Wodny roztwór, którego sól jest kwaśna. Hydroliza solna
Wykład: Hydroliza soli. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe
Hydroliza solnaNadal badamy wzorce reakcji chemicznych. Studiując temat, dowiedziałeś się, że podczas dysocjacji elektrolitycznej w roztworze wodnym cząstki biorące udział w reakcji substancji rozpuszczają się w wodzie. To jest hydroliza. Na jego działanie narażone są różne substancje nieorganiczne i organiczne, w szczególności sole. Bez zrozumienia procesu hydrolizy soli nie będziesz w stanie wyjaśnić zjawisk zachodzących w organizmach żywych.
Istota hydrolizy soli sprowadza się do wymiany procesu oddziaływania jonów (kationów i anionów) soli z cząsteczkami wody. W rezultacie powstaje słaby elektrolit - związek o niskiej dysocjacji. W roztworze wodnym pojawia się nadmiar wolnych jonów H+ lub OH-. Pamiętaj, dysocjacja, z których elektrolitów tworzy jony H +, a które OH -. Jak się domyślasz, w pierwszym przypadku mamy do czynienia z kwasem, co oznacza, że środowisko wodne z jonami H+ będzie kwaśne. W drugim przypadku zasadowe. W samej wodzie medium jest obojętne, ponieważ nieznacznie dysocjuje na jony H + i OH - o tym samym stężeniu.
Charakter środowiska można określić za pomocą wskaźników. Fenoloftaleina wykrywa środowisko alkaliczne i zabarwia roztwór na szkarłatny kolor. Lakmus zmienia kolor na czerwony z kwasem i niebieski z zasadą. Pomarańcz metylowy - pomarańczowy, w środowisku zasadowym żółknie, w środowisku kwaśnym - różowy. Rodzaj hydrolizy zależy od rodzaju soli.
Rodzaje soli
Tak więc każda sól jest interakcją kwasu i zasady, które, jak rozumiesz, są silne i słabe. Silne są te, których stopień dysocjacji α jest bliski 100%. Należy pamiętać, że kwas siarkowy (H 2 SO 3) i fosforowy (H 3 PO 4) są często określane jako kwasy średniej mocy. Przy rozwiązywaniu problemów hydrolizy kwasy te należy zaliczyć do słabych.
Kwasy:
Silny: HCl; HBr; HI; HNO3; HCIO4; H2SO4. Ich pozostałości kwasowe nie wchodzą w interakcję z wodą.
Słaby: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; kwasy organiczne. A ich kwasowe reszty oddziałują z wodą, zabierając kationy wodorowe H + z jej cząsteczek.
Powody:
Silne: rozpuszczalne wodorotlenki metali; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Ich kationy metali nie wchodzą w interakcję z wodą.
Słaby: nierozpuszczalne wodorotlenki metali; wodorotlenek amonu (NH4OH). A kationy metali oddziałują tutaj z wodą.
W oparciu o ten materiał rozważrodzaje soli :
Sole z mocną zasadą i mocnym kwasem. Na przykład: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Właściwości: nie wchodzą w interakcję z wodą, co oznacza, że nie ulegają hydrolizie. Roztwory takich soli mają obojętne środowisko reakcji.
Sole o mocnej zasadzie i słabym kwasie. Na przykład: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Cechy: reszty kwasowe tych soli oddziałują z wodą, zachodzi hydroliza anionów. Środowisko roztworów wodnych ma odczyn zasadowy.
Sole o słabych zasadach i mocnych kwasach. Na przykład: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Właściwości: tylko kationy metali oddziałują z wodą, zachodzi hydroliza kationów. Środa jest kwaśna.
Sole o słabej zasadzie i słabym kwasie. Na przykład: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Właściwości: zarówno kationy, jak i aniony reszt kwasowych oddziałują z wodą, hydroliza zachodzi przez kation i anion.
Przykład hydrolizy na kationie i tworzenia środowiska kwaśnego:
Hydroliza chlorku żelazowego FeCl 2
FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(równanie molekularne)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (pełne równanie jonowe)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skrócone równanie jonowe)
Przykład hydrolizy anionów i tworzenia środowiska alkalicznego:
Hydroliza octanu sodu CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(równanie molekularne)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (pełne równanie jonowe)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(skrócone równanie jonowe)
Przykład kohydrolizy:
- Hydroliza siarczku glinu Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
W tym przypadku obserwujemy całkowitą hydrolizę, która występuje, gdy sól jest utworzona przez słabą nierozpuszczalną lub lotną zasadę i słaby nierozpuszczalny lub lotny kwas. W tabeli rozpuszczalności znajdują się kreski na takich solach. Jeśli podczas reakcji wymiany jonowej powstaje sól, która nie występuje w roztworze wodnym, konieczne jest zapisanie reakcji tej soli z wodą.
Na przykład:
2FeCl3 + 3Na2CO3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H2O ↔ 2Fe(OH)3 + 3H2O + 3CO 2
Dodajemy te dwa równania, a następnie to, co powtarzamy w lewej i prawej części, zmniejszamy:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Hydroliza soli. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe
Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej, w roztworze wodnym cząstki substancji rozpuszczonej oddziałują z cząsteczkami wody. Taka interakcja może prowadzić do reakcji hydrolizy (z greckiego. hydro- woda, Liza rozpad, rozkład).
Hydroliza to reakcja rozkładu metabolicznego substancji przez wodę.
Hydrolizie ulegają różne substancje: nieorganiczne – sole, węgliki i wodorki metali, halogenki niemetali; organiczne - haloalkany, estry i tłuszcze, węglowodany, białka, polinukleotydy.
Wodne roztwory soli mają różne wartości pH i różne rodzaje pożywek - kwaśne ($pH 7$), obojętne ($pH = 7$). Wynika to z faktu, że sole w roztworach wodnych mogą ulegać hydrolizie.
Istota hydrolizy sprowadza się do wymiany chemicznej interakcji kationów lub anionów soli z cząsteczkami wody. W wyniku tej interakcji powstaje związek słabo dysocjujący (słaby elektrolit). A w wodnym roztworze soli pojawia się nadmiar wolnych jonów $H^(+)$ lub $OH^(-)$, a roztwór soli staje się odpowiednio kwaśny lub zasadowy.
Klasyfikacja soli
Każda sól może być traktowana jako produkt oddziaływania zasady z kwasem. Na przykład sól $KClO$ składa się z mocnej zasady $KOH$ i słabego kwasu $HClO$.
W zależności od mocy zasady i kwasu można wyróżnić cztery rodzaje soli.
Rozważ zachowanie soli różnych typów w roztworze.
