Meldung zur Umgebung saurer alkalischer und neutraler Lösungen. Hydrolyse von Salzen

Hydrolyse von Salzen. Wässrige Lösungsumgebung: sauer, neutral, alkalisch

Nach der Theorie der elektrolytischen Dissoziation interagieren gelöste Partikel in einer wässrigen Lösung mit Wassermolekülen. Eine solche Wechselwirkung kann zu einer Hydrolysereaktion (aus dem Griechischen) führen. Wasserkraft- Wasser, Lyse- Verfall, Zersetzung).

Hydrolyse ist die Reaktion des metabolischen Abbaus einer Substanz mit Wasser.

Verschiedene Stoffe unterliegen einer Hydrolyse: anorganisch – Salze, Metallcarbide und -hydride, Nichtmetallhalogenide; organisch – Haloalkane, Ester und Fette, Kohlenhydrate, Proteine, Polynukleotide.

Wässrige Salzlösungen haben unterschiedliche pH-Werte und verschiedene Arten von Medien – sauer ($pH 7$), neutral ($pH = 7$). Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass Salze in wässrigen Lösungen einer Hydrolyse unterliegen können.

Das Wesen der Hydrolyse beruht auf der chemischen Austauschwechselwirkung von Salzkationen oder -anionen mit Wassermolekülen. Durch diese Wechselwirkung entsteht eine leicht dissoziierende Verbindung (schwacher Elektrolyt). Und in einer wässrigen Salzlösung tritt ein Überschuss an freien Ionen $H^(+)$ oder $OH^(-)$ auf und die Salzlösung wird sauer bzw. alkalisch.

Klassifizierung von Salzen

Man kann sich jedes Salz als Produkt der Reaktion einer Base mit einer Säure vorstellen. Beispielsweise wird das Salz $KClO$ aus der starken Base $KOH$ und der schwachen Säure $HClO$ gebildet.

Abhängig von der Stärke von Base und Säure können vier Arten von Salzen unterschieden werden.

Betrachten wir das Verhalten von Salzen verschiedener Art in Lösung.

1. Salze, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen.

Beispielsweise wird das Salz Kaliumcyanid $KCN$ aus der starken Base $KOH$ und der schwachen Säure $HCN$ gebildet:

$(KOH)↙(\text"starke Monosäure-Base")←KCN→(HCN)↙(\text"schwache Monosäure")$

1) leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (ein sehr schwacher amphoterer Elektrolyt), die durch die Gleichung vereinfacht werden kann

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

$KCN=K^(+)+CN^(-)$

Die bei diesen Prozessen gebildeten $Н^(+)$- und $CN^(-)$-Ionen interagieren miteinander und binden sich an Moleküle eines schwachen Elektrolyten – Blausäure $HCN$, während das Hydroxid – $ОН^(-) Das $-Ion bleibt in Lösung und bestimmt dadurch seine alkalische Umgebung. Die Hydrolyse erfolgt am $CN^(-)$-Anion.

Schreiben wir die vollständige Ionengleichung des ablaufenden Prozesses (Hydrolyse) auf:

$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$

Dieser Vorgang ist reversibel und das chemische Gleichgewicht verschiebt sich nach links (in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe), weil Wasser ist ein viel schwächerer Elektrolyt als Blausäure $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

a) In der Lösung gibt es freie Hydroxidionen $OH^(-)$ und ihre Konzentration ist größer als in reinem Wasser, daher hat die Salzlösung $KCN$ alkalische Umgebung($pH > 7$);

b) $CN^(-)$-Ionen nehmen an der Reaktion mit Wasser teil, in diesem Fall sagt man das Anionenhydrolyse. Weitere Beispiele für Anionen, die mit Wasser reagieren:

Betrachten wir die Hydrolyse von Natriumcarbonat $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"starke einwertige Base")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"schwache zweiwertige Säure")$

Die Hydrolyse des Salzes erfolgt am Anion $CO_3^(2-)$.

$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Hydrolyseprodukte - saures Salz$NaHCO_3$ und Natriumhydroxid $NaOH$.

Das Medium einer wässrigen Natriumcarbonatlösung ist alkalisch ($pH > 7$), da die Konzentration von $OH^(-)$-Ionen in der Lösung zunimmt. Auch das Säuresalz $NaHCO_3$ kann einer Hydrolyse unterliegen, die in sehr geringem Umfang erfolgt und vernachlässigt werden kann.

Um zusammenzufassen, was Sie über die Anionenhydrolyse gelernt haben:

a) je nach Anion werden Salze in der Regel reversibel hydrolysiert;

b) das chemische Gleichgewicht ist bei solchen Reaktionen stark nach links verschoben;

c) die Reaktion des Mediums in Lösungen ähnlicher Salze ist alkalisch ($pH > 7$);

d) Durch die Hydrolyse von Salzen schwacher mehrbasiger Säuren entstehen saure Salze.

2. Salze, die aus einer starken Säure und einer schwachen Base bestehen.

Betrachten wir die Hydrolyse von Ammoniumchlorid $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache einbasige Base")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"starke einbasige Säure")$

In einer wässrigen Salzlösung laufen zwei Prozesse ab:

1) leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (einem sehr schwachen amphoteren Elektrolyten), die durch die Gleichung vereinfacht werden kann:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) vollständige Dissoziation des Salzes (starker Elektrolyt):

$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$

Die resultierenden $OH^(-)$- und $NH_4^(+)$-Ionen interagieren miteinander und erzeugen $NH_3·H_2O$ (schwacher Elektrolyt), während die $H^(+)$-Ionen in Lösung bleiben und es verursachen sauerste Umgebung.

