Водний розчин якоїсь солі має кисле середовище. Гідроліз солей
Лекція: Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне
Гідроліз солейМи продовжуємо вивчати закономірності перебігу хімічних реакцій. При вивченні теми ви дізналися, що з електролітичної дисоціації у водному розчині частинки, що у реакції речовин розчиняються у воді. Це гідроліз. Йому піддаються різні неорганічні та органічні речовини, зокрема, солі. Без розуміння процесу гідролізу солей, ви не зможете пояснити явища, що відбуваються у живих організмах.
Сутність гідролізу солей зводиться до обмінного процесу взаємодії іонів (катіонів та аніонів) солі з молекулами води. У результаті утворюється слабкий електроліт – малодисоціююча сполука. У водному розчині утворюється надлишок вільних іонів Н + або ОН - . Згадайте, дисоціація яких електролітів утворює іони Н + , а яких ОН - . Як ви здогадалися, у першому випадку ми маємо справу з кислотою, отже, водне середовище з іонами Н+ буде кислим. У другому випадку, лужний. У самій воді середовище нейтральне, оскільки воно незначно дисоціюється на однакові за концентрацією іони Н+ та ОН-.
Характер середовища можна визначити з допомогою індикаторів. Фенолфталеїн виявляє лужне середовище та забарвлює розчин у малиновий колір. Лакмус під дією кислоти стає червоним, а під дією лугу залишається синім. Метилоранж - помаранчевий, у лужному середовищі стає жовтим, у кислому середовищі – рожевим. Тип гідролізу залежить від типу солі.
Типи солей
Отже, будь-яку сіль є взаємодією кислоти і основи, які, як ви зрозуміли, бувають сильними і слабкими. Сильні – це ті, чия міра дисоціації α близька до 100%. Слід запам'ятати, що сірчисту (H2SO3) і фосфорну (H3PO4) кислоту частіше відносять до кислот середньої сили. При вирішенні завдань гідролізу, дані кислоти необхідно відносити до слабких.
Кислоти:
Сильні: HCl; HBr; Hl; HNO 3; HClO 4; H 2 SO 4 . Їхні кислотні залишки з водою не взаємодіють.
Слабкі: HF; H 2 CO 3; H 2 SiO 3; H 2 S; HNO 2; H 2 SO 3; H 3 PO 4; органічні кислоти. Їх кислотні залишки взаємодіють із водою, забираючи в неї молекул катіони водню H+.
Основи:
Сильні: розчинні гідроксиди металів; Ca(OH) 2; Sr(OH) 2 . Їхні катіони металів з водою не взаємодіють.
Слабкі: нерозчинні гідроксиди металів; гідроксид амонію (NH 4 OH). А катіони металів тут взаємодіють із водою.
Виходячи з даного матеріалу, розглянемотипи солей :
Солі з сильною основою та сильною кислотою.Наприклад: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особливості: не взаємодіють із водою, отже гідролізу не піддаються. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища.
Солі з сильною основою та слабкою кислотою.Наприклад: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особливості: з водою взаємодіють кислотні залишки цих солей, відбувається гідроліз по аніону. Середовище водних розчинів – лужне.
Солі зі слабкою основою та сильною кислотою.Наприклад: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 . Особливості: з водою взаємодіють тільки катіони металів, відбувається гідроліз катіону. Середовище – кисле.
Солі зі слабкою основою та слабкою кислотою.Наприклад: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особливості: з водою взаємодіють як катіони, так і аніони кислотних залишків, гідроліз відбувається по катіону та аніону.
Приклад гідролізу по катіону та утворення кислого середовища:
Гідроліз хлориду заліза FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(Молекулярне рівняння)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н+ (Повне іонне рівняння)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (скорочене іонне рівняння)
Приклад гідролізу по аніону та утворення лужного середовища:
Гідроліз ацетату натрію CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(Молекулярне рівняння)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (Повне іонне рівняння)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(скорочене іонне рівняння)
Приклад сумісного гідролізу:
- Гідроліз сульфіду алюмінію Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В даному випадку ми бачимо повний гідроліз, який відбувається, якщо сіль утворена слабкою нерозчинною або летючою основою і слабкою нерозчинною або летючою кислотою. У таблиці розчинності стоять прочерки таких солях. Якщо в ході реакції іонного обміну утворюється сіль, яка не існує у водному розчині, треба написати реакцію цієї солі з водою.
Наприклад:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Складаємо ці два рівняння, що повторюється в лівій і правій частинах, скорочуємо:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, у водному розчині частинки розчиненої речовини взаємодіють із молекулами води. Така взаємодія може призвести до реакції гідролізу (від грец. hydro- Вода, lysis- Розпад, розкладання).
Гідроліз – це реакція обмінного розкладання речовини водою.
Гідролізу піддаються різні речовини: неорганічні - солі, карбіди та гідриди металів, галогеніди неметалів; органічні - галогеналкани, складні ефіри та жири, вуглеводи, білки, полінуклеотиди.
Водні розчини солей мають різні значення рН та різні типи середовищ — кислотне ($рН 7$), нейтральне ($рН = 7$). Це пояснюється тим, що солі у водних розчинах можуть піддаватися гідролізу.
Сутність гідролізу зводиться до обмінної хімічної взаємодії катіонів або аніонів солі з молекулами води. Внаслідок цієї взаємодії утворюється малодисоціююча сполука (слабкий електроліт). А у водному розчині солі з'являється надлишок вільних іонів $Н^(+)$ або $ОН^(-)$, і розчин солі стає кислотним або лужним відповідно.
Класифікація солей
Будь-яку сіль можна як продукт взаємодії основи з кислотою. Наприклад, сіль $KClO$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HClO$.
