Mesaj de mediu acid alcalin și neutru. Hidroliza sărurilor

Hidroliza sărurilor. Mediu soluție apoasă: acid, neutru, alcalin

Conform teoriei disocierii electrolitice, într-o soluție apoasă, particulele de dizolvat interacționează cu moleculele de apă. O astfel de interacțiune poate duce la o reacție de hidroliză (din greacă. hidro- apa, liza- dezintegrare, descompunere).

Hidroliza este reacția de descompunere metabolică a unei substanțe cu apa.

Diverse substanțe suferă hidroliză: anorganice - săruri, carburi și hidruri metalice, halogenuri nemetalice; organic - haloalcani, esteri și grăsimi, carbohidrați, proteine, polinucleotide.

Soluțiile apoase de săruri au valori diferite ale pH-ului și diferite tipuri de medii - acide ($pH 7$), neutre ($pH = 7$). Acest lucru se explică prin faptul că sărurile din soluții apoase pot suferi hidroliză.

Esența hidrolizei se rezumă la interacțiunea chimică a schimbului de cationi sau anioni de sare cu moleculele de apă. Ca rezultat al acestei interacțiuni, se formează un compus ușor disociat (electrolit slab). Iar într-o soluție apoasă de sare apare un exces de ioni liberi $H^(+)$ sau $OH^(-)$, iar soluția de sare devine acidă sau, respectiv, alcalină.

Clasificarea sărurilor

Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul reacției unei baze cu un acid. De exemplu, sarea $KClO$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HClO$.

În funcție de puterea bazei și a acidului, se pot distinge patru tipuri de săruri.

Să luăm în considerare comportamentul sărurilor de diferite tipuri în soluție.

1. Săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab.

De exemplu, sarea cianura de potasiu $KCN$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HCN$:

$(KOH)↙(\text"bază puternică de monoacid")←KCN→(HCN)↙(\text"monoacid slab")$

1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuație

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Ionii $Н^(+)$ și $CN^(-)$ formați în timpul acestor procese interacționează între ei, legându-se în moleculele unui electrolit slab - acidul cianhidric $HCN$, în timp ce hidroxidul - $ОН^(-) ionul $ rămâne în soluție, determinându-și astfel mediul alcalin. Hidroliza are loc la anionul $CN^(-)$.

Să notăm ecuația ionică completă a procesului în curs (hidroliză):

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

Acest proces este reversibil, iar echilibrul chimic este deplasat spre stânga (spre formarea substanțelor inițiale), deoarece apa este un electrolit mult mai slab decât acidul cianhidric $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Ecuația arată că:

a) în soluție există ioni de hidroxid liber $OH^(-)$, iar concentrația lor este mai mare decât în ​​apa pură, prin urmare soluția de sare $KCN$ are mediu alcalin($pH > 7$);

b) Ionii $CN^(-)$ participă la reacția cu apa, în acest caz ei spun că hidroliza anionică. Alte exemple de anioni care reacționează cu apa:

Să luăm în considerare hidroliza carbonatului de sodiu $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"acid dibazic slab")$

Hidroliza sării are loc la anionul $CO_3^(2-)$.

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

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Produse de hidroliză - sare acidă$NaHCO_3$ și hidroxid de sodiu $NaOH$.

Mediul unei soluţii apoase de carbonat de sodiu este alcalin ($pH > 7$), deoarece concentraţia ionilor $OH^(-)$ în soluţie creşte. Sarea acidă $NaHCO_3$ poate suferi și hidroliză, care apare într-o măsură foarte mică și poate fi neglijată.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza anionică:

a) conform anionului, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;

b) echilibrul chimic în astfel de reacții este puternic deplasat spre stânga;

c) reacţia mediului în soluţii de săruri similare este alcalină ($pH > 7$);

d) hidroliza sărurilor formate din acizi polibazici slabi produce săruri acide.

2. Săruri formate dintr-un acid puternic și o bază slabă.

Să luăm în considerare hidroliza clorurii de amoniu $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"monoacid puternic")$

Într-o soluție apoasă de sare au loc două procese:

1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuația:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) disocierea completă a sării (electrolit puternic):

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

Ionii $OH^(-)$ și $NH_4^(+)$ rezultați interacționează unul cu celălalt pentru a produce $NH_3·H_2O$ (electrolit slab), în timp ce ionii $H^(+)$ rămân în soluție, determinând mediu cel mai acid.

Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:

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

Procesul este reversibil, echilibrul chimic este deplasat spre formarea substanțelor inițiale, deoarece apa $Н_2О$ este un electrolit mult mai slab decât hidratul de amoniac $NH_3·H_2O$.

Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Ecuația arată că:

a) există ioni de hidrogen liberi $H^(+)$ în soluție, iar concentrația lor este mai mare decât în ​​apa pură, prin urmare soluția de sare are mediu acid($pH

b) cationii de amoniu $NH_4^(+)$ participă la reacția cu apa; în acest caz ei spun că vine hidroliza prin cation.

La reacția cu apa pot participa și cationi cu încărcare multiplă: dublu încărcat$М^(2+)$ (de exemplu, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), cu excepția cationilor metalelor alcalino-pământoase, cu trei încărcătoare$M^(3+)$ (de exemplu, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Să luăm în considerare hidroliza azotatului de nichel $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"bază diacid slabă")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"acid monobazic puternic")$

Hidroliza sării are loc la cationul $Ni^(2+)$.

Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:

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

Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Produse de hidroliză - sare de bază$NiOHNO_3$ și acid azotic $HNO_3$.

Mediul unei soluții apoase de azotat de nichel este acid ($рН

Hidroliza sării $NiOHNO_3$ are loc într-o măsură mult mai mică și poate fi neglijată.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza cationică:

a) conform cationului, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;

b) echilibrul chimic al reacţiilor este puternic deplasat spre stânga;

c) reacția mediului în soluții de astfel de săruri este acidă ($pH

d) hidroliza sărurilor formate din baze poliacide slabe produce săruri bazice.

3. Săruri formate dintr-o bază slabă și un acid slab.

Este evident deja clar pentru tine că astfel de săruri suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.

Un cation de bază slab leagă ionii $OH^(-)$ din moleculele de apă, formând fundație slabă; anionul unui acid slab leagă ionii $H^(+)$ din moleculele de apă, formând acid slab. Reacția soluțiilor acestor săruri poate fi neutră, slab acidă sau ușor alcalină. Aceasta depinde de constantele de disociere ale celor doi electroliți slabi - acid și bază, care se formează ca urmare a hidrolizei.

De exemplu, luați în considerare hidroliza a două săruri: acetat de amoniu $NH_4(CH_3COO)$ și formiat de amoniu $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"acid monobazic puternic");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"acid monobazic slab").$

În soluțiile apoase ale acestor săruri, cationii bazei slabe $NH_4^(+)$ interacționează cu ionii hidroxi $OH^(-)$ (amintim că apa disociază $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), iar anionii acizi slabi $CH_3COO^(-)$ si $HCOO^(-)$ interactioneaza cu cationii $Н^(+)$ pentru a forma molecule de acizi slabi - acetic $CH_3COOH$ si formic $HCOOH$.

Să scriem ecuațiile ionice ale hidrolizei:

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

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

În aceste cazuri, hidroliza este de asemenea reversibilă, dar echilibrul este deplasat spre formarea produselor de hidroliză - doi electroliți slabi.

In primul caz, mediul solutie este neutru ($pH = 7$), deoarece $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. În al doilea caz, mediul de soluție este slab acid ($pH

După cum ați observat deja, hidroliza majorității sărurilor este un proces reversibil. Într-o stare de echilibru chimic, doar o parte din sare este hidrolizată. Cu toate acestea, unele săruri sunt complet descompuse de apă, adică. hidroliza lor este un proces ireversibil.

În tabelul „Solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă” veți găsi o notă: „se descompun într-un mediu apos” - aceasta înseamnă că astfel de săruri suferă hidroliză ireversibilă. De exemplu, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ din apă suferă hidroliză ireversibilă, deoarece ionii $H^(+)$ care apar în timpul hidrolizei cationului sunt legați de ionii $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei anionului. Aceasta îmbunătățește hidroliza și duce la formarea de hidroxid de aluminiu insolubil și hidrogen sulfurat gazos:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Prin urmare, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ nu poate fi obținută printr-o reacție de schimb între soluții apoase a două săruri, de exemplu, clorură de aluminiu $AlCl_3$ și sulfură de sodiu $Na_2S$.