Die vollständige Ionengleichung für die Hydrolyse lautet:

$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$

Der Prozess ist reversibel, das chemische Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe, weil Wasser $Н_2О$ ist ein viel schwächerer Elektrolyt als Ammoniakhydrat $NH_3·H_2O$.

Abgekürzte Ionengleichung für Hydrolyse:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

a) In der Lösung gibt es freie Wasserstoffionen $H^(+)$, und ihre Konzentration ist größer als in reinem Wasser, daher ist die Salzlösung vorhanden saure Umgebung($pH

b) Ammoniumkationen $NH_4^(+)$ nehmen an der Reaktion mit Wasser teil; in diesem Fall sagen sie, dass es kommt Hydrolyse durch Kation.

Auch mehrfach geladene Kationen können an der Reaktion mit Wasser teilnehmen: doppelt aufgeladen$М^(2+)$ (zum Beispiel $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), außer Erdalkalimetallkationen, Drei-Ladegerät$M^(3+)$ (zum Beispiel $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Betrachten wir die Hydrolyse von Nickelnitrat $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"schwache zweiwertige Säure")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"starke einbasige Säure")$

Die Hydrolyse des Salzes erfolgt am Kation $Ni^(2+)$.

Die vollständige Ionengleichung für die Hydrolyse lautet:

$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$

Abgekürzte Ionengleichung für Hydrolyse:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Hydrolyseprodukte - basisches Salz$NiOHNO_3$ und Salpetersäure $HNO_3$.

Das Medium einer wässrigen Lösung von Nickelnitrat ist sauer ($рН

Die Hydrolyse des $NiOHNO_3$-Salzes erfolgt in deutlich geringerem Ausmaß und kann vernachlässigt werden.

Um zusammenzufassen, was Sie über die kationische Hydrolyse gelernt haben:

a) je nach Kation werden Salze in der Regel reversibel hydrolysiert;

b) das chemische Gleichgewicht der Reaktionen ist stark nach links verschoben;

c) die Reaktion des Mediums in Lösungen solcher Salze ist sauer ($pH).

d) Durch die Hydrolyse von Salzen, die durch schwache Polysäurebasen gebildet werden, entstehen basische Salze.

3. Salze, die aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure bestehen.

Es ist Ihnen offensichtlich bereits klar, dass bei solchen Salzen sowohl das Kation als auch das Anion hydrolysiert werden.

Ein schwaches Basenkation bindet $OH^(-)$-Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwaches Fundament; Das Anion einer schwachen Säure bindet $H^(+)$-Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwache Säure. Die Reaktion von Lösungen dieser Salze kann neutral, schwach sauer oder leicht alkalisch sein. Dies hängt von den Dissoziationskonstanten der beiden schwachen Elektrolyte Säure und Base ab, die durch Hydrolyse entstehen.

Betrachten Sie zum Beispiel die Hydrolyse von zwei Salzen: Ammoniumacetat $NH_4(CH_3COO)$ und Ammoniumformiat $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache einbasige Säure")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"starke einbasige Säure");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache einbasige Säure")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"schwache einbasige Säure").$

In wässrigen Lösungen dieser Salze interagieren Kationen der schwachen Base $NH_4^(+)$ mit Hydroxyionen $OH^(-)$ (denken Sie daran, dass Wasser $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ dissoziiert ) und die Anionen schwacher Säuren $CH_3COO^(-)$ und $HCOO^(-)$ interagieren mit Kationen $Н^(+)$ unter Bildung von Molekülen schwacher Säuren – Essigsäure $CH_3COOH$ und Ameisensäure $HCOOH$.

Schreiben wir die Ionengleichungen der Hydrolyse:

1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

Auch in diesen Fällen ist die Hydrolyse reversibel, allerdings verschiebt sich das Gleichgewicht hin zur Bildung von Hydrolyseprodukten – zwei schwachen Elektrolyten.

Im ersten Fall ist das Lösungsmedium neutral ($pH = 7$), weil $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. Im zweiten Fall ist das Lösungsmedium schwach sauer (pH).

Wie Sie bereits bemerkt haben, ist die Hydrolyse der meisten Salze ein reversibler Prozess. Im Zustand des chemischen Gleichgewichts wird nur ein Teil des Salzes hydrolysiert. Einige Salze werden jedoch durch Wasser vollständig zersetzt, d. h. Ihre Hydrolyse ist ein irreversibler Prozess.

In der Tabelle „Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser“ finden Sie den Hinweis: „Sie zersetzen sich in wässriger Umgebung“ – das bedeutet, dass solche Salze einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen. Beispielsweise unterliegt Aluminiumsulfid $Al_2S_3$ in Wasser einer irreversiblen Hydrolyse, da die bei der Hydrolyse des Kations entstehenden $H^(+)$-Ionen durch die bei der Hydrolyse des Anions gebildeten $OH^(-)$-Ionen gebunden werden. Dies verstärkt die Hydrolyse und führt zur Bildung von unlöslichem Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoffgas:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Daher kann Aluminiumsulfid $Al_2S_3$ nicht durch eine Austauschreaktion zwischen wässrigen Lösungen zweier Salze, beispielsweise Aluminiumchlorid $AlCl_3$ und Natriumsulfid $Na_2S$, erhalten werden.

