disociación de un ácido débil y un ácido débil base están cerca y todos los iones H + y OH que quedan en la solución después de la hidrólisis, se recombinaron para formar H 2 O.
Ya hemos señalado que el grado de hidrólisis de la sal es mayor cuanto más débil es el ácido o la base que forma esta sal. Por lo tanto, es necesario ayudar a los estudiantes a traer la serie de aniones y cationes correspondientes a una disminución en la fuerza de los ácidos y bases de sus constituyentes (según A.V. Metelsky).
| Aniones: F - > > CH 3 COO - > H > HS - > > > > > . |
| Cationes:
Cd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. |
Cuanto más a la derecha en estas filas se encuentra el ion, mayor es la hidrólisis de la sal formada por él, es decir su base o ácido es más débil que los de su izquierda. Especialmente fuerte es la hidrólisis de sales formadas simultáneamente por una base débil y un ácido. Pero incluso para ellos, el grado de hidrólisis no suele superar el 1%. Sin embargo, en algunos casos, la hidrólisis de tales sales se desarrolla de manera especialmente fuerte y el grado de hidrólisis alcanza casi el 100%. Tales sales no existen en soluciones acuosas, sino que se almacenan solo en forma seca. En la tabla de solubilidad, hay una raya contra ellos. Ejemplos de tales sales son BaS, Al 2 S 3 , Cr 2 (SO 3) 3 y otras (consulte la tabla de solubilidad del libro de texto).
Dichas sales, que tienen un alto grado de hidrólisis, se hidrolizan completa e irreversiblemente, ya que los productos de su hidrólisis se eliminan de la solución en forma de una sustancia gaseosa (volátil) poco soluble, insoluble, poco disociable o se descomponen por agua en otras sustancias.
Por ejemplo:
Las sales que se descomponen completamente en agua no se pueden obtener por intercambio iónico en soluciones acuosas, porque en lugar de intercambio de iones, la reacción de hidrólisis procede más activamente.
Por ejemplo:
2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (podría ser así),
2ÀlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (así que en realidad lo es).
Las sales como Al 2 S 3 se obtienen en ambientes anhidros sinterizando los componentes en cantidades equivalentes o por otros métodos:
Muchos haluros, por regla general, reaccionan activamente con el agua, formando un hidruro de un elemento y un hidróxido de otro.
Por ejemplo:
СlF + H–OH HClO + HF,
Pl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(según L. Pauling).
Por regla general, en este tipo de reacciones, también llamadas hidrólisis, el elemento más electronegativo se combina con H +, y el menos electronegativo - con OH -. Es fácil ver que las reacciones anteriores proceden de acuerdo con esta regla.
Las sales ácidas de ácidos débiles también sufren hidrólisis. Sin embargo, en este caso, junto con la hidrólisis, se produce la disociación del residuo ácido. Entonces, en una solución de NaHCO 3, la hidrólisis de H ocurre simultáneamente, lo que lleva a la acumulación de iones OH -:
H + H–OH H2CO3 + OH -,
y disociación, aunque leve:
H + H + .
Así, la reacción de una solución salina ácida puede ser alcalina (si la hidrólisis del anión prevalece sobre su disociación) o ácida (en caso contrario). Esto está determinado por la relación de la constante de hidrólisis de la sal ( PARA hydr) y constantes de disociación ( PARA dis) del ácido correspondiente. En el ejemplo considerado PARA anión hidr más PARA dis ácido, por lo que la solución de esta sal ácida tiene una reacción alcalina (que es utilizada por quienes padecen acidez estomacal por alta acidez del jugo gástrico, aunque lo hacen en vano). Con la relación inversa de las constantes, por ejemplo en el caso de hidrólisis de NaHSO 3 , la reacción de la solución será ácida.
La hidrólisis de una sal básica, como el clorhidrato de cobre (II), se realiza de la siguiente manera:
Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH)2 + HCl,
o en forma iónica:
CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + medio ácido.