Sunt posibile și alte cazuri de hidroliză ireversibilă; nu sunt greu de prezis, deoarece pentru ca procesul să fie ireversibil, este necesar ca cel puțin unul dintre produșii de hidroliză să părăsească sfera de reacție.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat atât despre hidroliza cationică, cât și despre hidroliza anioică:

a) dacă sărurile sunt hidrolizate reversibil atât la cation, cât și la anion, atunci echilibrul chimic în reacțiile de hidroliză este deplasat spre dreapta;

b) reacția mediului este fie neutră, fie slab acidă, fie slab alcalină, care depinde de raportul dintre constantele de disociere ale bazei și acidului rezultat;

c) sărurile pot hidroliza atât cationul, cât și anionul ireversibil dacă cel puțin unul dintre produșii de hidroliză părăsește sfera de reacție.

4. Sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză.

Evident că ai ajuns chiar tu la această concluzie.

Să luăm în considerare comportamentul clorurii de potasiu $KCl$ într-o soluție.

$(KOH)↙(\text"bază mono-acid puternic")←KCl→(HCl)↙(\text"mono-acid puternic").$

Sarea dintr-o soluție apoasă se disociază în ioni ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), dar atunci când interacționează cu apa, nu se poate forma un electrolit slab. Mediul de solutie este neutru ($pH=7$), deoarece concentrațiile ionilor $H^(+)$ și $OH^(-)$ în soluție sunt egale, ca și în apa pură.

Alte exemple de astfel de săruri includ halogenuri de metale alcaline, nitraţi, percloraţi, sulfaţi, cromaţi şi dicromaţi, halogenuri de metale alcalino-pământoase (altele decât fluorurile), nitraţi şi percloraţi.

De asemenea, trebuie menționat că reacția de hidroliză reversibilă se supune în totalitate principiului lui Le Chatelier. De aceea hidroliza sării poate fi îmbunătățită(și chiar să o facă ireversibilă) în următoarele moduri:

a) adăugați apă (reduceți concentrația);

b) încălziți soluția, ceea ce crește disociarea endotermă a apei:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

ceea ce înseamnă că crește cantitatea de $H^(+)$ și $OH^(-)$, care sunt necesare pentru hidroliza sării;

c) se leagă unul dintre produșii de hidroliză într-un compus puțin solubil sau se îndepărtează unul dintre produși în faza gazoasă; de exemplu, hidroliza cianurii de amoniu $NH_4CN$ va fi îmbunătățită semnificativ datorită descompunerii hidratului de amoniac pentru a forma amoniac $NH_3$ și apă $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hidroliza sărurilor

Legendă:

Hidroliza poate fi suprimată (reducerea semnificativă a cantității de sare care este hidrolizată) făcând următoarele:

a) crește concentrația substanței dizolvate;

b) se răcește soluția (pentru a reduce hidroliza, soluțiile sărate trebuie păstrate concentrate și la temperaturi scăzute);

c) se introduce în soluţie unul dintre produşii de hidroliză; de exemplu, acidulați soluția dacă mediul său ca urmare a hidrolizei este acid sau alcalinizați dacă este alcalin.

Înţeles hydrolysis

Hidroliza sărurilor are semnificație atât practică, cât și biologică. Chiar și în antichitate, cenușa era folosită ca detergent. Cenușa conține carbonat de potasiu $K_2CO_3$, care se hidrolizează în anion în apă; soluția apoasă devine săpunoasă datorită ionilor $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei.

În prezent, în viața de zi cu zi folosim săpun, praf de spălat și alți detergenți. Componenta principală a săpunului este sărurile de sodiu și potasiu ale acizilor carboxilici grași superiori: stearații, palmitații, care sunt hidrolizați.

Hidroliza stearatului de sodiu $C_(17)H_(35)COONa$ este exprimată prin următoarea ecuație ionică:

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

acestea. soluția are un mediu ușor alcalin.

Sărurile acizilor anorganici (fosfați, carbonați) sunt adăugate special în compoziția pudrelor de spălat și a altor detergenți, care sporesc efectul de curățare prin creșterea pH-ului mediului.