Залежно від сили основи та кислоти можна виділити чотири типи солей.
Розглянемо поведінку солей різних типів у розчині.
1. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою.
Наприклад, сіль ціанід калію $KCN$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HCN$:
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCN→(HCN)↙(\text"слабка однокислотна кислота")$
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Іони $Н^(+)$ і $CN^(-)$, що утворюються при цих процесах, взаємодіють між собою, зв'язуючись у молекули слабкого електроліту — ціаністоводневої кислоти $HCN$, тоді як гідроксид — іон $ОН^(-)$ залишається в розчині, обумовлюючи цим його лужне середовище. Відбувається гідроліз по аніону $CN^(-)$.
Запишемо повне іонне рівняння процесу (гідролізу):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Цей процес оборотний, і хімічна рівновага зміщена вліво (у бік утворення вихідних речовин), т.к. вода — значно слабший електроліт, ніж ціаністоводнева кислота $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні гідроксид-іони $ОН^(-)$, і концентрація їх більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі $KCN$ має лужне середовище($ рН > 7 $);
б) у реакції з водою беруть участь іони $CN^(-)$, у такому разі кажуть, що йде гідроліз по аніону. Інші приклади аніонів, які беруть участь у реакції з водою:
Розглянемо гідроліз карбонату натрію $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"слабка двоосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі по аніону $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Продукти гідролізу кисла сіль$NaHCO_3$ і гідроксид натрію $NaOH$.
Середовище водного розчину карбонату натрію — лужне ($рН > 7$), оскільки у розчині збільшується концентрація іонів $ОН^(-)$. Кисла сіль $NaHCO_3$ теж може піддаватися гідролізу, який протікає дуже незначною мірою, і їм можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз по аніону:
а) по аніону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага у таких реакціях сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах подібних солей лужна ($рН > 7$);
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, утворюються кислі солі.
2. Солі, утворені сильною кислотою та слабкою основою.
Розглянемо гідроліз хлориду амонію $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
У водному розчині солі відбуваються два процеси:
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) повна дисоціація солі (сильного електроліту):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Іони $OH^(-)$ і $NH_4^(+)$, що утворюються при цьому, взаємодіють між собою з отриманням $NH_3·H_2O$ (слабкий електроліт), тоді як іони $Н^(+)$ залишаються в розчині, обумовлюючи тим самим його кислотне середовище.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Процес оборотний, хімічна рівновага зміщена у бік утворення вихідних речовин, т.к. вода $Н_2О$ - значно слабший електроліт, ніж гідрат аміаку $NH_3·H_2O$.
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні іони водню $Н^(+)$, та їх концентрація більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі має кислотне середовище($рН
б) у реакції з водою беруть участь катіони амонію $NH_4^(+)$; у такому разі кажуть, що йде гідроліз по катіону.
У реакції з водою можуть брати участь і багатозарядні катіони: двозарядні$М^(2+)$ (наприклад, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), крім катіонів лужноземельних металів, тризарядні$М^(3+)$ (наприклад, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Розглянемо гідроліз нітрату нікелю $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"слабка двокислотна основа")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі катіону $Ni^(2+)$.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Продукти гідролізу основна сіль$NiOHNO_3$ та азотна кислота $HNO_3$.
Середовище водного розчину нітрату нікелю кислотне ($рН
Гідроліз солі $NiOHNO_3$ протікає значно меншою мірою, і їх можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз по катіону:
а) по катіону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага реакцій сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах таких солей кислотна ($рН
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатокислотними основами, утворюються основні солі.
3. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою.
Вам, очевидно, вже ясно, що такі солі піддаються гідролізу і катіону, і аніону.
Катіон слабкої основи пов'язує іони $ОН^(-)$ з молекул води, утворюючи слабка основа; аніон слабкої кислоти пов'язує іони $Н^(+)$ з молекул води, утворюючи слабку кислоту. Реакція розчинів цих солей може бути нейтральною, слабокислотною або слаболужною. Це залежить від констант дисоціації двох слабких електролітів - кислоти та основи, що утворюються в результаті гідролізу.
Наприклад, розглянемо гідроліз двох солей: ацетату амонію $NH_4(CH_3COO)$ і форміату амонію $NH_4(HCОO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"сильна одноосновна кислота");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"слабка одноосновна кислота").$
У водних розчинах цих солей катіони слабкої основи $NH_4^(+)$ взаємодіють з гідроксидіонами $ОН^(-)$ (нагадаємо, що вода дисоціює $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), а аніони слабких кислот $CH_3COO^(-)$ і $HCOO^(-)$ взаємодіють з катіонами $Н^(+)$ з утворенням молекул слабких кислот — оцтової $CH_3COOH$ та мурашиною $HCOOH$.
Запишемо іонні рівняння гідролізу:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
У цих випадках гідроліз теж оборотний, але рівновага зміщена у бік утворення продуктів гідролізу - двох слабких електролітів.
У першому випадку середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^(-5)$. У другому випадку середовище розчину слабокислотне ($ pH
Як ви вже помітили, гідроліз більшості солей є оборотним процесом. У стані хімічної рівноваги гідролізована лише частина солі. Проте, деякі солі повністю розкладаються водою, тобто. їхній гідроліз є незворотним процесом.
У таблиці "Розчинність кислот, основ і солей у воді" ви знайдете примітку: "у водному середовищі розкладаються" - це означає, що такі солі піддаються незворотному гідролізу. Наприклад, сульфід алюмінію $Al_2S_3$ у воді піддається незворотному гідролізу, тому що іони, що з'являються при гідролізі по катіону $Н^(+)$ зв'язуються іонами $ОН^(-)$, що утворюються при гідролізі по аніону. Це посилює гідроліз і призводить до утворення нерозчинного гідроксиду алюмінію та газоподібного сірководню:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Тому сульфід алюмінію $Al_2S_3$ не можна отримати реакцією обміну між водними розчинами двох солей, наприклад, хлориду алюмінію $AlCl_3$ та сульфіду натрію $Na_2S$.
Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу необхідно, щоб хоча б один із продуктів гідролізу йшов із сфери реакції.
Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз і по катіону, і по аніону:
а) якщо солі гидролизуются і з катіону, і з аніону оборотно, то хімічна рівновага у реакціях гідролізу зміщено вправо;
б) реакція середовища при цьому або нейтральна, або слабокислотна, або слаболужна, що залежить від співвідношення констант дисоціації утворюються основи та кислоти;
в) солі можуть гідролізуватися і з катіону, і з аніону необоротно, якщо хоча б один із продуктів гідролізу йде зі сфери реакції.
4. Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, не піддаються гідролізу.
Цього висновку, очевидно, ви дійшли самі.
Розглянемо поведінку у розчині хлориду калію $KCl$.
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота").$
Сіль у водному розчині дисоціює на іони ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), але при взаємодії з водою слабкий електроліт утворитися не може. Середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. концентрації іонів $Н^(+)$ і $ОН^(-)$ у розчині рівні, як у чистій воді.
Іншими прикладами подібних солей можуть бути галогеніди, нітрати, перхлорати, сульфати, хромати та дихромати лужних металів, галогеніди (крім фторидів), нітрати та перхлорати лужноземельних металів.
Слід зазначити, що реакція оборотного гідролізу повністю підпорядковується принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солі можна посилити(і навіть зробити незворотнім) наступними способами:
а) додати води (зменшити концентрацію);
б) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ кДж,
отже, збільшується кількість $Н^(+)$ і $ОН^(-)$, які необхідні здійснення гідролізу солі;
в) зв'язати один із продуктів гідролізу у важкорозчинне з'єднання або видалити один із продуктів у газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амонію $NH_4CN$ значно посилюватиметься за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміаку $NH_3$ і води $Н_2О$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Гідроліз солей
Умовні позначення:
Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість солі, що піддається гідролізу), діючи наступним чином:
а) збільшити концентрацію розчиненої речовини;
б) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими та за низьких температур);
в) ввести в розчин один із продуктів гідролізу; наприклад, підкислювати розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кислотне, або підлужувати, якщо лужна.
Значення гідролізу
Гідроліз солей має практичне, і біологічне значення. Ще в давнину як миючий засіб використовували золу. У золі міститься карбонат калію $K_2CO_3$, який у воді гідролізується по аніону, водний розчин набуває милості за рахунок іонів $ОН^(-)$, що утворюються при гідролізі.
В даний час у побуті ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила – це натрієві та калієві солі вищих жирних карбонових кислот: стеарати, пальмітати, що гідролізуються.
Гідроліз стеарату натрію $С_(17)Н_(35)COONa$ виражається наступним іонним рівнянням:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
тобто. розчин має слаболужне середовище.
До складу пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот (фосфати, карбонати), які посилюють миючу дію за рахунок підвищення рН середовища.
Солі, що створюють необхідне лужне середовище розчину, містяться у фотографічному проявнику. Це карбонат натрію $Na_2CO_3$, карбонат калію $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ та інші солі, що гідролізуються по аніону.
Якщо кислотність грунту недостатня, рослин з'являється хвороба — хлороз. Її ознаки - пожовтіння або побіління листя, відставання у зростанні та розвитку. Якщо $рН_(ґрунти) > 7.5$, то до неї вносять добриво сульфат амонію $(NH_4)_2SO_4$, що сприяє підвищенню кислотності завдяки гідролізу по катіону, що проходить у ґрунті:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Неоціненна біологічна роль гідролізу деяких солей, що входять до складу нашого організму. Наприклад, до складу крові входять солі гідрокарбонат та гідрофосфат натрію. Їхня роль полягає у підтримці певної реакції середовища. Це відбувається за рахунок усунення рівноваги процесів гідролізу:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Якщо в крові надлишок іонів $Н^(+)$, вони зв'язуються з гідроксид-іонами $ОН^(-)$, і рівновага зміщується праворуч. При надлишку гідроксид-іонів $ОН^(-)$ рівновага зміщується вліво. Завдяки цьому кислотність крові здорової людини коливається незначною мірою.
Інший приклад: у складі слини людини є іони $HPO_4^(2-)$. Завдяки їм у порожнині рота підтримується певне середовище ($рН = 7-7.5 $).
Гідроліз солей
Тема «Гідроліз солей» – одна з найважчих учнів 9-го класу, які вивчають неорганічну хімію. І як здається, труднощі її над справжньої складності самого досліджуваного матеріалу, а тому, як і викладається у підручниках. Так, у Ф.Г.Фельдмана та Г.Е.Рудзітіса з відповідного параграфа дуже мало, що можна зрозуміти. У підручниках Л.С.Гузея і Н.С.Ахметова ця тема взагалі виключена, хоча підручник Ахметова призначений для учнів 8-9-х класів з поглибленим вивченням хімії.
Користуючись підручниками зазначених авторів, учень навряд чи зможе добре зрозуміти теорію розчинів, сутність електролітичної дисоціації речовин у водному середовищі, співвіднести реакції іонного обміну з реакціями гідролізу солей, утворених різними за силою кислотами та основами. Крім того, наприкінці кожного підручника є таблиця розчинності, але ніде і ніяк не пояснюється, чому в окремих її клітинах стоять прочерки, а в текстах підручників учні зустрічають формули цих солей.