Auch andere Fälle irreversibler Hydrolyse sind möglich; sie sind nicht schwer vorherzusagen, denn damit der Prozess irreversibel ist, ist es notwendig, dass mindestens eines der Hydrolyseprodukte die Reaktionssphäre verlässt.

Um zusammenzufassen, was Sie über die kationische und anionische Hydrolyse gelernt haben:

a) Wenn Salze sowohl am Kation als auch am Anion reversibel hydrolysiert werden, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in den Hydrolysereaktionen nach rechts;

b) die Reaktion des Mediums ist entweder neutral oder schwach sauer oder schwach alkalisch, was vom Verhältnis der Dissoziationskonstanten der resultierenden Base und Säure abhängt;

c) Salze können sowohl das Kation als auch das Anion irreversibel hydrolysieren, wenn mindestens eines der Hydrolyseprodukte die Reaktionssphäre verlässt.

4. Salze, die aus einer starken Base und einer starken Säure bestehen, unterliegen keiner Hydrolyse.

Zu diesem Schluss sind Sie offensichtlich selbst gekommen.

Betrachten wir das Verhalten von Kaliumchlorid $KCl$ in einer Lösung.

$(KOH)↙(\text"starke Monosäure-Base")←KCl→(HCl)↙(\text"starke Monosäure").$

Salz in einer wässrigen Lösung dissoziiert in Ionen ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), aber bei Wechselwirkung mit Wasser kann kein schwacher Elektrolyt gebildet werden. Das Lösungsmedium ist neutral ($pH=7$), weil Die Konzentrationen der Ionen $H^(+)$ und $OH^(-)$ in der Lösung sind gleich, wie in reinem Wasser.

Weitere Beispiele für solche Salze sind Alkalimetallhalogenide, Nitrate, Perchlorate, Sulfate, Chromate und Dichromate, Erdalkalimetallhalogenide (außer Fluoriden), Nitrate und Perchlorate.

Es sollte auch beachtet werden, dass die reversible Hydrolysereaktion vollständig dem Prinzip von Le Chatelier folgt. Deshalb Die Salzhydrolyse kann verstärkt werden(und es sogar irreversibel machen) auf folgende Weise:

a) Wasser hinzufügen (Konzentration verringern);

b) die Lösung erhitzen, was die endotherme Dissoziation von Wasser erhöht:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

was bedeutet, dass die Menge an $H^(+)$ und $OH^(-)$, die für die Hydrolyse des Salzes notwendig sind, zunimmt;

c) eines der Hydrolyseprodukte zu einer schwerlöslichen Verbindung binden oder eines der Produkte in die Gasphase entfernen; Beispielsweise wird die Hydrolyse von Ammoniumcyanid $NH_4CN$ aufgrund der Zersetzung von Ammoniakhydrat unter Bildung von Ammoniak $NH_3$ und Wasser $H_2O$ erheblich beschleunigt:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hydrolyse von Salzen

Legende:

Die Hydrolyse kann wie folgt unterdrückt werden (wodurch die Menge des hydrolysierten Salzes deutlich reduziert wird):

a) die Konzentration des gelösten Stoffes erhöhen;

b) die Lösung abkühlen (um die Hydrolyse zu reduzieren, sollten Salzlösungen konzentriert und bei niedrigen Temperaturen gelagert werden);

c) eines der Hydrolyseprodukte in die Lösung einbringen; Ansäuern Sie beispielsweise die Lösung, wenn ihre Umgebung aufgrund der Hydrolyse sauer ist, oder alkalisieren Sie sie, wenn sie alkalisch ist.

Bedeutung von Hydrolyse

Die Hydrolyse von Salzen hat sowohl praktische als auch biologische Bedeutung. Schon in der Antike wurde Asche als Waschmittel verwendet. Die Asche enthält Kaliumcarbonat $K_2CO_3$, das in Wasser zu Anionen hydrolysiert; die wässrige Lösung wird durch die bei der Hydrolyse gebildeten $OH^(-)$-Ionen seifig.

Heutzutage verwenden wir im Alltag Seife, Waschpulver und andere Reinigungsmittel. Der Hauptbestandteil von Seife sind Natrium- und Kaliumsalze höherer Fettcarbonsäuren: Stearate, Palmitate, die hydrolysiert werden.

Die Hydrolyse von Natriumstearat $C_(17)H_(35)COONa$ wird durch die folgende Ionengleichung ausgedrückt:

$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,

diese. Die Lösung hat ein leicht alkalisches Milieu.

Der Zusammensetzung von Waschpulvern und anderen Reinigungsmitteln werden speziell Salze anorganischer Säuren (Phosphate, Carbonate) zugesetzt, die die Reinigungswirkung durch Erhöhung des pH-Werts der Umgebung verstärken.

Im fotografischen Entwickler sind Salze enthalten, die das notwendige alkalische Milieu der Lösung erzeugen. Dies sind Natriumcarbonat $Na_2CO_3$, Kaliumcarbonat $K_2CO_3$, Borax $Na_2B_4O_7$ und andere Salze, die am Anion hydrolysieren.