La hidrólisis en un sentido amplio es la reacción de descomposición por intercambio entre varias sustancias y agua (G.P. Khomchenko). Esta definición abarca la hidrólisis de todos los compuestos, tanto inorgánicos (sales, hidruros, haluros, calcógenos, etc.) como orgánicos (ésteres, grasas, carbohidratos, proteínas, etc.).
Por ejemplo:
(C6H10O5) norte + norte H–OH norte C6H12O6,
CaC2 + 2H–OH Ca(OH)2 + C2H2,
Cl 2 + H–OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.
Como resultado de la hidrólisis de los minerales - aluminosilicatos - se produce la destrucción de las rocas. La hidrólisis de algunas sales - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - se utiliza para purificar el agua y reducir su dureza.
La industria de hidrólisis en rápido crecimiento produce una serie de productos valiosos a partir de residuos (aserrín de madera, cáscaras de algodón, cáscaras de girasol, paja, tallos de maíz, residuos de remolacha azucarera, etc.): alcohol etílico, levadura forrajera, glucosa, hielo seco, furfural, metanol , lignina y muchas otras sustancias.
La hidrólisis ocurre en el cuerpo de humanos y animales durante la digestión de alimentos (grasas, carbohidratos, proteínas) en un ambiente acuático bajo la acción de enzimas, catalizadores biológicos. Desempeña un papel importante en una serie de transformaciones químicas de sustancias en la naturaleza (el ciclo de Krebs, el ciclo del ácido tricarboxílico) y la industria. Por lo tanto, pensamos que se debe prestar mucha más atención al estudio de la hidrólisis en el curso de química escolar.
A continuación se muestra un ejemplo tarjeta de transferencia, ofrecido a los estudiantes para consolidar el material después de estudiar el tema "Hidrólisis de sales" en el noveno grado.
Algoritmo para escribir la ecuación de hidrólisis de Fe 2 (SO 4) 31. Determine qué sal está formada por:
2. Suponemos cómo podría ir la hidrólisis: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H ++ + 6OH -. 3. Dado que el Fe (OH) 3 es una base débil, los cationes Fe 3+ se unirán a los aniones OH del agua y la hidrólisis procederá de la siguiente manera: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Determine la reacción del medio ambiente: 6H++ 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + ambiente ácido. 5. Determinamos la nueva sal por los iones que quedan en la solución: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - dihidroxosulfato de hierro (III) La hidrólisis procede a través del catión. |
información adicional
|
La aplicación de este algoritmo contribuye a la escritura consciente de las ecuaciones de hidrólisis por parte de los estudiantes y, con suficiente entrenamiento, no presenta ninguna dificultad.
LITERATURA
Antoshin A.E., Tsapok P.I. Química. Moscú: Química, 1998;
Akhmetov N. S.. Química Inorgánica. M.: Educación, 1990;
Glinka N. L. Química General. L.: Química, 1978;
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Pauling L., Pauling P.. Química. M.: Mir, 1998;
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Feldman F.G., Rudzitis G.E. Química-9. M.: Ilustración, 1997;
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Khomchenko G.P.. Química. Moscú: Escuela superior, 1998.
Estudiamos el efecto de un indicador universal sobre soluciones de algunas sales 
Como podemos ver, el ambiente de la primera solución es neutro (pH=7), el segundo es ácido (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). ¿Cómo explicar un hecho tan interesante? 🙂
Primero, recordemos qué es el pH y de qué depende.
El pH es un indicador de hidrógeno, una medida de la concentración de iones de hidrógeno en una solución (según las primeras letras de las palabras latinas potentia hydrogeni - la fuerza del hidrógeno).
El pH se calcula como el logaritmo decimal negativo de la concentración de iones de hidrógeno, expresado en moles por litro:
En agua pura a 25 °C, las concentraciones de iones de hidrógeno y de iones de hidróxido son las mismas y ascienden a 10 -7 mol/l (pH=7).
Cuando las concentraciones de ambos tipos de iones en una solución son iguales, la solución es neutra. Cuando > la solución es ácida, y cuando > - alcalina.
¿Por qué, en algunas soluciones acuosas de sales, hay una violación de la igualdad de las concentraciones de iones de hidrógeno e iones de hidróxido?