Ми спробуємо в короткій лекції для вчителів (насамперед для початківців, їм особливо важко відповідати на питання, що виникають у дітей) заповнити цю прогалину і по-своєму висвітлити проблему складання рівнянь реакцій гідролізу і визначення характеру середовища, що утворюється.
Гідролізом називається процес розкладання речовин водою (саме слово «гідроліз» про це говорить: грец. - Вода і - розкладання). Різні автори, даючи визначення цього явища, виділяють, що при цьому утворюється кислота або кисла сіль, основа або основна сіль(Н.Є.Кузьменко); при взаємодії іонів солі з водою утворюється слабкий електроліт(А.Е.Антошин); внаслідок взаємодії іонів солі з водою зміщується рівновага електролітичної дисоціації води(А.А.Макареня); складові частини розчиненої речовини з'єднуються зі складовими частинами води(Н.Л.Глінка) тощо.
Кожен автор, даючи визначення гідролізу, відзначає найважливішу, з його погляд, бік цього складного, багатогранного процесу. І кожен з них по-своєму має рацію. Здається, справа вчителя, якому визначенню віддати перевагу – що ближче за його способу мислення.
Отже, гідроліз - це розкладання речовин водою. Причиною його є електролітична дисоціація солі та води на іони та взаємодія між ними. Вода дисоціює незначно на іони Н + і ОН - (1 молекула з 550 000), причому в процесі гідролізу один або обидва ці іони можуть зв'язуватися з іонами, що утворюються при дисоціації солі, в малодисоціюючу, летку або нерозчинну у воді речовину.
Солі, утворені сильними основами (NаОН, КОH, Ва(ОH) 2) і сильними кислотами (Н 2 SO 4 ,
HCl, НNO 3), гідролізу не піддаються, т.к. катіони та аніони, що утворюють їх, не здатні в розчинах пов'язувати іони Н + і ОН – (причина – висока дисоціація).
Коли сіль утворена слабкою основою або слабкою кислотою або обидва «батьки» – слабкі, сіль у водному розчині піддається гідролізу. При цьому реакція середовища залежить від відносної сили кислоти та основи. Іншими словами, водні розчини таких солей можуть бути нейтральними, кислими або лужними залежно від констант дисоціації нових речовин, що утворюються.
Так, при дисоціації ацетату амонію СН 3 СООNН 4 реакція розчину буде слаболужною, т.к. константа дисоціації NН 4 ОН ( kдис = 6,3 10 -5) більше за константи дисоціації СН 3 СООН
(kдис = 1,75 10 -5). А в іншій солі оцтової кислоти – ацетату алюмінію (СН 3 СОО) 3 Al – реакція розчину буде слабокислою, т.к. kдис (СН 3 СООН) = 1,75 10 -5 більше kдис (Al (ОН) 3) = 1,2 10 -6.
Реакції гідролізу в одних випадках є оборотними, а в інших – йдуть до кінця. Кількісно гідроліз характеризується безрозмірною величиною г, званої ступенем гідролізу і показує, яка частина загальної кількості молекул солі, що у розчині, піддається гидролизу:
Г = n/N 100%,
де n- Число гідролізованих молекул, N– загальна кількість молекул у цьому розчині. Наприклад, якщо г = 0,1%, це означає, що з 1000 молекул солі водою розклалася тільки одна:
n = г N/100 = 0,1 1000/100 = 1.
Ступінь гідролізу залежить від температури, концентрації розчину та природи розчиненої речовини. Так, якщо розглянути гідроліз солі СН 3 СООNа, то ступінь її гідролізу для розчинів різної концентрації буде наступним: для 1М розчину – 0,003%, для 0,1М – 0,01%, для
0,01М - 0,03%, для 0,001М - 0,1% (дані взяті з книги Г.Ремі). Ці значення узгоджуються із принципом Ле Шательє.
Підвищення температури збільшує кінетичну енергію молекул, їх розпад на катіони та аніони та взаємодію з іонами води (Н + та ВІН –) – слабкого при кімнатній температурі електроліту.
З огляду на природу реагуючих речовин, для зв'язування іонів ВІН – до розчину солі можна додати кислоту, а зв'язування іонів Н + – луг. Можна також додати інші солі, що гідролізуються за протилежним іоном. В цьому випадку відбувається взаємне посилення гідролізу обох солей.
Послабити гідроліз можна (якщо це необхідно) зниженням температури, збільшенням концентрації розчину, введенням у нього одного з продуктів гідролізу: кислоти, якщо при гідролізі накопичуються іони Н +, або луги, якщо накопичуються іони ВІН -.
Усі реакції нейтралізації протікають екзотермічно, а гідролізу – ендотермічно. Тому вихід перших із підвищенням температури зменшується, а других – збільшується.
Іони Н + та ВІН – не можуть існувати в розчині у значних концентраціях – вони з'єднуються у молекули води, зміщуючи рівновагу вправо.
Розкладання солі водою пояснюється зв'язуванням катіонів та/або аніонів дисоційованої солі в молекули слабкого електроліту іонами води (Н + та/або ВІН –), що завжди є в розчині. Утворення слабкого електроліту, осаду, газу або повне розкладання нової речовини рівноцінно видаленню іонів солі з розчину, що відповідно до принципу Ле Шательє (дія дорівнює протидії) зміщує рівновагу дисоціації солі вправо, а отже, призводить до розкладання солі до кінця. Звідси і прочерки в таблиці розчинності проти низки сполук.
Якщо молекули слабкого електроліту утворюються за рахунок катіонів солі, то кажуть, що гідроліз йде катіоном і середовище буде кисле, а якщо за рахунок аніонів солі, то кажуть, що гідроліз йде аніоном і середовище буде лужне. Іншими словами, хто сильніший – кислота чи основа, – той і визначає середовище.