1. Sole utworzone przez mocną zasadę i słaby kwas.
Na przykład sól cyjanku potasu $KCN$ jest tworzona przez silną zasadę $KOH$ i słaby kwas $HCN$:
$(KOH)↙(\text"silna zasada monokwasowa")←KCN→(HCN)↙(\text"słaby kwas monokwasowy")$
1) nieznaczna odwracalna dysocjacja cząsteczek wody (bardzo słaby elektrolit amfoteryczny), którą w uproszczony sposób można zapisać za pomocą równania
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Powstające w tych procesach jony $H^(+)$ i $CN^(-)$ oddziałują ze sobą wiążąc się w słabe cząsteczki elektrolitu - kwas cyjanowodorowy $HCN$, natomiast wodorotlenek - $OH^(-)$ jon pozostaje w roztworze, dzięki czemu jest alkaliczny. Hydroliza zachodzi przy anionie $CN^(-)$.
Piszemy pełne równanie jonowe zachodzącego procesu (hydrolizy):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Proces ten jest odwracalny, a równowaga chemiczna przesuwa się w lewo (w kierunku powstawania substancji wyjściowych), ponieważ woda jest znacznie słabszym elektrolitem niż kwas cyjanowodorowy $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Z równania wynika, że:
a) w roztworze znajdują się wolne jony wodorotlenkowe $OH^(-)$, a ich stężenie jest większe niż w czystej wodzie, więc roztwór soli $KCN$ ma środowisko alkaliczne($pH > 7$);
b) Jony $CN^(-)$ biorą udział w reakcji z wodą, w takim przypadku mówią, że jest hydroliza anionów. Inne przykłady anionów reagujących z wodą to:
Rozważ hydrolizę węglanu sodu $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"silna zasada monokwasowa")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"słaby kwas dwuzasadowy")$
Sól jest hydrolizowana przy anionie $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Produkty hydrolizy - sól kwasowa$NaHCO_3$ i wodorotlenek sodu $NaOH$.
Środowisko wodnego roztworu węglanu sodu jest zasadowe ($pH > 7$), ponieważ w roztworze wzrasta stężenie jonów $OH^(-)$. Sól kwasowa $NaHCO_3$ może również ulegać hydrolizie, która przebiega w bardzo małym stopniu i można ją pominąć.
Podsumowując, czego dowiedziałeś się o hydrolizie anionów:
a) przy anionie soli z reguły hydrolizują odwracalnie;
b) równowaga chemiczna w takich reakcjach jest silnie przesunięta w lewo;
c) odczyn środowiska w roztworach podobnych soli jest zasadowy ($рН > 7$);
d) podczas hydrolizy soli utworzonych przez słabe kwasy wielozasadowe otrzymuje się sole kwaśne.
2. Sole powstałe z mocnego kwasu i słabej zasady.
Rozważ hydrolizę chlorku amonu $NH_4Cl$.
$(NH_3 H_2O)↙(\text"słaba zasada jednokwasowa")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"silny kwas jednozasadowy")$
W wodnym roztworze soli zachodzą dwa procesy:
1) nieznaczna odwracalna dysocjacja cząsteczek wody (bardzo słaby elektrolit amfoteryczny), którą w uproszczony sposób można zapisać za pomocą równania:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) całkowita dysocjacja soli (mocny elektrolit):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Powstałe jony $OH^(-)$ i $NH_4^(+)$ oddziałują ze sobą tworząc $NH_3H_2O$ (słaby elektrolit), podczas gdy jony $H^(+)$ pozostają w roztworze, powodując większość jego kwaśnego środowiska.
Pełne równanie hydrolizy jonowej:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3H_2O$
Proces jest odwracalny, równowaga chemiczna jest przesunięta w kierunku tworzenia substancji wyjściowych, ponieważ woda $Н_2О$ jest znacznie słabszym elektrolitem niż hydrat amoniaku $NH_3·H_2O$.
Skrócone równanie hydrolizy jonowej:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3H_2O.$
Z równania wynika, że:
a) w roztworze znajdują się wolne jony wodorowe $H^(+)$, a ich stężenie jest większe niż w czystej wodzie, więc roztwór soli ma środowisko kwaśne($pH
b) w reakcji z wodą uczestniczą kationy amonowe $NH_4^(+)$; w takim razie mówią, że nadchodzi hydroliza kationowa.
W reakcji z wodą mogą również brać udział kationy o wielu ładunkach: dwustrzałowy$M^(2+)$ (np. $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), z wyjątkiem kationów metali ziem alkalicznych, trzystrzałowy$M^(3+)$ (na przykład $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Rozważmy hydrolizę azotanu niklu $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"słaba zasada dwukwasowa")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"silny kwas jednozasadowy")$
Sól jest hydrolizowana na kationie $Ni^(2+)$.
Pełne równanie hydrolizy jonowej:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Skrócone równanie hydrolizy jonowej:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Produkty hydrolizy - sól zasadowa$NiOHNO_3$ i kwas azotowy $HNO_3$.
Środowisko wodnego roztworu azotanu niklu jest kwaśne ($ pH
Hydroliza soli $NiOHNO_3$ przebiega w znacznie mniejszym stopniu i można ją pominąć.
Podsumowując, czego dowiedziałeś się o hydrolizie kationów:
a) przez kation soli z reguły ulegają hydrolizie odwracalnej;
b) równowaga chemiczna reakcji jest silnie przesunięta w lewo;
c) odczyn pożywki w roztworach takich soli jest kwaśny ($ pH
d) podczas hydrolizy soli utworzonych przez słabe zasady polikwasowe otrzymuje się sole zasadowe.
3. Sole powstałe ze słabej zasady i słabego kwasu.
Jest już dla Ciebie jasne, że takie sole ulegają hydrolizie zarówno przy kationach, jak i anionach.
Słaby kation zasadowy wiąże jony $OH^(-)$ z cząsteczek wody, tworząc słaba podstawa; anion słabego kwasu wiąże jony $H^(+)$ z cząsteczek wody, tworząc słaby kwas. Reakcja roztworów tych soli może być obojętna, lekko kwaśna lub lekko zasadowa. Zależy ona od stałych dysocjacji dwóch słabych elektrolitów - kwasu i zasady, które powstają w wyniku hydrolizy.
Rozważmy na przykład hydrolizę dwóch soli: octanu amonu $NH_4(CH_3COO)$ i mrówczanu amonu $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"słaba zasada jednokwasowa")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"silny kwas jednozasadowy");$
2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"słaba zasada jednokwasowa")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"słaby kwas jednozasadowy").$
W wodnych roztworach tych soli słabo zasadowe kationy $NH_4^(+)$ oddziałują z jonami wodorotlenkowymi $OH^(-)$ (przypomnijmy, że woda dysocjuje $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), a aniony słabe kwasy $CH_3COO^(-)$ i $HCOO^(-)$ oddziałują z kationami $Н^(+)$ tworząc cząsteczki słabych kwasów — octowego $CH_3COOH$ i mrówkowego $HCOOH$.