El hecho es que hay un cambio en el equilibrio de la disociación del agua debido a la unión de uno de sus iones (o) con iones de sal con la formación de un producto poco disociado, difícilmente soluble o volátil. Esta es la esencia de la hidrólisis.
- esta es la interacción química de los iones de sal con los iones de agua, lo que lleva a la formación de un electrolito débil: un ácido (o sal ácida) o una base (o sal básica).
La palabra "hidrólisis" significa descomposición por agua ("hidro" - agua, "lisis" - descomposición).
Dependiendo de qué ion de sal interactúe con el agua, existen tres tipos de hidrólisis:
- žhidrólisis por catión (solo el catión reacciona con el agua);
- hidrólisis del anión (solo el anión reacciona con el agua);
- hidrólisis conjunta - hidrólisis por catión y anión (tanto el catión como el anión reaccionan con el agua).
Cualquier sal puede considerarse como un producto formado por la interacción de una base y un ácido:
Hidrólisis de sal: la interacción de sus iones con el agua, lo que lleva a la aparición de un ambiente ácido o alcalino, pero no acompañado de la formación de un precipitado o gas.
El proceso de hidrólisis procede sólo con la participación soluble sal y consta de dos etapas:
1)disociación sal en solución irreversible reacción (grado de disociación, o 100%);
2) en realidad , es decir. interacción de los iones de sal con el agua reversible reacción (grado de hidrólisis ˂ 1, o 100%)
¡Las ecuaciones de la 1.ª y 2.ª etapa - la primera de ellas es irreversible, la segunda es reversible - no se pueden sumar!
Tenga en cuenta que las sales formadas por cationes álcalis y aniones fuerte Los ácidos no se hidrolizan, solo se disocian cuando se disuelven en agua. En soluciones de sales KCl, NaNO 3 , NaSO 4 y BaI, el medio neutral.
hidrólisis de aniones
En caso de interacción aniones sal disuelta con agua el proceso se llama hidrólisis de sal en el anión.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disociación)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidrólisis)
La disociación de la sal de KNO 2 procede por completo, la hidrólisis del anión NO 2 - en muy pequeña medida (para una solución 0,1 M - en un 0,0014%), pero esto resulta ser suficiente para que la solución se convierta en alcalino(entre los productos de hidrólisis hay un ion OH -), en él pags H = 8,14.
Los aniones solo se hidrolizan débilácidos (en este ejemplo, el ion nitrito NO 2 correspondiente al ácido nitroso débil HNO 2). El anión de un ácido débil atrae hacia sí el catión hidrógeno presente en el agua y forma una molécula de este ácido, mientras que el ión hidróxido permanece libre:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Ejemplos:
a) NaClO \u003d Na ++ ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na2CO3 \u003d 2Na++ CO32-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
d) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
e) BaS = Ba2+ + S2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Tenga en cuenta que en los ejemplos (ce) no puede aumentar el número de moléculas de agua y en lugar de hidroaniones (HCO 3, HPO 4, HS) escriba las fórmulas de los ácidos correspondientes (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). La hidrólisis es una reacción reversible y no puede proceder "hasta el final" (antes de la formación de un ácido).
Si se formara un ácido tan inestable como H 2 CO 3 en una solución de su sal de NaCO 3, entonces se liberaría CO 2 de la solución de gas (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Sin embargo, cuando la sosa se disuelve en agua, se forma una solución transparente sin desprendimiento de gas, lo que evidencia la incompletitud de la hidrólisis del anión con la aparición en la solución de solo hidraniones de ácido carbónico HCO 3 -.
El grado de hidrólisis de la sal por parte del anión depende del grado de disociación del producto de hidrólisis, el ácido. Cuanto más débil es el ácido, mayor es el grado de hidrólisis. Por ejemplo, los iones CO 3 2-, PO 4 3- y S 2- se hidrolizan en mayor medida que el ion NO 2, ya que la disociación de H 2 CO 3 y H 2 S en la 2ª etapa, y H 3 PO 4 en La 3ra etapa procede mucho menos que la disociación del ácido HNO 2. Por lo tanto, las soluciones, por ejemplo, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 y BaS altamente alcalino(que es fácil de comprobar por la jabonosidad de la soda al tacto) .