Гідролізу піддаються лише розчинні солі слабких кислот та/або основ. Справа в тому, що якщо сіль малорозчинна, то концентрації її іонів у розчині мізерно малі і говорити про гідроліз такої солі не має сенсу.
Складання рівнянь реакцій гідролізу солей
Гідроліз солей слабких багатоосновних основ та/або кислот відбувається східчасто. Число ступенів гідролізу дорівнює найбільшому заряду одного з іонів солі.
Наприклад:
Однак гідроліз по другому ступені і особливо по третьому йде дуже слабо, оскільки
г1 >> г2 >> г3. Тому при написанні рівнянь гідролізу зазвичай обмежуються першим ступенем. Якщо гідроліз практично завершується на першому ступені, то при гідролізі солей слабких багатоосновних основ та сильних кислот утворюються основні солі, а при гідролізі солей сильних основ та слабких багатоосновних кислот утворюються кислі солі.
Кількість молекул води, що беруть участь у процесі гідролізу солі за схемою реакції, визначається добутком валентності катіону на число його атомів у формулі солі
(Правило автора).
Наприклад:
Nа 2 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),
Al 2 (SО 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),
Co(CH 3 COO) 2 З 2+ 2 1 = 2 (H 2 O).
Тому при складанні рівняння гідролізу користуємося наступним алгоритмом(На прикладі гідролізу Al 2 (SО 4) 3):
1. Визначаємо, з яких речовин утворено сіль:
2. Припускаємо, як міг би піти гідроліз:
Al 2 (SО 4) 3 + 6Н–ОН = 2Аl 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .
3. Оскільки Al(ОН) 3 – слабка основа та її катіон Al 3+ пов'язують іони ВІН – із води, то процес фактично йде так:
Al 2 (SO 4) 3 + 6Н + + 6OH – = 2Аl(ОН) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .
4. Зіставляємо кількості іонів Н + і ВІН, що залишилися в розчині, - і визначаємо реакцію середовища:
5. Після гідролізу утворилася нова сіль: (Al(ОН) 2) 2 SО 4 або Аl 2 (ОН) 4 SO 4 - дигідроксосульфат алюмінію (або тетрагідроксосульфат діалюмінію) - основна сіль. Частково може утворитися і AlОНSО 4 (гідроксосульфат алюмінію), але в значно меншій кількості, і їх можна знехтувати.
Інший приклад:
2. Na 2 SiO 3 + 2Н 2 О = 2Na + + + 2Н + + 2ОН – .
3. Оскільки Н 2 SiO 3 – слабка кислота та її іон пов'язує іони Н + із води, то фактично реакція йде так:
2Na + + + 2Н + + 2ОН – = 2Na + + Н + Н + + 2ОН – .
4. Н + + 2ОН - = Н 2О + ВІН - лужне середовище.
5. Na + + Н = NаНSiO 3 – гідросилікат натрію – кисла сіль.
Кислотність або лужність середовища легко визначити за кількістю іонів Н + або ОН, що залишилися в розчині, - за умови, що нові речовини утворилися і існують у розчині в еквівалентних відносинах та інші реактиви в ході реакції не додавалися. Середовище може бути кисле або слабокисле (якщо іонів Н + мало), лужне (якщо іонів ВІН - багато) або слаболужне, а також нейтральна, якщо значення констант дисоціації слабкої кислоти і слабкої основи близькі і всі іони Н + і ВІН, що залишилися в розчині - після гідролізу знову з'єдналися з утворенням Н2О.
Ми вже зазначали, що ступінь гідролізу солі тим більший, чим слабша кислота або основа, що утворили цю сіль. Тому необхідно для допомоги учням навести ряди аніонів та катіонів, що відповідають зменшенню сили кислот та основ їх утворюючих (за А.В.Метельським).
| Аніони: F – > > CH 3 COO – > H > HS – > > > > > . |
| Катіони:
Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+ . |
Чим правіше у цих рядах розташований іон, тим більшою силою йде гідроліз утвореної ним солі, тобто. його основа або кислота слабкіша, ніж у тих, хто стоїть зліва від нього. Особливо сильно йде гідроліз солей, утворених одночасно слабкими основою та кислотою. Але навіть для них рівень гідролізу зазвичай не перевищує 1%. Тим не менш, у деяких випадках гідроліз таких солей протікає особливо сильно і ступінь гідролізу досягає майже 100%. Такі солі у водних розчинах не існують, а зберігаються лише у сухому вигляді. У таблиці розчинності проти них стоїть прочерк. Прикладами таких солей можуть бути ВаS, Аl 2 S 3 , Сr 2 (SO 3) 3 та інші (див. таблицю розчинності в підручниках).
Подібні солі, що мають високий ступінь гідролізу, гідролізуються повністю і незворотно, тому що продукти їх гідролізу виводяться з розчину у вигляді малорозчинної, нерозчинної, газоподібної (летючого), малодисоціюючої речовини або розкладаються водою на інші речовини.
Наприклад:
Солі, що повністю розкладаються водою, не можна отримати реакцією іонного обміну у водних розчинах, т.к. замість іонного обміну активніше протікає реакція гідролізу.
Наприклад:
2АlCl 3 + 3Na 2 S Аl 2 S 3 + 6NaCl (так могло б бути),
2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (тобто фактично).
Солі, подібні Al 2 S 3 отримують в безводних середовищах спіканням компонентів в еквівалентних кількостях або іншими способами:
Багато галогенідів, як правило, активно реагують з водою, утворюючи гідрид одного елемента та гідроксид іншого.
Наприклад:
СlF + H-OH HClO + HF,
PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(за Л.Полінгом).