Sărurile care creează mediul alcalin necesar al soluției sunt conținute în revelatorul fotografic. Acestea sunt carbonatul de sodiu $Na_2CO_3$, carbonatul de potasiu $K_2CO_3$, boraxul $Na_2B_4O_7$ și alte săruri care se hidrolizează la nivelul anionului.

Dacă aciditatea solului este insuficientă, plantele dezvoltă o boală numită cloroză. Simptomele sale sunt îngălbenirea sau albirea frunzelor, întârzierea creșterii și dezvoltării. Dacă $pH_(sol) > 7,5$, atunci i se adaugă îngrășământ cu sulfat de amoniu $(NH_4)_2SO_4$, care ajută la creșterea acidității datorită hidrolizei cationului care are loc în sol:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Rolul biologic al hidrolizei anumitor săruri care alcătuiesc corpul nostru este de neprețuit. De exemplu, sângele conține bicarbonat de sodiu și săruri de hidrogenofosfat de sodiu. Rolul lor este de a menține o anumită reacție a mediului. Acest lucru se întâmplă din cauza unei schimbări în echilibrul proceselor de hidroliză:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Dacă în sânge există un exces de ioni $H^(+)$, aceștia se leagă de ionii de hidroxid $OH^(-)$, iar echilibrul se deplasează spre dreapta. Cu un exces de ioni de hidroxid $OH^(-)$, echilibrul se deplasează spre stânga. Din acest motiv, aciditatea sângelui unei persoane sănătoase fluctuează ușor.

Un alt exemplu: saliva umană conține ioni $HPO_4^(2-)$. Datorită acestora se menține un anumit mediu în cavitatea bucală ($pH=7-7,5$).

Hidroliza este interacțiunea substanțelor cu apa, în urma căreia mediul soluției se modifică.

Cationii și anionii electroliților slabi sunt capabili să interacționeze cu apa pentru a forma compuși sau ioni stabili, ușor disociabili, în urma cărora mediul soluției se modifică. Formulele pentru apă în ecuațiile de hidroliză sunt de obicei scrise ca H-OH. Când reacționează cu apa, cationii bazelor slabe îndepărtează ionii hidroxil din apă și se formează H + în exces în soluție. Mediul soluției devine acid. Anionii acizilor slabi atrag H + din apă, iar reacția mediului devine alcalină.

În chimia anorganică, cel mai adesea unul trebuie să se ocupe de hidroliza sărurilor, adică. cu interacțiunea de schimb a ionilor de sare cu moleculele de apă în procesul de dizolvare a acestora. Există 4 opțiuni pentru hidroliză.

1. O sare este formată dintr-o bază tare și un acid tare.

Această sare practic nu suferă hidroliză. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat, prin urmare pH = 7, mediul este neutru.

Na + + H 2 O Cl - + H 2 O

2. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze tare și un anion al unui acid slab, atunci la anion are loc hidroliza.

Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH

Deoarece ionii OH - se acumulează în soluție, mediul este alcalin, pH>7.

3. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic, atunci are loc hidroliza de-a lungul cationului.

Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl

Deoarece ionii H + se acumulează în soluție, mediul este acid, pH<7.

4. O sare formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.

CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

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

Soluțiile de astfel de săruri au fie un mediu ușor acid, fie ușor alcalin, de exemplu. valoarea pH-ului este apropiată de 7. Reacția mediului depinde de raportul constantelor de disociere ale acidului și bazei. Hidroliza sărurilor formate din acizi și baze foarte slabe este practic ireversibilă. Acestea sunt în principal sulfuri și carbonați de aluminiu, crom și fier.

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

Atunci când se determină mediul unei soluții de sare, este necesar să se țină seama de faptul că mediul soluției este determinat de componenta puternică. Dacă sarea este formată dintr-un acid, care este un electrolit puternic, atunci soluția este acidă. Dacă baza este un electrolit puternic, atunci este alcalin.

Exemplu. Soluția are un mediu alcalin

1) Pb(N03)2; 2) Na2C03; 3) NaCI; 4) NaNO3

1) Pb(NO3)2 azotat de plumb(II). Sarea este formată dintr-o bază slabă și acid puternic, înseamnă mediul de soluție acru.