Un exceso de iones OH en una solución es fácil de detectar con un indicador o medir con instrumentos especiales (medidores de pH).
Si en una solución concentrada de una sal fuertemente hidrolizada por el anión,
por ejemplo, Na 2 CO 3, agregue aluminio, luego este último (debido al anfoterismo) reaccionará con el álcali y se observará el desprendimiento de hidrógeno. ¡Esta es una evidencia adicional de hidrólisis, porque no agregamos álcali de NaOH a la solución de soda!
Preste especial atención a las sales de ácidos de fuerza media: ortofosfóricos y sulfurosos. En la primera etapa, estos ácidos se disocian bastante bien, por lo que sus sales ácidas no sufren hidrólisis, y el medio de la solución de tales sales es ácido (debido a la presencia de un catión hidrógeno en la composición de la sal). Y las sales promedio son hidrolizadas por el anión: el medio es alcalino. Así, los hidrosulfitos, hidrofosfatos y dihidrofosfatos no son hidrolizados por el anión, el medio es ácido. Los sulfitos y fosfatos son hidrolizados por el anión, el ambiente es alcalino.
Hidrólisis por catión
En el caso de la interacción de un catión de una sal disuelta con agua, el proceso se denomina
hidrólisis de sal en el catión
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (disociación)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidrólisis)
La disociación de la sal de Ni (NO 3) 2 procede por completo, la hidrólisis del catión Ni 2+, en muy pequeña medida (para una solución 0,1 M, en un 0,001%), pero esto es suficiente para que el medio se vuelva ácido. (entre los productos de hidrólisis hay un ion H + ).
Sólo se hidrolizan los cationes de hidróxidos básicos y anfóteros poco solubles y el catión amonio. NH4+. El catión metálico separa el ion hidróxido de la molécula de agua y libera el catión hidrógeno H+.
El catión de amonio, como resultado de la hidrólisis, forma una base débil: hidrato de amoníaco y un catión de hidrógeno:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Tenga en cuenta que no puede aumentar la cantidad de moléculas de agua y en lugar de hidroxocationes (por ejemplo, NiOH +) escriba fórmulas de hidróxido (por ejemplo, Ni (OH) 2). Si se formaran hidróxidos, los precipitados caerían de las soluciones salinas, lo que no se observa (estas sales forman soluciones transparentes).
Un exceso de cationes de hidrógeno es fácil de detectar con un indicador o medir con instrumentos especiales. Se introduce magnesio o zinc en una solución concentrada de una sal altamente hidrolizada por el catión, luego estos últimos reaccionan con el ácido con liberación de hidrógeno.
Si la sal es insoluble, entonces no hay hidrólisis porque los iones no interactúan con el agua.
Libro de tareas sobre química general e inorgánica.
7. Soluciones acuosas de protolitos. 7.1. Agua. Ambiente neutro, ácido y alcalino. Protolitos fuertes
Ver Tareas >>>parte teórica
La teoría moderna de ácidos y bases es teoría del protón Bronsted - Lowry, que explica la manifestación de una función ácida o básica de las sustancias por el hecho de que entran en reacciones protólisis– reacciones de intercambio de protones (cationes de hidrógeno) H + :
HA+EA - +NO+
base ácida baseácido
Según esta teoría ácido- esta que contiene protones sustancia HA, que es donante de su propio protón; Una base es una sustancia E que acepta un protón donado por un ácido. En el caso general, el reactivo es el ácido HA y el reactivo es la base E, así como el producto es la base A - y el producto - ácido HE + compiten entre sí por la posesión de un protón, lo que conduce a una reacción ácido-base reversible al estado protolítico equilibrio. Por lo tanto, hay cuatro sustancias en el sistema que forman dos pares conjugados de "ácido - base": HA / A - y NO + /E. Las sustancias que presentan propiedades ácidas o básicas se denominan protolitos .