Як правило, при таких реакціях, також званих гідролізом, більш електронегативний елемент з'єднується з Н + , а менш електронегативний - з ВІН - . Легко помітити, що наведені вище реакції протікають відповідно до цього правила.
Кислі солі слабких кислот також піддаються гідролізу. Однак у цьому випадку поряд із гідролізом протікає дисоціація кислотного залишку. Так, у розчині NaHCО 3 одночасно протікають гідроліз H, що призводить до накопичення ОH - -іонів:
Н + Н–ОН Н 2 СО 3 + ОH – ,
і дисоціація, хоч і незначна:
Н+H+.
Таким чином, реакція розчину кислої солі може бути як лужною (якщо гідроліз аніону переважає над його дисоціацією), так і кислою (у протилежному випадку). Це визначається співвідношенням константи гідролізу солі ( Догідр) та константи дисоціації ( Додис) відповідної кислоти. У розглянутому прикладі Догідр аніону більше Додис кислоти, тому розчин цієї кислої солі має лужну реакцію (що і використовують страждаючі печією від підвищеної кислотності шлункового соку, хоча роблять це даремно). При зворотному співвідношенні констант, наприклад, у випадку гідролізу NaHSO 3 реакція розчину буде кислою.
Гідроліз основної солі, наприклад, гідроксохлориду міді(II), протікає так:
Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН) 2 + НСl,
або в іонному вигляді:
СuОН + + Сl – + H + + ОH – Сu(ОН) 2 + Cl – + H + середовище кисле.
Гідроліз у сенсі – це реакції обмінного розкладання між різними речовинами і водою (Г.П.Хомченко). Таке визначення охоплює гідроліз всіх сполук – як неорганічних (солей, гідридів, галогенідів, халькогенів та інших.), і органічних (складних ефірів, жирів, вуглеводів, білків та інших.).
Наприклад:
(C 6 H 10 O 5) n + n H–OH n C 6 H 12 O 6 ,
CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ,
Cl 2 + H-OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H-OH H 3 PO 3 + 3HI.
Внаслідок гідролізу мінералів – алюмосилікатів – відбувається руйнування гірських порід. Гідроліз деяких солей – Na 2 CO 3 , Na 3 РО 4 – застосовується для очищення води та зменшення її жорсткості.
Зростаюча швидкими темпами гідролізна галузь промисловості виробляє з відходів (тирса, бавовняне лушпиння, соняшникове лушпиння, солома, кукурудзяні качанчики, відходи цукрових буряків та ін.) ряд цінних продуктів: етиловий спирт, кормові дріжджі, глюкозу, глюкозу метанол, лігнін та багато інших речовин.
Гідроліз протікає в людини і тварин при перетравленні їжі (жирів, вуглеводів, білків) у водному середовищі під впливом ферментів – біологічних каталізаторів. Він відіграє важливу роль у ряді хімічних перетворень речовин у природі (цикл Кребса, цикл трикарбонових кислот) та промисловості. Тому нам здається, що питанням вивчення гідролізу у шкільному курсі хімії необхідно приділяти значно більше уваги.
Нижче наведено приклад роздавальної картки, що пропонується учням для закріплення матеріалу після вивчення теми «Гідроліз солей» у 9-му класі
Алгоритм написання рівняння гідролізу Fe 2 (SO 4) 31. Визначаємо, чим утворена сіль:
2. Припускаємо, як міг би піти гідроліз: Fe 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 О = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Оскільки Fe(OH) 3 – слабка основа, то катіони Fe 3+ зв'язуватимуться аніонами ВІН – з води та гідроліз фактично протікатиме так: 2Fе 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Визначаємо реакцію середовища: 6Н + + 2ОН - = 2Н 2 Про + 4Н + кисле середовище. 5. Визначаємо нову сіль по іонах, що залишилися в розчині: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 – дигідроксосульфат заліза(III) Гідроліз йде катіоном. |
додаткова інформація
|
Застосування даного алгоритму сприяє усвідомленому написанню учням рівнянь гідролізу і за достатньої тренуванні не викликає жодних труднощів.
ЛІТЕРАТУРА
Антошин А.Е., Цапок П.І. Хімія. М: Хімія, 1998;
Ахметов Н.С. Неорганічна хімія. М: Просвітництво, 1990;
Глінка Н.Л.Загальна хімія. Л.: Хімія, 1978;
Єрьомін В.В., Кузьменко Н.Є.Хімія. М.: Іспит, 1998;
Єрьомін В.В., Кузьменко Н.Є., Попов В.А. Хімія. М: Дрофа, 1997;
Кузьменко Н.Є., Чуранов С.С.Загальна та неорганічна хімія. М: Вид-во МДУ, 1977;
Метельський А.В.Хімія. Мінськ: Білоруська енциклопедія, 1997;
Полінг Л., Полінг П. Хімія. М: Мир, 1998;
Піментел Д.С.Хімія. М: Мир, 1967;
Фельдман Ф.Г., Рудзітіс Г.Є.Хімія-9. М: Просвітництво, 1997;
Холін Ю.В., Зльоту Л.А.Репетитор з фізики. Харків: Фоліно, 1998;
Хомченко Г.П. Хімія. М: Вища школа, 1998.
Досліджуємо дію універсального індикатора на розчини деяких солей 
Як бачимо, середовище першого розчину — нейтральна (рН=7), другого — кисла (рН< 7), третьего щелочная (рН >7). Чим же пояснити такий цікавий факт? 🙂
Для початку, пригадаймо, що таке pH і від чого він залежить.
pH-водневий показник, міра концентрації іонів водню в розчині (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню).
pH обчислюється як негативний десятковий логарифм концентрації водневих іонів, вираженої в молях на один літр:
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові і становлять 10 -7 моль/л (рН=7).