2) Na2C03 carbonat de sodiu. S-a format sare fundație puternicăși un acid slab, ceea ce înseamnă mediul de soluție alcalin.

3) NaCI; 4) NaNO3 Sărurile sunt formate din baza tare NaOH și acizii tari HCl și HNO3. Mediul de soluție este neutru.

Răspuns corect 2) Na2CO3

Hârtia indicatoare a fost scufundată în soluțiile sărate. În soluțiile de NaCl și NaNO 3 nu și-a schimbat culoarea, ceea ce înseamnă mediul soluției neutru. În soluție, Pb(NO 3) 2 devine roșu, mediul soluției acru.Într-o soluție, Na 2 CO 3 devine albastru, mediul soluției alcalin.

Reacția unei soluții de substanțe într-un solvent poate fi de trei tipuri: neutră, acidă și alcalină. Reacția depinde de concentrația ionilor de hidrogen H + din soluție.

Apa pură se disociază într-o măsură foarte mică în ioni H + și ioni hidroxil OH - .

Valoarea pH-ului

Indicele de hidrogen este o modalitate convenabilă și general acceptată de exprimare a concentrației ionilor de hidrogen. Pentru apa pură, concentrația de H + este egală cu concentrația de OH -, iar produsul concentrațiilor de H + și OH -, exprimat în ioni gram pe litru, este o valoare constantă egală cu 1,10 -14

Din acest produs se poate calcula concentrația ionilor de hidrogen: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.

Această stare de echilibru /„neutră”/ este de obicei notă cu pH 7/p - logaritmul negativ al concentrației, H - ioni de hidrogen, 7 - exponentul cu semnul opus/.

O soluție cu un pH mai mare de 7 este alcalină; există mai puțini ioni H + în ea decât OH -; o soluție cu un pH mai mic de 7 este acidă, conține mai mulți ioni H + decât OH -.

Lichidele utilizate în practică au o concentrație de ioni de hidrogen, variind de obicei în intervalul de pH de la 0 la 1

Indicatori

Indicatorii sunt substanțe care își schimbă culoarea în funcție de concentrația ionilor de hidrogen din soluție. Cu ajutorul indicatorilor se determină reacția mediului. Cei mai cunoscuți indicatori sunt bromobenzen, bromotimol, fenolftaleina, metil portocală etc. Fiecare dintre indicatori funcționează în anumite limite de pH. De exemplu, bromotimolul își schimbă culoarea de la galben la pH 6,2 la albastru la pH 7,6; indicator roșu neutru - de la roșu la pH 6,8 la galben la pH 8; bromobenzen - de la galben la pH 4,0 la albastru la pH 5,6; fenolftaleină - de la incolor la pH 8,2 la violet la pH 10,0 etc.

Niciunul dintre indicatori nu funcționează pe întreaga scară de pH de la 0 la 14. Cu toate acestea, în practica de restaurare nu este necesar să se determine concentrații mari de acizi sau alcalii. Cel mai adesea există abateri de 1 - 1,5 unități de pH de la neutru în ambele direcții.

Pentru a determina reacția mediului în practica de restaurare, se folosește un amestec de diverși indicatori, selectați în așa fel încât să marcheze cele mai mici abateri de la neutralitate. Acest amestec este numit „indicator universal”.

Indicatorul universal este un lichid portocaliu transparent. Odată cu o ușoară modificare a mediului către alcalinitate, soluția indicator capătă o nuanță verzuie; cu o creștere a alcalinității, devine albastră. Cu cât alcalinitatea lichidului de testat este mai mare, cu atât culoarea albastră devine mai intensă.

Odată cu o ușoară schimbare a mediului înspre aciditate, soluția indicatorului universal devine roz, cu o creștere a acidității - roșu (carmin sau nuanță patată).

Modificări în reacția mediului în picturi apar ca urmare a deteriorarii mucegaiului; Schimbările se găsesc adesea în zonele în care etichetele au fost lipite cu lipici alcalin (cazeină, lipici de birou etc.).

Pentru a efectua analiza, aveți nevoie, pe lângă un indicator universal, de apă distilată, hârtie de filtru albă curată și o baghetă de sticlă.