7.1. Agua. Ambiente neutro, ácido y alcalino. Fuerte protolitos
El disolvente líquido más común en la Tierra es el agua. Además de las moléculas de H 2 O, el agua pura contiene iones de hidróxido de OH - y cationes de oxonio H 3 O + debido a la reacción en curso autoprotólisis agua:
H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O
ácido base base ácido
La característica cuantitativa de la autoprotólisis del agua es producto iónico agua:
k EN\u003d [H 3 O + ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° DESDE)
Por lo tanto, en agua pura
[H 3 O +] \u003d [OH -] \u003d 1. 10 –7 mol/l (25° DESDE)
El contenido de cationes de oxonio e iones de hidróxido también se expresa a través de valor pH pHY índice de hidroxilo pOH:
pH = -lg ,pOH = -lg [ Oh- ]
En agua pura a 25 ° DESDEpH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
En soluciones acuosas diluidas (menos de 0,1 mol/l) de sustancias, el valorpHpuede ser igual, mayor o menorpHagua pura. EnpH= 7 el medio de una disolución acuosa se llama neutro, cuandopH < 7 – кислотной, при pH> 7 - alcalino. Aumento significativo en la concentración de ionesH 3 O + en el agua (creación ácido ambiente) se logra con una reacción de protólisis irreversible de sustancias como el cloruro de hidrógeno, los ácidos perclórico y sulfúrico:
HCl+H2O= Cl - + H 3 O +,pH< 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
ionescl – , Cl O 4 – , ENTONCES 4 2– conjugados con estos ácidos no tienen propiedades básicas en agua. Algunos hidroaniones se comportan de manera similar en una solución acuosa, por ejemplo, un ion hidrosulfato:
H SO 4 – + H 2 O \u003d SO 4 2– + H 3 O +,pH< 7
Debido a la irreversibilidad de las reacciones de protólisis, el propio ionH 3 O + , sustanciasHCl, HClO 4 YH 2 ENTONCES 4 , parecido a ellos protolítico propiedadesHClO 3 , HBr, HBrO 3 , HOLA, hola 3 , HNO 3 , SNC, H 2 SeO 4 , HMNO 4 , ionesHSO 4 – , HSeO 4 – y algunos otros en solución acuosa se consideran ácidos fuertes. En una solución diluida de un ácido fuerte HA (es decir, a desde menos de 1 mol/l) la concentración de cationes oxonio y el pH están relacionados con la concentración molar analítica (por preparación) desde ENCENDIDO de la siguiente manera:
[ H 3 O + ] = desde SOBRE EL ,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgdesde SOBRE EL
Ejemplo 1 . Determine el valor de pH en una solución de ácido sulfúrico 0.006 M a25 ° DESDE .
Solución
|
pH = ? desde B= 0,006 mol/l 2 desde B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O \u003d SO 4 2– + 2H 3 O +, pH<7 pH = - largo = -largo(2desde B) = –lg (2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Responder : 0.006M soluciónH 2 ENTONCES 4 Tiene pH 1 9 2 |
|
Un aumento significativo en la concentración de iones OH - en el agua (creación de un ambiente alcalino) se logra mediante la disolución y disociación electrolítica completa de sustancias como los hidróxidos de potasio y bario, llamados álcalis:
KOH = k + +OH-; Washington(OH) 2 + 2OH – , pH >7
Sustancias KOH, V pero(OH) 2,NaOHy los hidróxidos básicos similares en estado sólido son cristales iónicos; durante su disociación electrolítica en una solución acuosa, se forman iones OH (esto base fuerte) , así como ionesk + , Ba 2+ ,N / A + etc., que no poseen propiedades ácidas en agua. A una concentración analítica dada de álcali MOH en una solución diluida ( desde Bmenos de 0,1 mol/l) tenemos:
[OH -] = desde METRO Oh; pH = 14 – pH = 14 +lg[OH -] \u003d 14 +lgdesde oficial médico
Ejemplo 2 . Determine el pH en una solución de hidróxido de bario 0,012 M a 25° DESDE.
|
pH = ? desde B= 0,012 mol/l [OH -] = 2 desde B |
EN pero(OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + lg[OH -] \u003d 14 +lg(2desde c) = 14+ lg(2 . 0,012)=12,38 |
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