Napiszmy jonowe równania hydrolizy:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3H_2O+HCOOH.$
W tych przypadkach hydroliza jest również odwracalna, ale równowaga jest przesunięta w kierunku tworzenia produktów hydrolizy – dwóch słabych elektrolitów.
W pierwszym przypadku ośrodek jest obojętny ($рН = 7$), ponieważ $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3H_2O)=1,8 10^(-5)$. W drugim przypadku środowisko roztworu jest słabo kwaśne ($pH
Jak już zauważyłeś, hydroliza większości soli jest procesem odwracalnym. W stanie równowagi chemicznej tylko część soli ulega hydrolizie. Jednak niektóre sole są całkowicie rozkładane przez wodę, tj. ich hydroliza jest procesem nieodwracalnym.
W tabeli „Rozpuszczalność kwasów, zasad i soli w wodzie” znajdziesz adnotację: „rozkładają się w środowisku wodnym” – oznacza to, że sole takie ulegają nieodwracalnej hydrolizie. Na przykład siarczek glinu $Al_2S_3$ w wodzie ulega nieodwracalnej hydrolizie, ponieważ jony $H^(+)$ pojawiające się podczas hydrolizy na kationie są wiązane przez jony $OH^(-)$ powstające podczas hydrolizy na anionie. Wzmacnia to hydrolizę i prowadzi do powstania nierozpuszczalnego wodorotlenku glinu i gazowego siarkowodoru:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Dlatego siarczku glinu $Al_2S_3$ nie można otrzymać w reakcji wymiany pomiędzy wodnymi roztworami dwóch soli, na przykład chlorku glinu $AlCl_3$ i siarczku sodu $Na_2S$.
Możliwe są również inne przypadki nieodwracalnej hydrolizy, które nie są trudne do przewidzenia, ponieważ dla nieodwracalności procesu konieczne jest, aby co najmniej jeden z produktów hydrolizy opuścił sferę reakcji.
Podsumowując, czego dowiedziałeś się o hydrolizie kationów i anionów:
a) jeśli sole są hydrolizowane zarówno przez kation jak i anion odwracalnie, to równowaga chemiczna w reakcjach hydrolizy jest przesunięta w prawo;
b) odczyn pożywki jest albo obojętny, albo lekko kwaśny, albo lekko zasadowy, co zależy od stosunku stałych dysocjacji utworzonej zasady i kwasu;
c) sole mogą być nieodwracalnie hydrolizowane zarówno przez kation, jak i anion, jeśli co najmniej jeden z produktów hydrolizy opuszcza sferę reakcji.
4. Sole utworzone przez mocną zasadę i mocny kwas nie ulegają hydrolizie.
Oczywiście sam doszedłeś do tego wniosku.
Rozważ zachowanie $KCl$ w roztworze chlorku potasu.
$(KOH)↙(\text"silny kwas jednozasadowy")←KCl→(HCl)↙(\text"silny kwas jednozasadowy").$
Sól w roztworze wodnym dysocjuje na jony ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ale w kontakcie z wodą nie może powstać słaby elektrolit. Medium roztworu jest obojętne ($рН=7$), ponieważ stężenia jonów $H^(+)$ i $OH^(-)$ w roztworze są takie same jak w czystej wodzie.
Innymi przykładami takich soli mogą być halogenki, azotany, nadchlorany, siarczany, chromiany i dichromiany metali alkalicznych, halogenki metali ziem alkalicznych (inne niż fluorki), azotany i nadchlorany.
Należy również zauważyć, że odwracalna reakcja hydrolizy podlega całkowicie zasadzie Le Chateliera. Dlatego hydrolizę soli można wzmocnić(a nawet uczynić to nieodwracalnym) w następujący sposób:
a) dodać wodę (zmniejszyć stężenie);
b) podgrzać roztwór, zwiększając w ten sposób endotermiczną dysocjację wody:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
co oznacza, że wzrasta ilość $H^(+)$ i $OH^(-)$, które są niezbędne do hydrolizy soli;
c) związać jeden z produktów hydrolizy w trudno rozpuszczalny związek lub usunąć jeden z produktów do fazy gazowej; na przykład hydroliza cyjanku amonu $NH_4CN$ zostanie znacznie wzmocniona przez rozkład hydratu amoniaku z wytworzeniem amoniaku $NH_3$ i wody $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$
$ NH_3 () (⇄) H_2 $
Hydroliza solna
Legenda:
Hydrolizę można stłumić (znacznie zmniejszyć ilość soli ulegającej hydrolizie), postępując w następujący sposób:
a) zwiększyć stężenie substancji rozpuszczonej;
b) schłodzić roztwór (aby osłabić hydrolizę, roztwory soli należy przechowywać stężone i w niskich temperaturach);
c) wprowadzić do roztworu jeden z produktów hydrolizy; na przykład zakwasić roztwór, jeśli jego środowisko jest kwaśne w wyniku hydrolizy, lub zalkalizować, jeśli jest zasadowy.
Znaczenie hydrolizy
Hydroliza soli ma znaczenie zarówno praktyczne, jak i biologiczne. Od czasów starożytnych popiół był używany jako detergent. Popiół zawiera węglan potasu $K_2CO_3$, który jest hydrolizowany jako anion w wodzie, roztwór wodny staje się mydlany z powodu jonów $OH^(-)$ powstających podczas hydrolizy.
Obecnie w życiu codziennym używamy mydła, proszków do prania i innych detergentów. Głównym składnikiem mydła są sole sodowe i potasowe wyższych kwasów karboksylowych: stearyniany, palmityniany, które są hydrolizowane.
Hydrolizę stearynianu sodu $C_(17)H_(35)COONa$ wyraża się następującym równaniem jonowym:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
tych. roztwór jest lekko zasadowy.
W skład proszków do prania i innych detergentów specjalnie wprowadzane są sole kwasów nieorganicznych (fosforany, węglany), które wzmacniają efekt prania poprzez podwyższenie pH medium.
Sole tworzące niezbędne środowisko alkaliczne roztworu są zawarte w wywoływaczu fotograficznym. Są to węglan sodu $Na_2CO_3$, węglan potasu $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ oraz inne sole hydrolizowane przez anion.