Wenn der Säuregehalt des Bodens nicht ausreicht, entwickeln Pflanzen eine Krankheit namens Chlorose. Die Symptome sind eine Gelbfärbung oder Weißfärbung der Blätter sowie ein verzögertes Wachstum und eine verzögerte Entwicklung. Wenn $pH_(Boden) > 7,5$, dann wird Ammoniumsulfatdünger $(NH_4)_2SO_4$ hinzugefügt, was dazu beiträgt, den Säuregehalt aufgrund der im Boden auftretenden Hydrolyse des Kations zu erhöhen:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Die biologische Rolle der Hydrolyse bestimmter Salze, aus denen unser Körper besteht, ist von unschätzbarem Wert. Beispielsweise enthält das Blut Natriumbicarbonat- und Natriumhydrogenphosphatsalze. Ihre Aufgabe besteht darin, eine bestimmte Reaktion der Umwelt aufrechtzuerhalten. Dies geschieht aufgrund einer Gleichgewichtsverschiebung der Hydrolyseprozesse:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Bei einem Überschuss an $H^(+)$-Ionen im Blut binden diese an $OH^(-)$-Hydroxidionen und das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Bei einem Überschuss an $OH^(-)$-Hydroxidionen verschiebt sich das Gleichgewicht nach links. Aus diesem Grund schwankt der Säuregehalt des Blutes eines gesunden Menschen leicht.

Ein weiteres Beispiel: Menschlicher Speichel enthält $HPO_4^(2-)$-Ionen. Dank ihnen wird in der Mundhöhle ein bestimmtes Milieu aufrechterhalten (pH=7-7,5).

Unter Hydrolyse versteht man die Wechselwirkung von Stoffen mit Wasser, wodurch sich die Lösungsumgebung verändert.

Kationen und Anionen schwacher Elektrolyte sind in der Lage, mit Wasser zu stabilen, leicht dissoziierbaren Verbindungen oder Ionen zu interagieren, wodurch sich die Lösungsumgebung verändert. Die Formeln für Wasser in Hydrolysegleichungen werden normalerweise als H-OH geschrieben. Bei der Reaktion mit Wasser entfernen Kationen schwacher Basen Hydroxylionen aus dem Wasser und es entsteht überschüssiges H + in der Lösung. Die Lösungsumgebung wird sauer. Anionen schwacher Säuren ziehen H + aus Wasser an und die Reaktion des Mediums wird alkalisch.

In der anorganischen Chemie hat man es am häufigsten mit der Hydrolyse von Salzen zu tun, d. h. mit der Austauschwechselwirkung von Salzionen mit Wassermolekülen im Prozess ihrer Auflösung. Für die Hydrolyse gibt es 4 Möglichkeiten.

1. Ein Salz entsteht aus einer starken Base und einer starken Säure.

Dieses Salz unterliegt praktisch keiner Hydrolyse. In diesem Fall wird das Gleichgewicht der Wasserdissoziation in Gegenwart von Salzionen nahezu nicht gestört, daher ist das Medium bei pH = 7 neutral.

Na + + H 2 O Cl ‑ + H 2 O

2. Wenn ein Salz aus einem Kation einer starken Base und einem Anion einer schwachen Säure gebildet wird, dann findet am Anion Hydrolyse statt.

Na 2 CO 3 + HOH $\leftrightarrow$ NaHCO 3 + NaOH

Da sich OH-Ionen in der Lösung ansammeln, ist das Medium alkalisch, pH>7.

3. Wenn ein Salz aus einem Kation einer schwachen Base und einem Anion einer starken Säure gebildet wird, erfolgt die Hydrolyse entlang des Kations.

Cu 2+ + HOH $\leftrightarrow$ CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH $\leftrightarrow$ CuOHCl + HCl

Da sich H+-Ionen in der Lösung ansammeln, ist das Medium sauer, pH-Wert<7.

4. Ein Salz, das aus einem Kation einer schwachen Base und einem Anion einer schwachen Säure gebildet wird, unterliegt einer Hydrolyse sowohl des Kations als auch des Anions.

CH 3 COONH 4 + HOH $\leftrightarrow$ NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH $\leftrightarrow$ NH 4 OH + CH 3 COOH

Lösungen solcher Salze haben entweder ein leicht saures oder leicht alkalisches Milieu, d. h. der pH-Wert liegt nahe bei 7. Die Reaktion des Mediums hängt vom Verhältnis der Dissoziationskonstanten von Säure und Base ab. Die Hydrolyse von Salzen, die durch sehr schwache Säuren und Basen gebildet werden, ist praktisch irreversibel. Dabei handelt es sich vor allem um Sulfide und Carbonate von Aluminium, Chrom und Eisen.

Al 2 S 3 + 3HOH $\leftrightarrow$ 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Bei der Bestimmung des Mediums einer Salzlösung ist zu berücksichtigen, dass das Medium der Lösung durch die starke Komponente bestimmt wird. Wenn das Salz durch eine Säure gebildet wird, die ein starker Elektrolyt ist, ist die Lösung sauer. Wenn die Base ein starker Elektrolyt ist, dann ist sie alkalisch.

Beispiel. Die Lösung weist ein alkalisches Milieu auf

1) Pb(NO 3) 2; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO3

1) Pb(NO 3) 2 Blei(II)nitrat. Salz entsteht durch eine schwache Base und starke Säure, bedeutet die Lösungsumgebung sauer.