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, розчин має нейтральну реакцію. Коли розчин є кислим, а при > - лужним.
За рахунок чого в деяких водних розчинах солей відбувається порушення рівності концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів?
Справа в тому, що відбувається зміщення рівноваги дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів ( або ) з іонами солі з утворенням малодисоційованого, важкорозчинного або летючого продукту. Це і є суть гідролізу.
- Це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до утворення слабкого електроліту -кислоти (або кислої солі), або основи (або основної солі).
Слово "гідроліз" означає розкладання водою ("гідро"-вода, "лізис" - розкладання).
Залежно від того, який іон солі вступає у взаємодію з водою, розрізняють три типи гідролізу:
- žгідроліз по катіону (в реакцію з водою вступає тільки катіон);
- žгідроліз по аніону (в реакцію з водою вступає лише аніон);
- žспільний гідроліз - гідроліз по катіону і аніону (в реакцію з водою вступає і катіон, і аніон).
Будь-яку сіль можна розглядати як продукт, утворений взаємодією основи та кислоти:
Гідроліз солі - взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу.
Процес гідролізу протікає лише за участю розчиннихсолей та складається з двох етапів:
1)дисоціаціясолі у розчині – незворотняреакція (ступінь дисоціації, або 100%);
2) власне , тобто. взаємодія іонів солі з водою, - оборотнареакція (ступінь гідролізу 1, або 100%)
Рівняння 1-го та 2-го етапів – перший з них необоротний, другий – складати не можна!
Зазначимо, що солі, утворені катіонами лугівта аніонами сильнихкислот, гідролізу не піддаються, вони лише дисоціюють при розчиненні у питній воді. У розчинах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 та BaI середовище нейтральна.
Гідроліз по аніону
У разі взаємодії аніоніврозчиненої солі з водою процес називається гідролізом солі по аніону.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоціація)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (гідроліз)
Дисоціація солі KNO 2 протікає повністю, гідроліз аніону NO 2 – дуже мало (для 0,1 М розчину – на 0,0014%), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став лужним(Серед продуктів гідролізу присутній іон OH -), в ньому p H = 8,14.
Гідролізу піддаються аніони тільки слабкихкислот (у цьому прикладі – нітрит-іон NO 2 , відповідальний слабкої азотистої кислоті HNO 2). Аніон слабкої кислоти притягує до себе катіон водню, що є у воді, і утворює молекулу цієї кислоти, а гідроксид-іон залишається вільним:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Приклади:
а) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Зверніть увагу, що в прикладах (в-д) не можна збільшити кількість молекул води та замість гідроаніонів (HCO 3, HPO 4, HS) писати формули відповідних кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гідроліз - оборотна реакція, і протікати "до кінця" (до утворення кислоти) він не може.
Якби така нестійка кислота, як H 2 CO 3 утворювалася в розчині своєї солі NaCO 3 , то спостерігалося б виділення з розчину газу CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однак, при розчиненні соди у воді утворюється прозорий розчин без газовиділення, що є свідченням неповноти протікання гідролізу аніону з появою в розчині лише гідраніонів вугільної кислоти HCO 3 - .
Ступінь гідролізу солі по аніону залежить від ступеня дисоціації продукту гідролізу – кислоти. Чим слабша кислота, тим вище ступінь гідролізу.Наприклад, іони CO 3 2- , PO 4 3- і S 2- піддаються гідролізу більшою мірою, ніж іон NO 2 , так як дисоціація H 2 CO 3 і H 2 S по 2-му ступені, а H 3 PO 4 по 3-го ступеня протікає значно менше, ніж дисоціація кислоти HNO 2 . Тому розчини, наприклад, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 та BaS будуть сильнолужними(у чому легко переконатися по милості соди на дотик) .
Надлишок іонів ВІН у розчині легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами (рН-метрами).
Якщо концентрований розчин сильно гідролізується по аніону солі,
наприклад Na 2 CO 3 внести алюміній, то останній (внаслідок амфотерності) прореагує з лугом і буде спостерігатися виділення водню. Це – додатковий доказ протікання гідролізу, адже розчин соди ми не додавали луг NaOH!
Зверніть особливу увагу на солі кислот середньої сили – ортофосфорної та сірчистої. На першому ступені ці кислоти дисоціюють досить добре, тому їх кислі солі гідролізу не піддаються, і середовище розчину таких солей — кисле (через наявність катіону водню у складі солі). А середні солі гідролізуються по аніону – середовище лужне. Отже, гідросульфіти, гідрофосфати та дигідрофосфати - не гідролізуються по аніону, середовище кисле. Сульфіти та фосфати – гідролізуються по аніону, середовище лужне.
Гідроліз по катіону
У разі взаємодії катіону розчиненої солі з водою процес називається
гідролізом солі по катіону
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (дисоціація)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гідроліз)
Дисоціація солі Ni(NO 3) 2 протікає націло, гідроліз катіону Ni 2+ − дуже мало (для 0,1М розчину − на 0,001%), але цього виявляється достатньо, щоб середовище стало кислотним (серед продуктів гідролізу присутній іон H + ).
Гідролізу піддаються катіони лише малорозчинних основних та амфотерних гідроксидів та катіон амонію. NH 4+. Катіон металу відщеплює від молекули води гідроксид-іон і звільняє катіон водню H+.
Катіон амонію в результаті гідролізу утворює слабку основу - гідрат аміаку та катіон водню:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +
Зверніть увагу, що не можна збільшувати кількість молекул води і замість гідроксокатіонів (наприклад, NiOH +) писати формули гідроксидів (наприклад, Ni(OH) 2). Якби гідроксиди утворилися, то із розчинів солей випали б опади, чого не спостерігається (ці солі утворюють прозорі розчини).