Jeśli kwasowość gleby jest niewystarczająca, rośliny rozwijają chorobę - chlorozę. Jej oznaki to żółknięcie lub bielenie liści, opóźnienie wzrostu i rozwoju. Jeżeli $pH_(gleba) > 7,5$ to dodaje się do niej nawóz siarczan amonu $(NH_4)_2SO_4$, który pomaga zwiększyć kwasowość na skutek hydrolizy przez przenikający w glebie kation:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$
Nieoceniona jest biologiczna rola hydrolizy niektórych soli tworzących nasz organizm. Na przykład skład krwi obejmuje wodorowęglan i wodorofosforan sodu. Ich rolą jest utrzymanie określonej reakcji otoczenia. Dzieje się tak z powodu przesunięcia równowagi procesów hydrolizy:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Jeśli we krwi występuje nadmiar jonów $H^(+)$, wiążą się one z jonami wodorotlenkowymi $OH^(-)$ i równowaga przesuwa się w prawo. Przy nadmiarze jonów wodorotlenowych $OH^(-)$ równowaga przesuwa się w lewo. Z tego powodu kwasowość krwi zdrowej osoby nieznacznie się waha.
Inny przykład: ślina ludzka zawiera jony $HPO_4^(2-)$. Dzięki nim w jamie ustnej utrzymuje się określone środowisko ($рН=7-7,5$).
Hydroliza solna
Temat „Hydroliza soli” jest jednym z najtrudniejszych dla uczniów klasy 9 studiujących chemię nieorganiczną. I wydaje się, że jej trudność polega nie na rzeczywistej złożoności badanego materiału, ale na sposobie jego prezentacji w podręcznikach. Tak więc FG Feldman i G.E. Rudzitis z odpowiedniego akapitu mają bardzo niewiele, co można zrozumieć. W podręcznikach L.S. Guzeya i N.S. Achmetowa ten temat jest ogólnie wykluczony, chociaż podręcznik Achmetowa jest przeznaczony dla uczniów klas 8–9 z dogłębną nauką chemii.
Korzystając z podręczników tych autorów, student raczej nie będzie w stanie dobrze zrozumieć teorii roztworów, istoty dysocjacji elektrolitycznej substancji w środowisku wodnym, skorelować reakcje wymiany jonowej z reakcjami hydrolizy soli tworzonych przez kwasy i zasady różne mocne strony. Dodatkowo na końcu każdego podręcznika znajduje się tablica rozpuszczalności, ale nigdzie nie jest wyjaśnione, dlaczego w jego poszczególnych komórkach znajdują się kreski, a w tekstach podręczników uczniowie spotykają się ze wzorami tych soli.
W krótkim wykładzie dla nauczycieli (zwłaszcza dla początkujących, szczególnie trudno jest im odpowiadać na pytania, które pojawiają się u dzieci) postaramy się wypełnić tę lukę i na swój sposób naświetlić problem zestawiania równań dla reakcji hydrolizy i określenie charakteru powstałego medium.
Hydroliza to proces rozkładu substancji przez wodę (samo słowo „hydroliza” mówi o tym: grecki - woda i - rozkład). Różni autorzy, podając definicję tego zjawiska, zwracają uwagę, że tworzy to sól kwasową lub kwasową, zasadową lub zasadową(N.E. Kuzmenko); gdy jony soli reagują z wodą, powstaje słaby elektrolit(AE Antoszyn); w wyniku oddziaływania jonów soli z wodą równowaga dysocjacji elektrolitycznej wody ulega przesunięciu(AA Makarenya); składniki substancji rozpuszczonej łączą się ze składnikami wody(N.L. Glinka) itp.
Każdy autor, podając definicję hydrolizy, zwraca uwagę na najważniejszą, jego zdaniem, stronę tego złożonego, wieloaspektowego procesu. I każdy z nich ma rację na swój sposób. Wydaje się, że to od nauczyciela zależy, którą definicję dać pierwszeństwo - co jest mu bliższe w jego sposobie myślenia.
Tak więc hydroliza to rozkład substancji przez wodę. Jest to spowodowane elektrolityczną dysocjacją soli i wody na jony oraz oddziaływaniem między nimi. Woda lekko dysocjuje na jony H + i OH - (1 cząsteczka na 550 000), a podczas hydrolizy jeden lub oba z tych jonów mogą wiązać się z jonami powstałymi podczas dysocjacji soli w substancję słabo dysocjującą, lotną lub nierozpuszczalną w wodzie .
Sole tworzone przez mocne zasady (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) i mocne kwasy (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), nie ulegają hydrolizie, ponieważ tworzące je kationy i aniony nie są zdolne do wiązania jonów H + i OH - w roztworach (przyczyną jest wysoka dysocjacja).
Gdy sól jest utworzona przez słabą zasadę lub słaby kwas, lub obydwa „rodzice” są słabe, sól w roztworze wodnym ulega hydrolizie. W tym przypadku reakcja ośrodka zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Innymi słowy, wodne roztwory takich soli mogą być obojętne, kwaśne lub zasadowe, w zależności od stałych dysocjacji powstających nowych substancji.
Tak więc podczas dysocjacji octanu amonu CH 3 COONH 4 reakcja roztworu będzie lekko zasadowa, ponieważ stała dysocjacji NH 4 OH ( k dis \u003d 6,3 10 -5) jest większa niż stała dysocjacji CH 3 COOH
(k dis = 1,75 10 -5). W innej soli kwasu octowego - octan glinu (CH 3 COO) 3 Al - reakcja roztworu będzie lekko kwaśna, ponieważ. k dis (CH 3 COOH) = 1,75 10 -5 więcej k dis (Al (OH) 3) \u003d 1,2 10 -6.
Reakcje hydrolizy w niektórych przypadkach są odwracalne, w innych dobiegają końca. Ilościowo hydroliza charakteryzuje się bezwymiarową wartością r, nazywaną stopniem hydrolizy i pokazującą, jaka część całkowitej liczby cząsteczek soli w roztworze ulega hydrolizie:
G = n/n 100%,
gdzie n to liczba zhydrolizowanych cząsteczek, n to całkowita liczba cząsteczek w danym roztworze. Na przykład, jeśli g \u003d 0,1%, oznacza to, że na 1000 cząsteczek soli tylko jedna rozkłada się wodą:
n = g n/100 = 0,1 1000/100 = 1.
Stopień hydrolizy zależy od temperatury, stężenia roztworu i charakteru substancji rozpuszczonej. Jeśli więc weźmiemy pod uwagę hydrolizę soli CH 3 COONa, to stopień jej hydrolizy dla roztworów o różnych stężeniach będzie następujący: dla roztworu 1M - 0,003%, dla 0,1M - 0,01%, dla
0,01M - 0,03%, dla 0,001M - 0,1% (dane zaczerpnięte z książki G. Remy'ego). Wartości te są zgodne z zasadą Le Chatelier.
Wzrost temperatury zwiększa energię kinetyczną cząsteczek, ich rozkład na kationy i aniony oraz oddziaływanie z jonami wody (H+ i OH-) - elektrolitem słabym w temperaturze pokojowej.