2) Na 2 CO 3 Natriumcarbonat. Es bildete sich Salz starkes Fundament und eine schwache Säure, also das Lösungsmedium alkalisch.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Salze werden aus der starken Base NaOH und den starken Säuren HCl und HNO 3 gebildet. Das Lösungsmedium ist neutral.

Korrekte Antwort 2) Na 2 CO 3

In die Salzlösungen wurde Indikatorpapier getaucht. In Lösungen von NaCl und NaNO 3 änderte es seine Farbe nicht, was die Lösungsumgebung bedeutet neutral. In Lösung färbt sich Pb(NO 3) 2 rot, das Lösungsmedium sauer. In einer Lösung färbt sich Na 2 CO 3 blau, das Lösungsmedium alkalisch.

Die Reaktion einer Stofflösung in einem Lösungsmittel kann auf drei Arten erfolgen: neutral, sauer und alkalisch. Die Reaktion hängt von der Konzentration der Wasserstoffionen H + in der Lösung ab.

Reines Wasser zerfällt in sehr geringem Maße in H+-Ionen und Hydroxylionen OH-.

PH Wert

Der Wasserstoffindex ist eine praktische und allgemein akzeptierte Möglichkeit, die Konzentration von Wasserstoffionen auszudrücken. Bei reinem Wasser ist die Konzentration von H + gleich der Konzentration von OH – und das Produkt der Konzentrationen von H + und OH –, ausgedrückt in Gramm-Ionen pro Liter, ist ein konstanter Wert von 1,10 –14

Aus diesem Produkt können Sie die Konzentration der Wasserstoffionen berechnen: =√1,10 -14 =10 -7 /g-Ion/l/.

Dieser Gleichgewichtszustand /„neutral“/ wird normalerweise durch pH 7/p – den negativen Logarithmus der Konzentration, H – Wasserstoffionen, 7 – den Exponenten mit dem umgekehrten Vorzeichen/ bezeichnet.

Eine Lösung mit einem pH-Wert über 7 ist alkalisch; sie enthält weniger H+-Ionen als OH-; Eine Lösung mit einem pH-Wert unter 7 ist sauer, sie enthält mehr H+-Ionen als OH-.

In der Praxis verwendete Flüssigkeiten weisen eine Konzentration an Wasserstoffionen auf, die üblicherweise im pH-Bereich von 0 bis 1 schwankt

Indikatoren

Indikatoren sind Substanzen, die ihre Farbe abhängig von der Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung ändern. Anhand von Indikatoren wird die Reaktion der Umwelt ermittelt. Die bekanntesten Indikatoren sind Brombenzol, Bromthymol, Phenolphthalein, Methylorange usw. Jeder der Indikatoren arbeitet innerhalb bestimmter pH-Grenzen. Beispielsweise ändert Bromthymol seine Farbe von gelb bei pH 6,2 zu blau bei pH 7,6; neutraler roter Indikator – von rot bei pH 6,8 bis gelb bei pH 8; Brombenzol – von gelb bei pH 4,0 bis blau bei pH 5,6; Phenolphthalein – von farblos bei pH 8,2 bis violett bei pH 10,0 usw.

Keiner der Indikatoren funktioniert über die gesamte pH-Skala von 0 bis 14. In der Sanierungspraxis ist es jedoch nicht erforderlich, hohe Konzentrationen an Säuren oder Laugen zu bestimmen. Am häufigsten kommt es zu Abweichungen von 1 bis 1,5 pH-Einheiten vom Neutralwert in beide Richtungen.

Um die Reaktion der Umwelt in der Sanierungspraxis zu ermitteln, wird eine Mischung verschiedener Indikatoren verwendet, die so ausgewählt sind, dass sie kleinste Abweichungen von der Neutralität markieren. Diese Mischung wird als „universeller Indikator“ bezeichnet.

Der Universalindikator ist eine transparente orangefarbene Flüssigkeit. Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Alkalität erhält die Indikatorlösung einen grünlichen Farbton, bei zunehmender Alkalität wird sie blau. Je höher die Alkalität der Testflüssigkeit ist, desto intensiver wird die blaue Farbe.

Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Säure wird die Lösung des Universalindikators rosa, bei einem Anstieg des Säuregehalts rot (karminroter oder gesprenkelter Farbton).

Veränderungen in der Reaktion der Umgebung in den Gemälden entstehen durch deren Schädigung durch Schimmel; Veränderungen finden sich häufig an Stellen, an denen Etiketten mit alkalischem Kleber (Kasein, Bürokleber etc.) verklebt wurden.

Zur Durchführung der Analyse benötigen Sie neben einem Universalindikator destilliertes Wasser, sauberes weißes Filterpapier und einen Glasstab.

Fortschritt der Analyse

Ein Tropfen destilliertes Wasser wird auf das Filterpapier gegeben und einweichen gelassen. Neben diesem Tropfen wird ein zweiter Tropfen aufgetragen und auf die Testfläche aufgetragen. Für einen besseren Kontakt wird das Papier mit dem zweiten Tropfen oben mit einer Glasplatte abgerieben. Anschließend wird im Bereich der Wassertropfen ein Tropfen eines Universalindikators auf das Filterpapier aufgetragen. Als Kontrolle dient der erste Wassertropfen, dessen Farbe mit einem in der Lösung getränkten Tropfen aus der Testfläche verglichen wird. Eine Farbabweichung vom Kontrollabfall weist auf eine Veränderung hin – eine Abweichung des Mediums von der Neutralität.