Надлишок катіонів водню легко знайти індикатором або виміряти спеціальними приладами. У концентрований розчин сильно гідролізується по катіону солі, вноситься магній або цинк, останні реагують з кислотою з виділенням водню.
Якщо сіль нерозчинна - то гідролізу немає, тому що іони не взаємодіють з водою.
Задачник із загальної та неорганічної хімії
7. Водні розчини протолітів. 7.1. Вода. Нейтральне, кисле та лужне середовище. Сильні протоліти
Дивіться завдання >>>Теоретична частина
Сучасною теорією кислот та основ є протонна теорія Бренстеда - Лаурі, яка пояснює прояв речовинами кислотної або основної функції тим, що вони вступають у реакції протолізу- Реакції обміну протонами (катіонами водню) Н + :
НА+Є А - +НЕ +
кислотаоснова основакислота
Відповідно до цієї теорії кислота– це протоновміснеречовина НА, яка є донором свого протона; основа – речовина Е, що акцептує протон, відданий кислотою. У загальному випадку реагент – кислота НА та реагент – основа Е, а також продукт – основа А - і продукт – кислота НЕ + конкурують між собою за володіння протоном, що призводить до оборотної кислотно-основної реакції до стану протолітичного рівноваги. Тому в системі присутні чотири речовини, що становлять дві пари «кислота – основа»: НА / А - та НЕ + /Є. Речовини, що виявляють кислотні або основні властивості, називають протолітами .
7.1. Вода. Нейтральне, кисле та лужне середовище. Сильні протоліти
Найбільш поширений Землі рідкий розчинник – вода. Крім молекул Н 2 Про, в чистій воді містяться гідроксид-іони ВІН - і катіони оксонію Н 3 Про + внаслідок реакції, що протікає автопротолізу води:
Н 2 O + H 2 O OH − + Н 3 O
кислота основа основа кислота
Кількісною характеристикою автопротолізу води є іонний твірводи:
K В= [Н 3 Про + ][ ВІН – ] = 1 . 10 –14 (25 ° С)
Отже, у чистій воді
[Н 3 Про +] = [ВІН -] = 1 . 10 -7 моль/л (25° С)
Зміст катіонів оксонію та гідроксид-іонів виражають також через водневий показник pHі гідроксильний показник pOH:
pH = -lg ,pOH = -lg [ OH – ]
У чистій воді при 25 ° ЗpH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
У розведених (менше 0,1 моль/л) водних розчинах речовин значенняpHможе бути одно, більше чи меншеpHчистої води. ПриpH= 7 середу водного розчину називають нейтральною, приpH < 7 – кислотной, при pH> 7 – лужний. Значне збільшення концентрації іонівH 3 O + у воді (виробництво кислотноїсередовища) досягається при незворотній реакції протолізу таких речовин, як хлороводень, хлорна та сірчана кислоти:
HCl+H 2 O= Cl - +H 3 O + pH< 7
HClO 4 +H 2 O=ClO 4 - +H 3 O + pH< 7
H 2 SO 4 +2H 2 O=SO 4 2– +2H 3 O + ,pH< 7
ІониCl – , ClO 4 – , SO 4 2– , пов'язані з цими кислотами, основними властивостями у воді не мають. Аналогічним чином поводяться у водному розчині деякі гідроаніони, наприклад гідросульфат-іон:
HSO 4 - + H 2 O = SO 4 2 - + H 3 O +, pH< 7
У зв'язку з незворотністю реакцій протолізу, сам іонH 3 O + , речовиниHCl, HClO 4 іH 2 SO 4 , подібні до них протолітичнимвластивостямHClO 3 , HBr, HBrO 3 , HI, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, H 2 SeO 4 , HMnO 4 , іониHSO 4 – , HSeO 4 – та деякі інші у водному розчині вважаються сильними кислотами. У розведеному розчині сильної кислоти НА (тобто при зНА менше 1 моль/л) концентрація катіонів оксонію та рН пов'язані з аналітичною (по приготуванню) молярною концентрацією зНА наступним чином:
[ H 3 O + ] = зНА,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgзНА
Приклад 1 . Визначте водневий показник рН у 0,006М розчині сірчаної кислоти при25 ° З .
Рішення
|
рН = ? з B= 0,006 моль/л 2 з B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O = SO 4 2– + 2H 3 O + , pH<7 pH = - lg = -lg (2з B) = –lg (2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Відповідь : 0,006М розчинH 2 SO 4 має рН 1, 9 2 |
|
Значне збільшення концентрації іонів ВІН - у воді (створення лужного середовища) досягається розчиненням та повною електролітичною дисоціацією таких речовин, як гідроксиди калію та барію, званих лугами:
KOH = K + + ВІН -; Ва(ВІН) 2 + 2ОН – , рН >7
Речовини КОН, В а(ВІН) 2 ,NaOHі подібні до них основні гідроксиди в твердому стані є іонними кристалами; при їх електролітичній дисоціації у водному розчині утворюються іони ВІН – (це сильна основа) , а також іониK + , 2+ ,Na + та ін, які кислотними властивостями у воді не мають. При даній аналітичній концентрації лугу МОН у розведеному розчині ( з Bменше 0,1 моль/л) маємо:
[ВІН – ] = з M OH; pH = 14 – рОН = 14+lg[ВІН – ] = 14 +lgз MOH
Приклад 2 . Визначте рН у 0,012М розчині гідроксиду барію при 25° З.
|
рН = ? з B= 0,012 моль/л [ВІН – ] = 2 з B |
В а(ВІН) 2 = 2+ + 2ОН – ,pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + lg[ВІН – ] = 14 +lg(2зв) = 14+ lg(2 . 0,012)=12,38 |
|
|
|
Завантаження...