Biorąc pod uwagę charakter reagentów, do roztworu soli można dodać kwas w celu związania jonów OH - oraz zasadę można dodać w celu związania jonów H +. Możesz także dodać inne sole, które hydrolizują przy przeciwległym jonie. W tym przypadku hydroliza obu soli jest wzajemnie wzmocniona.
Hydrolizę można osłabić (w razie potrzeby) obniżając temperaturę, zwiększając stężenie roztworu, wprowadzając do niego jeden z produktów hydrolizy: kwasy, jeśli podczas hydrolizy kumulują się jony H+, lub zasady, jeśli kumulują się jony OH.
Wszystkie reakcje neutralizacji są egzotermiczne, podczas gdy reakcje hydrolizy są endotermiczne. Dlatego plon tych pierwszych spada wraz ze wzrostem temperatury, podczas gdy plon tych drugich wzrasta.
Jony H+ i OH - nie mogą występować w roztworze w znacznych stężeniach - łączą się w cząsteczki wody, przesuwając równowagę w prawo.
Rozkład soli przez wodę tłumaczy się wiązaniem kationów i / lub anionów zdysocjowanej soli w cząsteczki słabego elektrolitu przez jony wody (H + i / lub OH -), które są zawsze obecne w roztworze. Powstanie słabego elektrolitu, osadu, gazu lub całkowity rozkład nowej substancji jest równoznaczne z usunięciem jonów soli z roztworu, co zgodnie z zasadą Le Chateliera (działanie jest równe reakcji) przesuwa równowagę dysocjacji soli w prawo, a zatem prowadzi do całkowitego rozkładu soli. W związku z tym w tabeli rozpuszczalności pojawiają się kreski w stosunku do szeregu związków.
Jeśli tworzą się słabe cząsteczki elektrolitu z powodu kationów soli, to mówią, że hydroliza przebiega wzdłuż kationu i środowisko będzie kwaśne, a jeśli z powodu anionów soli, to mówią, że hydroliza przebiega wzdłuż anionu i środowisko będzie zasadowe . Innymi słowy, kto jest silniejszy - kwas czy zasada - decyduje o środowisku.
Tylko rozpuszczalne sole słabych kwasów i/lub zasad ulegają hydrolizie. Faktem jest, że jeśli sól jest słabo rozpuszczalna, to stężenia jej jonów w roztworze są znikome i nie ma sensu mówić o hydrolizie takiej soli.
Sporządzanie równań reakcji hydrolizy soli
Hydroliza soli słabych wielozasadowych zasad i/lub kwasów zachodzi etapami. Liczba etapów hydrolizy jest równa największemu ładunkowi jednego z jonów soli.
Na przykład:
Jednak hydroliza w drugim etapie, a zwłaszcza w trzecim, jest bardzo słaba, ponieważ
r1 >> r2 >> r3. Dlatego pisząc równania hydrolizy zwykle ograniczamy się do pierwszego kroku. Jeżeli hydroliza jest praktycznie zakończona na pierwszym etapie, to podczas hydrolizy soli słabych zasad wielozasadowych i mocnych kwasów powstają sole zasadowe, a podczas hydrolizy soli mocnych zasad i słabych kwasów wielozasadowych tworzą się sole kwaśne.
Liczba cząsteczek wody biorących udział w procesie hydrolizy soli zgodnie ze schematem reakcji jest określona przez iloczyn wartościowości kationu i liczby jego atomów we wzorze soli
(reguła autora).
Na przykład:
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).
Dlatego przy kompilacji równania hydrolizy korzystamy z: algorytm(na przykładzie hydrolizy Al 2 (SO 4) 3):
1. Określ, z jakich substancji powstaje sól:
2. Zakładamy, jak mogłaby przebiegać hydroliza:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H-OH \u003d 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH -.
3. Ponieważ Al (OH) 3 jest słabą zasadą, a jego kation Al 3+ wiąże jony OH - z wody, proces faktycznie przebiega tak:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH - \u003d 2Al (OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH -.
4. Porównujemy ilości jonów H+ i OH pozostających w roztworze i określamy reakcję ośrodka:
5. Po hydrolizie powstała nowa sól: (Al (OH) 2) 2 SO 4 lub Al 2 (OH) 4 SO 4, - dihydroksosiarczan glinu (lub tetrahydroksosiarczan glinu) - sól główna. Częściowo może powstać również AlOHSO 4 (wodorosiarczan glinu), ale w znacznie mniejszej ilości i można go pominąć.
Inny przykład:
2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O \u003d 2Na + + + 2H + + 2OH -.
3. Ponieważ H 2 SiO 3 jest słabym kwasem, a jego jon wiąże jony H + z wody, właściwa reakcja przebiega tak:
2Na + + + 2H + + 2OH - \u003d 2Na + + H + H + + 2OH -.
4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - środowisko alkaliczne.
5. Na + + H \u003d NaНSiO 3 - wodorokrzemian sodu - sól kwasowa.
Kwasowość lub zasadowość pożywki można łatwo określić na podstawie ilości jonów H+ lub OH pozostających w roztworze, pod warunkiem, że powstały nowe substancje i występują w roztworze w równoważnych proporcjach i podczas reakcji nie dodano żadnych innych odczynników. Medium może być kwaśne lub lekko kwaśne (jeśli jest mało jonów H +), zasadowe (jeśli jest dużo jonów OH) lub lekko zasadowe, a także obojętne, jeśli wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i słabego zasady są zbliżone, a wszystkie jony H+ i OH pozostające w roztworze po hydrolizie połączyły się, tworząc H2O.
Zauważyliśmy już, że stopień hydrolizy soli jest tym większy, im słabszy kwas lub zasada tworząca tę sól. Dlatego konieczna jest pomoc uczniom w doprowadzeniu szeregu anionów i kationów odpowiadających zmniejszeniu siły kwasów i zasad ich składników (według A.V. Metelsky'ego).
| Aniony: F - > > CH 3 COO - > H > HS - > > > > > . |
| Kationy:
Cd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. |
Im bardziej w prawo w tych rzędach znajduje się jon, tym większa hydroliza utworzonej przez niego soli, tj. jego zasada lub kwas są słabsze niż te po jego lewej stronie. Szczególnie silna jest hydroliza soli tworzonych jednocześnie przez słabą zasadę i kwas. Ale nawet dla nich stopień hydrolizy zwykle nie przekracza 1%. Niemniej jednak w niektórych przypadkach hydroliza takich soli przebiega szczególnie silnie, a stopień hydrolizy sięga prawie 100%. Takie sole nie występują w roztworach wodnych, ale są przechowywane tylko w postaci suchej. W tabeli rozpuszczalności jest przeciwko nim myślnik. Przykładami takich soli są BaS, Al2S3, Cr2(SO3)3 i inne (patrz tabela rozpuszczalności w podręczniku).