NEUTRALISIERUNG DER ALKALISCHEN UMGEBUNG

Die behandelte Stelle wird mit einer 2 %igen wässrigen Lösung aus Essig- oder Zitronensäure angefeuchtet. Wickeln Sie dazu eine kleine Menge Watte um eine Pinzette, befeuchten Sie diese mit einer Säurelösung, drücken Sie sie aus und tragen Sie sie auf die angegebene Stelle auf.

Reaktion Überprüfen Sie dies unbedingt Universalindikator!

Der Vorgang wird fortgesetzt, bis der gesamte Bereich vollständig neutralisiert ist.

Nach einer Woche sollte die Umgebungsprüfung wiederholt werden.

NEUTRALISIERUNG VON SAUREM MEDIUM

Der behandelte Bereich wird mit einer 2 %igen wässrigen Lösung von Ammoniumoxidhydrat /Ammoniak/ befeuchtet. Der Neutralisationsvorgang ist der gleiche wie bei einem alkalischen Medium.

Die Umgebungsprüfung sollte nach einer Woche wiederholt werden.

WARNUNG: Der Neutralisationsprozess erfordert große Sorgfalt, da eine übermäßige Behandlung zur Peroxidation oder Alkalisierung des behandelten Bereichs führen kann. Darüber hinaus kann Wasser in Lösungen dazu führen, dass die Leinwand schrumpft.

Wir untersuchen die Wirkung eines universellen Indikators auf Lösungen bestimmter Salze

Wie wir sehen können, ist die Umgebung der ersten Lösung neutral (pH = 7), die zweite ist sauer (pH).< 7), третьего щелочная (рН >7). Wie können wir eine so interessante Tatsache erklären? 🙂

Erinnern wir uns zunächst daran, was der pH-Wert ist und wovon er abhängt.

pH ist ein Wasserstoffindex, ein Maß für die Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung (nach den Anfangsbuchstaben der lateinischen Wörter potentiahydrogeni – die Stärke des Wasserstoffs).

Der pH-Wert wird als negativer Dezimallogarithmus der Wasserstoffionenkonzentration berechnet, ausgedrückt in Mol pro Liter:

In reinem Wasser bei 25 °C sind die Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen gleich und betragen 10 -7 mol/l (pH = 7).

Wenn die Konzentrationen beider Ionenarten in einer Lösung gleich sind, ist die Lösung neutral. Wenn > die Lösung sauer ist, und wenn > sie alkalisch ist.

Was verursacht eine Verletzung der Konzentrationsgleichheit von Wasserstoffionen und Hydroxidionen in einigen wässrigen Salzlösungen?

Tatsache ist, dass es zu einer Verschiebung des Gleichgewichts der Wasserdissoziation aufgrund der Bindung eines seiner Ionen ( oder ) mit Salzionen unter Bildung eines leicht dissoziierten, schwer löslichen oder flüchtigen Produkts kommt. Dies ist die Essenz der Hydrolyse.

- Dies ist die chemische Wechselwirkung von Salzionen mit Wasserionen, die zur Bildung eines schwachen Elektrolyten führt – einer Säure (oder eines sauren Salzes) oder einer Base (oder eines basischen Salzes).

Das Wort „Hydrolyse“ bedeutet Zersetzung durch Wasser („hydro“ – Wasser, „lysis“ – Zersetzung).

Je nachdem, welches Salzion mit Wasser wechselwirkt, werden drei Arten der Hydrolyse unterschieden:

Hydrolyse durch Kation (nur das Kation reagiert mit Wasser);
Hydrolyse durch Anion (nur das Anion reagiert mit Wasser);
gemeinsame Hydrolyse – Hydrolyse am Kation und am Anion (sowohl das Kation als auch das Anion reagieren mit Wasser).

Jedes Salz kann als Produkt betrachtet werden, das durch die Wechselwirkung einer Base und einer Säure entsteht:

Hydrolyse eines Salzes ist die Wechselwirkung seiner Ionen mit Wasser, die zum Auftreten einer sauren oder alkalischen Umgebung führt, jedoch nicht mit der Bildung von Niederschlag oder Gas einhergeht.
Der Hydrolyseprozess erfolgt nur unter Beteiligung löslich Salze und besteht aus zwei Stufen:
1)Dissoziation Salze in Lösung - irreversibel Reaktion (Dissoziationsgrad oder 100 %);
2) eigentlich , d.h. Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser, - reversibel Reaktion (Hydrolysegrad ˂ 1, bzw. 100 %)
Gleichungen der 1. und 2. Stufe – die erste davon ist irreversibel, die zweite ist reversibel – man kann sie nicht addieren!
Beachten Sie, dass Salze durch Kationen gebildet werden Alkalien und Anionen stark Säuren unterliegen keiner Hydrolyse; sie dissoziieren nur, wenn sie in Wasser gelöst werden. In Lösungen der Salze KCl, NaNO 3, NaSO 4 und BaI ist das Medium neutral.