Progresul analizei

O picătură de apă distilată se pune pe hârtie de filtru și se lasă să se înmoaie. O a doua picătură este aplicată lângă această picătură și aplicată pe zona de testare. Pentru un contact mai bun, hârtia cu a doua picătură deasupra este frecată cu un raft de sticlă. Apoi, o picătură de indicator universal este aplicată pe hârtia de filtru în zonele picăturilor de apă. Prima picătură de apă servește drept control, a cărei culoare este comparată cu o picătură înmuiată în soluția din zona de testare. O discrepanță de culoare cu picătura de control indică o schimbare - o abatere a mediului de la neutru.

NEUTRALIZAREA MEDIULUI ALCALIN

Zona tratată este umezită cu o soluție apoasă 2% de acid acetic sau citric. Pentru a face acest lucru, înfășurați o cantitate mică de vată în jurul pensetei, umeziți-o într-o soluție acidă, stoarceți-o și aplicați-o pe zona indicată.

Reacţie asigurați-vă că verificați indicator universal!

Procesul continuă până când întreaga zonă este complet neutralizată.

După o săptămână, verificarea mediului trebuie repetată.

NEUTRALIZAREA MEDIULUI ACID

Zona tratată este umezită cu o soluție apoasă 2% de oxid de amoniu hidrat/amoniac/. Procedura de neutralizare este aceeași ca și în cazul unui mediu alcalin.

Verificarea mediului trebuie repetată după o săptămână.

AVERTIZARE: Procesul de neutralizare necesită o grijă deosebită, deoarece tratamentul excesiv poate duce la peroxidarea sau alcalinizarea zonei tratate. În plus, apa din soluții poate determina micșorarea pânzei.

Studiem efectul unui indicator universal asupra soluțiilor anumitor săruri

După cum putem vedea, mediul primei soluții este neutru (pH = 7), a doua este acid (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Cum putem explica un fapt atât de interesant? 🙂

În primul rând, să ne amintim ce este pH-ul și de ce depinde acesta.

pH-ul este un indice de hidrogen, o măsură a concentrației ionilor de hidrogen într-o soluție (conform primelor litere ale cuvintelor latinești potentia hydrogeni - puterea hidrogenului).

pH-ul este calculat ca logaritm zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen exprimat în moli pe litru:

În apa pură la 25 °C, concentrațiile ionilor de hidrogen și ale ionilor de hidroxid sunt aceleași și se ridică la 10 -7 mol/l (pH = 7).

Când concentrațiile ambelor tipuri de ioni într-o soluție sunt egale, soluția este neutră. Când > soluția este acidă, iar când > este alcalină.

Ce cauzează o încălcare a egalității concentrațiilor ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid în unele soluții apoase de săruri?

Faptul este că există o schimbare în echilibrul disocierii apei datorită legării unuia dintre ionii săi (sau ) cu ionii de sare cu formarea unui produs ușor disociat, puțin solubil sau volatil. Aceasta este esența hidrolizei.

- aceasta este interacțiunea chimică a ionilor de sare cu ionii de apă, ducând la formarea unui electrolit slab - un acid (sau sare acidă) sau o bază (sau sare bazică).

Cuvântul „hidroliză” înseamnă descompunere prin apă („hidro” – apă, „liză” – descompunere).

În funcție de ionul de sare care interacționează cu apa, se disting trei tipuri de hidroliză:

  1. hidroliza prin cation (doar cationul reactioneaza cu apa);
  2. hidroliza prin anion (doar anionul reactioneaza cu apa);
  3. hidroliza articulara - hidroliza la cation si la anion (atat cationul cat si anionul reactioneaza cu apa).

Orice sare poate fi considerată un produs format prin interacțiunea unei baze și a unui acid:


Hidroliza unei sări este interacțiunea ionilor acesteia cu apa, ducând la apariția unui mediu acid sau alcalin, dar nu este însoțită de formarea de precipitat sau gaz.
Procesul de hidroliză are loc numai cu participare solubil săruri și constă din două etape:
1)disociere saruri in solutie - ireversibil reacție (grad de disociere, sau 100%);
2) de fapt , adică interacțiunea ionilor de sare cu apa, - reversibil reacție (grad de hidroliză ˂ 1, sau 100%)
Ecuațiile etapelor 1 și 2 - prima dintre ele este ireversibilă, a doua este reversibilă - nu le puteți adăuga!
Rețineți că sărurile formate din cationi alcaliiși anioni puternic acizii nu sunt supuși hidrolizei; se disociază doar atunci când sunt dizolvați în apă. În soluții de săruri KCl, NaNO3, NaSO4 și BaI, mediul neutru.