Takie sole o wysokim stopniu hydrolizy ulegają całkowitej i nieodwracalnej hydrolizie, ponieważ produkty ich hydrolizy są usuwane z roztworu w postaci słabo rozpuszczalnej, nierozpuszczalnej, gazowej (lotnej), słabo dysocjującej substancji lub rozkładane przez wody do innych substancji.
Na przykład:
Sole całkowicie rozkładane przez wodę nie mogą być otrzymane przez wymianę jonową w roztworach wodnych, ponieważ zamiast wymiany jonowej reakcja hydrolizy przebiega bardziej aktywnie.
Na przykład:
2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (może tak być),
2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (tak w rzeczywistości jest).
Sole, takie jak Al 2 S 3, otrzymuje się w środowiskach bezwodnych przez spiekanie składników w równoważnych ilościach lub innymi metodami:
Wiele halogenków z reguły aktywnie reaguje z wodą, tworząc wodorek jednego pierwiastka i wodorotlenek drugiego.
Na przykład:
СlF + H–OH HClO + HF,
PCl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(według L. Paulinga).
Z reguły w tego rodzaju reakcjach, nazywanych również hydrolizą, bardziej elektroujemny pierwiastek łączy się z H+, a mniej elektroujemny - z OH-. Łatwo zauważyć, że powyższe reakcje przebiegają zgodnie z tą zasadą.
Sole kwaśne słabych kwasów również ulegają hydrolizie. Jednak w tym przypadku wraz z hydrolizą następuje dysocjacja reszty kwasowej. Tak więc w roztworze NaHCO 3 hydroliza H zachodzi jednocześnie, prowadząc do akumulacji jonów OH -:
H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,
i dysocjacja, choć niewielka:
H + H + .
Reakcja kwaśnego roztworu soli może więc być alkaliczna (jeśli hydroliza anionu przeważa nad jego dysocjacją) lub kwaśna (w przeciwnym przypadku). Jest to określone przez stosunek stałej hydrolizy soli ( DO hydr) i stałe dysocjacji ( DO dis) odpowiedniego kwasu. W rozważanym przykładzie DO hydr anion więcej DO diskwasy, więc roztwór tej kwaśnej soli ma odczyn zasadowy (z czego korzystają osoby cierpiące na zgagę z powodu wysokiej kwasowości soku żołądkowego, choć na próżno to robią). Przy odwrotnym stosunku stałych, na przykład w przypadku hydrolizy NaHSO3, reakcja roztworu będzie kwaśna.
Hydroliza soli zasadowej, takiej jak chlorowodorek miedzi(II), przebiega w następujący sposób:
Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,
lub w formie jonowej:
CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + środowisko kwaśne.
Hydroliza w szerokim znaczeniu jest reakcją rozkładu wymiennego między różnymi substancjami i wodą (G.P. Khomchenko). Definicja ta obejmuje hydrolizę wszystkich związków, zarówno nieorganicznych (sole, wodorki, halogenki, chalkogeny itp.), jak i organicznych (estry, tłuszcze, węglowodany, białka itp.).
Na przykład:
(C6H10O5) n + n H–OH n C6H12O6,
CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2,
Cl2 + H–OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.
W wyniku hydrolizy minerałów – glinokrzemianów – dochodzi do niszczenia skał. Hydroliza niektórych soli - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - służy do oczyszczania wody i zmniejszania jej twardości.
Szybko rozwijający się przemysł hydrolizy wytwarza szereg cennych produktów z odpadów (trociny drzewne, łuski bawełny, łuski słonecznika, słoma, łodygi kukurydzy, odpady buraków cukrowych itp.): alkohol etylowy, drożdże paszowe, glukoza, suchy lód, furfural, metanol , lignina i wiele innych substancji.
Hydroliza zachodzi w organizmie ludzi i zwierząt podczas trawienia pokarmu (tłuszcze, węglowodany, białka) w środowisku wodnym pod wpływem enzymów - katalizatorów biologicznych. Odgrywa ważną rolę w szeregu przemian chemicznych substancji w przyrodzie (cykl Krebsa, cykl kwasów trikarboksylowych) i przemyśle. Dlatego uważamy, że o wiele więcej uwagi należy poświęcić badaniu hydrolizy na szkolnym kursie chemii.
Poniżej znajduje się przykład karta transferowa zaproponował studentom utrwalenie materiału po przestudiowaniu tematu „Hydroliza soli” w 9 klasie.
Algorytm zapisu równania hydrolizy Fe 2 (SO 4) 31. Określ, jaką sól tworzy:
2. Zakładamy, jak mogłaby przebiegać hydroliza: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Ponieważ Fe (OH) 3 jest słabą zasadą, kationy Fe 3+ będą wiązane przez aniony OH - z wody, a hydroliza przebiega w rzeczywistości w następujący sposób: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Określ reakcję środowiska: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + środowisko kwaśne. 5. Nową sól określamy na podstawie jonów pozostających w roztworze: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 - dihydroksysiarczan żelaza(III) Hydroliza przebiega przez kation. |
Dodatkowe informacje
|
Zastosowanie tego algorytmu przyczynia się do świadomego pisania równań hydrolizy przez studentów i przy odpowiednim przeszkoleniu nie sprawia trudności.
LITERATURA
Antoshin A.E., Tsapok P.I. Chemia. Moskwa: Chemia, 1998;
Achmetow N.S.. Chemia nieorganiczna. M.: Edukacja, 1990;
Glinka N.L. Chemia ogólna. L.: Chemia, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. Chemia. M.: Egzamin, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Chemia. Moskwa: drop, 1997;
Kuzmenko N.E., Churanov S.S. Chemia ogólna i nieorganiczna. M.: Wydawnictwo Uniwersytetu Moskiewskiego, 1977;
Metelsky A.V. Chemia. Mińsk: Białoruska Encyklopedia, 1997;
Pauling L., Pauling P. Chemia. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. Chemia. Moskwa: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Chemia-9. M.: Oświecenie, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta LA Korepetytor chemii. Charków: Folino, 1998;
Chomczenko GP. Chemia. Moskwa: Szkoła Wyższa, 1998.
Badamy wpływ uniwersalnego wskaźnika na roztwory niektórych soli 
Jak widać, środowisko pierwszego roztworu jest obojętne (pH=7), drugie kwaśne (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Jak wytłumaczyć tak ciekawy fakt? 🙂.
Najpierw pamiętajmy, czym jest pH i od czego ono zależy.
pH jest wskaźnikiem wodoru, miarą stężenia jonów wodorowych w roztworze (zgodnie z pierwszymi literami łacińskich słów potentia hydrogeni - siła wodoru).
pH oblicza się jako ujemny logarytm dziesiętny stężenia jonów wodorowych, wyrażony w molach na litr:
W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są takie same i wynoszą 10 -7 mol/l (pH=7).