Hydrolyse durch Anion

Im Falle einer Interaktion Anionen Aufgelöstes Salz mit Wasser nennt man den Vorgang Hydrolyse von Salz am Anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (Dissoziation)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (Hydrolyse)
Die Dissoziation des KNO 2-Salzes erfolgt vollständig, die Hydrolyse des NO 2-Anions erfolgt in sehr geringem Maße (bei einer 0,1 M Lösung - um 0,0014 %), aber dies reicht aus, damit die Lösung entsteht alkalisch(Unter den Hydrolyseprodukten befindet sich ein OH-Ion), es enthält P H = 8,14.
Anionen werden nur hydrolysiert schwach Säuren (in diesem Beispiel das Nitrition NO 2, entsprechend der schwachen salpetrigen Säure HNO 2). Das Anion einer schwachen Säure zieht das im Wasser vorhandene Wasserstoffkation an und bildet ein Molekül dieser Säure, während das Hydroxidion frei bleibt:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Beispiele:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
d) K 3 PO 4 = 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 —
Bitte beachten Sie, dass Sie in den Beispielen (c-e) die Anzahl der Wassermoleküle nicht erhöhen können und anstelle von Hydroanionen (HCO 3, HPO 4, HS) die Formeln der entsprechenden Säuren (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S) schreiben ). Die Hydrolyse ist eine reversible Reaktion und kann nicht „bis zum Ende“ (bis zur Bildung von Säure) ablaufen.
Wenn eine so instabile Säure wie H 2 CO 3 in einer Lösung ihres Salzes NaCO 3 gebildet würde, würde die Freisetzung von CO 2 -Gas aus der Lösung beobachtet werden (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Beim Auflösen von Soda in Wasser entsteht jedoch eine transparente Lösung ohne Gasentwicklung, was ein Beweis für die unvollständige Hydrolyse des Anions ist, da in der Lösung nur Kohlensäurehydranionen HCO 3 - auftreten.
Der Hydrolysegrad des Salzes durch Anionen hängt vom Dissoziationsgrad des Hydrolyseprodukts – der Säure – ab. Je schwächer die Säure, desto höher ist der Hydrolysegrad. Beispielsweise werden CO 3 2-, PO 4 3- und S 2-Ionen stärker hydrolysiert als das NO 2-Ion, da die Dissoziation von H 2 CO 3 und H 2 S in der 2. Stufe erfolgt und H 3 PO 4 verläuft in der 3. Stufe deutlich langsamer als die Dissoziation der Säure HNO 2. Daher werden Lösungen beispielsweise Na 2 CO 3, K 3 PO 4 und BaS sein stark alkalisch(was leicht daran zu erkennen ist, wie seifig sich die Limonade anfühlt) .

Ein Überschuss an OH-Ionen in einer Lösung kann leicht mit einem Indikator nachgewiesen oder mit speziellen Geräten (pH-Meter) gemessen werden.
Wenn in einer konzentrierten Lösung eines Salzes, das durch das Anion stark hydrolysiert wird,
B. Na 2 CO 3, Aluminium hinzufügen, dann reagiert letzteres (aufgrund der Amphoterizität) mit Alkali und es wird die Freisetzung von Wasserstoff beobachtet. Dies ist ein zusätzlicher Beweis für die Hydrolyse, da wir der Sodalösung kein NaOH-Alkali zugesetzt haben!

Achten Sie besonders auf Salze mittelstarker Säuren – Orthophosphorsäure und Schwefelsäure. Im ersten Schritt dissoziieren diese Säuren recht gut, sodass ihre sauren Salze keiner Hydrolyse unterliegen und die Lösungsumgebung solcher Salze sauer ist (aufgrund des Vorhandenseins eines Wasserstoffkations im Salz). Und mittlere Salze hydrolysieren am Anion – das Medium ist alkalisch. Hydrosulfite, Hydrogenphosphate und Dihydrogenphosphate hydrolysieren also nicht am Anion, das Medium ist sauer. Sulfite und Phosphate werden durch Anionen hydrolysiert, das Medium ist alkalisch.

Hydrolyse durch Kation

Wenn ein gelöstes Salzkation mit Wasser interagiert, spricht man von einem Prozess
Hydrolyse von Salz am Kation

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (Dissoziation)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (Hydrolyse)

Die Dissoziation des Ni(NO 3) 2-Salzes erfolgt vollständig, die Hydrolyse des Ni 2+-Kations erfolgt in sehr geringem Ausmaß (bei einer 0,1 M Lösung - um 0,001 %), aber das reicht aus, um das Medium sauer zu machen (Das H + -Ion ist unter den Hydrolyseprodukten vorhanden).

Nur Kationen schwerlöslicher basischer und amphoterer Hydroxide sowie Ammoniumkationen werden hydrolysiert NH4+. Das Metallkation spaltet das Hydroxidion vom Wassermolekül ab und setzt das Wasserstoffkation H+ frei.

Durch Hydrolyse bildet das Ammoniumkation eine schwache Base – Ammoniakhydrat und ein Wasserstoffkation:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Bitte beachten Sie, dass Sie die Anzahl der Wassermoleküle nicht erhöhen und Hydroxidformeln (z. B. Ni(OH) 2) anstelle von Hydroxokationen (z. B. NiOH +) schreiben können. Würden sich Hydroxide bilden, würde sich aus den Salzlösungen ein Niederschlag bilden, der nicht beobachtet wird (diese Salze bilden transparente Lösungen).
Überschüssige Wasserstoffkationen können leicht mit einem Indikator nachgewiesen oder mit speziellen Geräten gemessen werden. Magnesium oder Zink werden zu einer konzentrierten Lösung eines Salzes gegeben, das durch das Kation stark hydrolysiert wird, und diese reagieren mit der Säure unter Freisetzung von Wasserstoff.