Hidroliza prin anion

În cazul interacțiunii anionii sare dizolvată cu apă procesul se numește hidroliza sării la anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disocierea)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidroliza)
Disocierea sării KNO 2 are loc complet, hidroliza anionului NO 2 are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,0014%), dar acest lucru este suficient pentru ca soluția să devină alcalin(printre produșii hidrolizei se numără un ion OH -), acesta conține p H = 8,14.
Anionii suferă numai hidroliză slab acizi (în acest exemplu, ionul nitrit NO 2 , corespunzător acidului azot slab HNO 2). Anionul unui acid slab atrage cationul de hidrogen prezent în apă și formează o moleculă a acestui acid, în timp ce ionul hidroxid rămâne liber:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Exemple:
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 —
Vă rugăm să rețineți că în exemplele (c-e) nu puteți crește numărul de molecule de apă și în loc de hidroanioni (HCO 3, HPO 4, HS) scrieți formulele acizilor corespunzători (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidroliza este o reacție reversibilă și nu poate continua „până la sfârșit” (până la formarea acidului).
Dacă s-ar forma un astfel de acid instabil precum H2CO3 într-o soluție de sare NaCO3, atunci s-ar observa eliberarea de CO2 gazos din soluție (H2CO3 = CO2 + H2O). Cu toate acestea, atunci când soda este dizolvată în apă, se formează o soluție transparentă fără degajare de gaz, ceea ce este o dovadă a incompletității hidrolizei anionului cu apariția în soluție doar a hidranionilor de acid carbonic HCO 3 -.
Gradul de hidroliză a sării de către anion depinde de gradul de disociere a produsului de hidroliză – acidul. Cu cât acidul este mai slab, cu atât este mai mare gradul de hidroliză. De exemplu, ionii CO 3 2-, PO 4 3- și S 2- sunt hidrolizați într-o măsură mai mare decât ionul NO 2, deoarece disocierea H 2 CO 3 și H 2 S este în a 2-a etapă, iar H 3 PO 4 în A treia etapă are loc semnificativ mai puțin decât disocierea acidului HNO2. Prin urmare, soluțiile, de exemplu, Na2CO3, K3PO4 și BaS vor fi foarte alcalin(ceea ce este ușor de văzut după cât de săpunoasă este sifonul la atingere) .

Un exces de ioni OH într-o soluție poate fi ușor detectat cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale (pH-metre).
Dacă într-o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de anion,
de exemplu, Na 2 CO 3, se adaugă aluminiu, apoi acesta din urmă (datorită amfoterității) va reacționa cu alcalii și se va observa eliberarea de hidrogen. Aceasta este o dovadă suplimentară a hidrolizei, deoarece nu am adăugat NaOH alcalin la soluția de sifon!

Acordați o atenție deosebită sărurilor acizilor de tărie medie - ortofosforici și sulfurosi. În prima etapă, acești acizi se disociază destul de bine, astfel încât sărurile lor acide nu suferă hidroliză, iar mediul de soluție al unor astfel de săruri este acid (datorită prezenței unui cation de hidrogen în sare). Și sărurile medii se hidrolizează la anion - mediul este alcalin. Deci, hidrosulfiții, hidrogen-fosfații și dihidrogen-fosfații nu se hidrolizează la anion, mediul este acid. Sulfiții și fosfații sunt hidrolizați prin anion, mediul este alcalin.

Hidroliza prin cation

Când un cation de sare dizolvat interacționează cu apa, procesul este numit
hidroliza sării la cation

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (disocierea)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidroliza)

Disocierea sării Ni(NO 3) 2 are loc complet, hidroliza cationului Ni 2+ are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,001%), dar acest lucru este suficient pentru ca mediul să devină acid. (ionul H + este prezent printre produșii de hidroliză).