Gdy stężenia obu rodzajów jonów w roztworze są takie same, roztwór jest obojętny. Gdy > roztwór jest kwaśny, a gdy > - zasadowy.
Z powodu czego w niektórych wodnych roztworach soli dochodzi do naruszenia równości stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych?
Faktem jest, że następuje przesunięcie równowagi dysocjacji wody z powodu wiązania jednego z jej jonów (lub) z jonami soli z wytworzeniem słabo zdysocjowanego, trudno rozpuszczalnego lub lotnego produktu. To jest istota hydrolizy.
- jest to chemiczne oddziaływanie jonów soli z jonami wody, prowadzące do powstania słabego elektrolitu - kwasu (lub soli kwasowej) lub zasady (lub soli zasadowej).
Słowo „hydroliza” oznacza rozkład przez wodę („hydro” – woda, „liza” – rozkład).
W zależności od tego, który jon soli wchodzi w interakcję z wodą, istnieją trzy rodzaje hydrolizy:
- hydroliza przez kation (tylko kation reaguje z wodą);
- hydroliza zanionowa (tylko anion reaguje z wodą);
- ž hydroliza stawów - hydroliza przez kation i anion (zarówno kation, jak i anion reagują z wodą).
Dowolną sól można uznać za produkt powstały w wyniku interakcji zasady i kwasu:
Hydroliza soli - oddziaływanie jej jonów z wodą, prowadzące do pojawienia się środowiska kwaśnego lub zasadowego, ale nie towarzyszy mu tworzenie się osadu lub gazu.
Proces hydrolizy przebiega tylko z udziałem rozpuszczalny sól i składa się z dwóch etapów:
1)dysocjacja sól w roztworze nieodwracalny reakcja (stopień dysocjacji lub 100%);
2) faktycznie , tj. oddziaływanie jonów soli z wodą odwracalny reakcja (stopień hydrolizy ˂ 1 lub 100%)
Nie można dodawać równań I i II etapu - pierwszy z nich jest nieodwracalny, drugi odwracalny!
Zauważ, że sole utworzone przez kationy alkalia i aniony mocny kwasy nie ulegają hydrolizie, dysocjują dopiero po rozpuszczeniu w wodzie. W roztworach soli KCl, NaNO 3 , NaSO 4 i BaI pożywka neutralny.
Hydroliza anionów
W przypadku interakcji aniony rozpuszczona sól z wodą proces nazywa się hydroliza solna na anionie.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dysocjacja)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydroliza)
Dysocjacja soli KNO 2 przebiega całkowicie, hydroliza anionu NO 2 - w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,0014%), ale okazuje się, że to wystarczy, aby roztwór stał się alkaliczny(wśród produktów hydrolizy znajduje się jon OH -), w nim P H = 8,14.
Aniony ulegają tylko hydrolizie słaby kwasy (w tym przykładzie jon azotynowy NO 2 odpowiadający słabemu kwasowi azotanemu HNO 2). Anion słabego kwasu przyciąga do siebie obecny w wodzie kation wodorowy i tworzy cząsteczkę tego kwasu, podczas gdy jon wodorotlenkowy pozostaje wolny:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Przykłady:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H2O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 \u003d 2 Na + + CO 3 2-
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 = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Zwróć uwagę, że w przykładach (ce) nie możesz zwiększyć liczby cząsteczek wody i zamiast hydroanionów (HCO 3, HPO 4, HS) wpisz wzory odpowiednich kwasów (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hydroliza jest reakcją odwracalną i nie może przebiegać „do końca” (przed powstaniem kwasu).
Gdyby taki niestabilny kwas jak H 2 CO 3 powstał w roztworze jego soli NaCO 3, wówczas CO 2 zostałby uwolniony z roztworu gazowego (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Jednak po rozpuszczeniu sody w wodzie tworzy się przezroczysty roztwór bez wydzielania gazu, co świadczy o niepełnej hydrolizie anionu z pojawieniem się w roztworze tylko hydranionów kwasu węglowego HCO 3 -.
Stopień hydrolizy soli przez anion zależy od stopnia dysocjacji produktu hydrolizy, kwasu. Im słabszy kwas, tym wyższy stopień hydrolizy. Na przykład jony CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- ulegają hydrolizie w większym stopniu niż jon NO 2, ponieważ dysocjacja H 2 CO 3 i H 2 S w II etapie oraz H 3 PO 4 w III etapie przebiega znacznie mniej niż dysocjacja kwasu HNO 2 . Dlatego roztwory, na przykład Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS będą silnie zasadowy(co łatwo zweryfikować mydłem sody w dotyku) .
Nadmiar jonów OH w roztworze można łatwo wykryć za pomocą wskaźnika lub zmierzyć za pomocą specjalnych instrumentów (pH-metry).
Jeżeli w stężonym roztworze soli, która jest silnie hydrolizowana przez anion,
na przykład Na 2 CO 3, dodaj aluminium, wtedy ten ostatni (z powodu amfoteryzmu) będzie reagował z alkaliami i będzie obserwowane wydzielanie wodoru. To dodatkowy dowód na hydrolizę, ponieważ do roztworu sody nie dodaliśmy zasady NaOH!
Zwróć szczególną uwagę na sole kwasów o średniej mocy - ortofosforowych i siarkowych. W pierwszym etapie kwasy te dość dobrze dysocjują, dzięki czemu ich kwaśne sole nie ulegają hydrolizie, a środowisko roztworu takich soli jest kwaśne (ze względu na obecność w składzie soli kationu wodorowego). A przeciętne sole są hydrolizowane przez anion - pożywka jest zasadowa. Tak więc hydrosiarczyny, hydrofosforany i dihydrofosforany nie są hydrolizowane przez anion, środowisko jest kwaśne. Siarczyny i fosforany są hydrolizowane przez anion, środowisko jest zasadowe.
Hydroliza przez kation
W przypadku oddziaływania kationu rozpuszczonej soli z wodą proces ten nazywa się
hydroliza solna na kationie
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (dysocjacja)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hydroliza)
Dysocjacja soli Ni (NO 3) 2 przebiega całkowicie, hydroliza kationu Ni 2+ - w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,001%), ale to wystarczy, aby środowisko zakwasiło (wśród produktów hydrolizy znajduje się jon H + ).
Hydrolizie ulegają jedynie kationy słabo rozpuszczalnych wodorotlenków zasadowych i amfoterycznych oraz kation amonowy. NH4+. Kation metalu oddziela jon wodorotlenkowy od cząsteczki wody i uwalnia kation wodorowy H + .