Wenn das Salz unlöslich ist, findet keine Hydrolyse statt, da die Ionen nicht mit Wasser interagieren.

Aufgaben mit Kommentaren und Lösungen

In den Vorjahren wurde die Beherrschung dieses Inhaltselements mit Multiple-Choice-Aufgaben (einfacher Schwierigkeitsgrad) überprüft. Hier finden Sie Beispiele für solche Aufgaben.

Beispiel 39. Eine wässrige Lösung reagiert sauer

1) Calciumnitrat

2) Strontiumchlorid

3) Aluminiumchlorid

4) Cäsiumsulfat

Denken wir daran, dass mittlere Salze, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure (Hydrolyse durch Kation) gebildet werden, sauer reagieren. Unter den vorgeschlagenen Antworten gibt es ein solches Salz – es ist Aluminiumchlorid. Folglich ist das Medium seiner Lösung sauer:

Beispiel 40. Wässrige Lösungen von Eisen(III)sulfat und

1) Calciumnitrat

2) Strontiumchlorid

3) Kupferchlorid

4) Cäsiumsulfat

Das wässrige Milieu von Eisen(III)sulfat ist sauer, wie es bei allen Salzen der Fall ist, die aus einer schwachen Base und einer starken Säure bestehen:

In den Antwortmöglichkeiten gibt es nur ein ähnliches Salz – Kupferchlorid. Folglich ist auch das Medium seiner Lösung sauer:

In der Prüfungsarbeit 2017 werden die Kenntnisse dieses Inhaltselements anhand von Aufgaben mit erhöhtem Komplexitätsgrad (Kurzantwortaufgaben) überprüft. Hier finden Sie Beispiele für solche Aufgaben.

Beispiel 41. Ordnen Sie den Namen des Salzes der Reaktion seiner wässrigen Lösung zu.

Das Medium einer wässrigen Salzlösung wird durch die Art ihrer Hydrolyse (sofern möglich) bestimmt. Betrachten wir die Einstellung zur Hydrolyse jedes der vorgeschlagenen Salze.

A) Kaliumnitrat KNO 3 ist ein Salz einer starken Säure und einer starken Base. Salze dieser Zusammensetzung unterliegen keiner Hydrolyse. Das Medium der wässrigen Lösung dieses Salzes ist neutral (A-2).

B) Aluminiumsulfat Al 2 (SO 4) 3 ist ein Salz, das aus starker Schwefelsäure und einer schwachen Base (Aluminiumhydroxid) gebildet wird. Folglich wird das Salz am Kation hydrolysiert:

Durch die Anreicherung von H+-Ionen wird die Umgebung der Salzlösung sauer (B-1).

B) Kaliumsulfid K 2 S wird durch eine starke Base und eine sehr schwache Schwefelwasserstoffsäure gebildet. Solche Salze unterliegen einer Hydrolyse am Anion:

Durch die Anreicherung von OH-Ionen wird das Medium der Salzlösung alkalisch (B-3).

D) Natriumorthophosphat Na 3 PO 4 wird aus einer starken Base und einer eher schwachen Orthophosphorsäure gebildet. Folglich wird das Salz am Anion hydrolysiert:

Durch die Anreicherung von OH-Ionen wird das Medium der Salzlösung alkalisch (G-3).

Zusammenfassen. Die erste Lösung ist neutral, die zweite sauer und die letzten beiden alkalisch.

Um die richtige Antwort zu erhalten, ermitteln wir zunächst die Natur der Säuren und Basen, die diese Salze bilden.

A) BeSO 4 wird durch eine schwache Base und starke Schwefelsäure gebildet, solche Salze unterliegen einer Hydrolyse am Kation.

B) KNO 2 wird durch eine starke Base und eine schwache salpetrige Säure gebildet; solche Salze unterliegen einer Hydrolyse am Anion.

B) Pb(NO 3) 2 wird durch eine schwache Base und starke Salpetersäure gebildet, solche Salze unterliegen einer Hydrolyse am Kation.

D) CuCl 2 wird durch eine schwache Base und eine starke Salzsäure gebildet; solche Salze unterliegen einer Hydrolyse am Kation.

Um die richtige Antwort zu erhalten, ermitteln wir die Natur der Säuren und Basen, die die vorgeschlagenen Salze bilden:

A) Lithiumsulfid Li 2 S – ein Salz, das aus einer starken Base und einer schwachen Säure besteht und am Anion hydrolysiert wird;

B) Kaliumchlorat KClO 3 – ein Salz, das aus einer starken Base und einer starken Säure besteht und keiner Hydrolyse unterliegt;

B) Ammoniumnitrit NH 4 NO 2 – ein Salz, das aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird; Hydrolyse erfolgt sowohl am Kation als auch am Anion;

D) Natriumpropionat C 3 H 7 COONa – ein Salz, das aus einer starken Base und einer schwachen Säure besteht, Hydrolyse erfolgt entlang des Anions.

A	B	IN	G

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