Kation amonowy w wyniku hydrolizy tworzy słabą zasadę - hydrat amoniaku oraz kation wodorowy:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Należy pamiętać, że nie można zwiększyć liczby cząsteczek wody i zamiast hydroksokacji (na przykład NiOH +) napisać formuły wodorotlenkowe (na przykład Ni (OH) 2). Gdyby powstały wodorotlenki, to z roztworów soli wypadłyby osady, czego nie obserwuje się (te sole tworzą przezroczyste roztwory).
Nadmiar kationów wodorowych można łatwo wykryć wskaźnikiem lub zmierzyć specjalnymi przyrządami. Magnez lub cynk wprowadza się do stężonego roztworu soli, która jest silnie hydrolizowana przez kation, a następnie ten reaguje z kwasem z uwolnieniem wodoru.
Jeśli sól jest nierozpuszczalna, to nie ma hydrolizy, ponieważ jony nie oddziałują z wodą.
Zeszyt zadań z chemii ogólnej i nieorganicznej
7. Wodne roztwory protolitów. 7.1. Woda. Środowisko neutralne, kwaśne i zasadowe. Silne protolity
Widzieć zadania >>>Część teoretyczna
Współczesna teoria kwasów i zasad to teoria protonów Bronsted - Lowry, co tłumaczy manifestację funkcji kwasowej lub zasadowej substancji przez fakt, że wchodzą w reakcje protoliza– reakcje wymiany protonów (kationów wodoru) H + :
HA+E A - +NIE+
kwasowo-zasadowy baza kwas
Zgodnie z tą teorią kwas- ten zawierające protony substancja HA, która jest dawcą własnego protonu; Zasada to substancja E, która przyjmuje proton oddany przez kwas. W ogólnym przypadku reagentem jest kwas HA, a reagentem jest zasada E, a produktem jest zasada A - a produkt - kwas HE + konkurują ze sobą o posiadanie protonu, co prowadzi do odwracalnej reakcji kwasowo-zasadowej do stanu protolityczny równowaga. Dlatego w układzie znajdują się cztery substancje, które tworzą dwie sprzężone pary „kwas – zasada”: HA/A - i NIE + /E. Substancje wykazujące właściwości kwasowe lub zasadowe nazywane są protolity .
7.1. Woda. Środowisko neutralne, kwaśne i zasadowe. Mocny protolity
Najpopularniejszym ciekłym rozpuszczalnikiem na Ziemi jest woda. Oprócz cząsteczek H 2 O czysta woda zawiera jony wodorotlenowe OH - oraz kationy oksoniowe H 3 O + ze względu na zachodzącą reakcję autoprotoliza woda:
H 2 O + H 2 O OH − + H 3 O
kwas zasadowo-zasadowy kwas
Ilościowa charakterystyka autoprotolizy wody to produkt jonowy woda:
K W\u003d [H 3 O + ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° OD)
Dlatego w czystej wodzie
[H 3 O +] \u003d [OH -] \u003d 1. 10–7 mol/l (25° OD)
Zawartość kationów oksoniowych i jonów wodorotlenowych wyraża się również przez wartość PH pHI indeks hydroksylowy pOH:
pH = -lg ,pOH = -lg [ Oh- ]
W czystej wodzie w 25 ° ODpH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
W rozcieńczonych (mniej niż 0,1 mol/l) wodnych roztworach substancji wartośćpHmoże być równy, większy lub mniejszypHczysta woda. NapH= 7 ośrodek roztworu wodnego nazywamy obojętnym, gdypH < 7 – кислотной, при pH> 7 - alkaliczne. Znaczący wzrost stężenia jonówh 3 O + w wodzie (stworzenie kwaśnyśrodowiska) uzyskuje się dzięki nieodwracalnej reakcji protolizy substancji takich jak chlorowodór, kwas nadchlorowy i siarkowy:
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
jonyCl – , ClO 4 – , WIĘC 4 2– sprzężone z tymi kwasami nie mają właściwości zasadowych w wodzie. Niektóre hydroaniony zachowują się podobnie w roztworze wodnym, na przykład jon hydrosiarczanowy:
HSO 4 – + H 2 O \u003d SO 4 2– + H 3 O +, pH< 7
Ze względu na nieodwracalność reakcji protolizy sam jonh 3 O + , SubstancjeHCl, HClO 4 Ih 2 WIĘC 4 , podobne do nich protolityczny nieruchomościHClO 3 , HBr, HBrO 3 , HEJ, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, h 2 SeO 4 , HMnO 4 , jonyHSO 4 – , HSeO 4 – a niektóre inne w roztworze wodnym są brane pod uwagę silne kwasy. W rozcieńczonym roztworze mocnego kwasu HA (tj. at od HA mniejsze niż 1 mol/l) stężenie kationu oksoniowego i pH są związane z analitycznym (przez preparat) stężeniem molowym od WŁĄCZONE w następujący sposób:
[ h 3 O + ] = od NA ,pH = - LG[ h 3 O + ] = - LGod NA
Przykład 1 . Określ wartość pH w 0,006 M roztworze kwasu siarkowego w25 ° OD .
Rozwiązanie
|
pH = ? od b= 0,006 mol/l 2 od b |
H 2 SO 4 + 2 H 2 O \u003d SO 4 2– + 2H 3 O +, pH<7 pH = - lg = -lg(2od b) = –lg (2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Odpowiedź : 0,006 M roztwórh 2 WIĘC 4 To ma pH 1 9 2 |
|
Znaczący wzrost stężenia jonów OH – w wodzie (tworzenie środowiska alkalicznego) uzyskuje się poprzez rozpuszczenie i całkowitą dysocjację elektrolityczną substancji takich jak wodorotlenki potasu i baru, tzw. alkalia:
KOH = K + + OH - ; Wa(OH) 2 + 2OH – , pH >7
Substancje KOH, V ale(OH) 2,NaOHa podobne zasadowe wodorotlenki w stanie stałym są kryształami jonowymi; podczas ich dysocjacji elektrolitycznej w roztworze wodnym powstają jony OH (to mocna podstawa) , a także jonyK + , Ba 2+ ,Na + itp., które nie mają właściwości kwasowych w wodzie. Przy danym stężeniu analitycznym alkalicznego MOH w rozcieńczonym roztworze ( od bponiżej 0,1 mol/l) mamy:
[OH-] = od m Oh; pH = 14 – pOH = 14 +LG[OH -] \u003d 14 +LGod MOH
Przykład 2 . Określ pH w 0,012 M roztworze wodorotlenku baru w 25° OD.
|
pH = ? od b= 0,012 mol/l [OH-] = 2 od b |
W ale(OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + LG[OH -] \u003d 14 +LG(2od c) = 14+ LG(2 . 0,012)=12,38 |
|
|
|
Ładowanie...