Numai cationii hidroxizilor bazici și amfoteri slab solubili și cationii de amoniu sunt supuși hidrolizei NH4+. Cationul metalic desparte ionul hidroxid din molecula de apă și eliberează cationul de hidrogen H +.

Ca rezultat al hidrolizei, cationul de amoniu formează o bază slabă - hidrat de amoniac și un cation de hidrogen:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Vă rugăm să rețineți că nu puteți crește numărul de molecule de apă și nu puteți scrie formule de hidroxid (de exemplu, Ni(OH) 2) în loc de hidroxocații (de exemplu, NiOH +). Dacă s-ar forma hidroxizi, atunci din soluțiile sărate s-ar forma precipitații, ceea ce nu se observă (aceste săruri formează soluții transparente).
Excesul de cationi de hidrogen poate fi detectat cu ușurință cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale. La o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de cation se adaugă magneziu sau zinc, iar acesta din urmă reacţionează cu acidul pentru a elibera hidrogen.

Dacă sarea este insolubilă, atunci nu există hidroliză, deoarece ionii nu interacționează cu apa.

Sarcini cu comentarii și soluții

În anii precedenți, stăpânirea acestui element de conținut a fost testată cu sarcini cu variante multiple (nivel de dificultate de bază). Iată exemple de astfel de sarcini.

Exemplul 39. O soluție apoasă are o reacție acidă

1) azotat de calciu

2) clorură de stronțiu

3) clorură de aluminiu

4) sulfat de cesiu

Să ne amintim că sărurile medii formate dintr-o bază slabă și un acid tare (hidroliza prin cation) au o reacție acidă. Printre răspunsurile propuse există o astfel de sare - este clorură de aluminiu. În consecință, mediul soluției sale este acid:

Exemplul 40. Soluții apoase de sulfat de fier (III) și

1) azotat de calciu

2) clorură de stronțiu

3) clorura de cupru

4) sulfat de cesiu

Mediul apos al sulfatului de fier (III) este acid, așa cum este cazul tuturor sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic:

În opțiunile de răspuns există o singură sare similară - clorură de cupru. În consecință, mediul soluției sale este, de asemenea, acid:

În lucrarea de examen 2017, cunoștințele acestui element de conținut vor fi testate cu sarcini de un nivel crescut de complexitate (sarcini cu răspuns scurt). Iată exemple de astfel de sarcini.

Exemplul 41. Potriviți numele sării cu reacția soluției sale apoase.

Mediul unei soluții apoase de sare este determinat de tipul hidrolizei acesteia (dacă este posibil). Să luăm în considerare atitudinea față de hidroliză a fiecăreia dintre sărurile propuse.

A) Azotatul de potasiu KNO 3 este o sare a unui acid tare și a unei baze puternice. Sărurile din această compoziție nu suferă hidroliză. Mediul soluției apoase a acestei săruri este neutru (A-2).

B) Sulfatul de aluminiu Al 2 (SO 4) 3 este o sare formată din acid sulfuric puternic și o bază slabă (hidroxid de aluminiu). În consecință, sarea va suferi hidroliză la cation:

Ca urmare a acumulării ionilor de H +, mediul soluției de sare va fi acid (B-1).

B) Sulfura de potasiu K 2 S este formată dintr-o bază tare și un acid hidrosulfuric foarte slab. Astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la nivelul anionului:

Ca urmare a acumulării ionilor OH, mediul soluției de sare va fi alcalin (B-3).

D) Ortofosfatul de sodiu Na 3 PO 4 este format dintr-o bază tare și un acid ortofosforic destul de slab. În consecință, sarea va suferi hidroliză la anion:

Ca urmare a acumulării ionilor OH, mediul soluției de sare va fi alcalin (G-3).

Rezuma. Prima soluție este neutră, a doua este acidă, ultimele două sunt alcaline.


Pentru a obține răspunsul corect, stabilim mai întâi natura acizilor și bazelor care formează aceste săruri.

A) BeSO4 este format dintr-o bază slabă și acid sulfuric puternic, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.

B) KNO2 este format dintr-o bază puternică și un acid azot slab; astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la nivelul anionului.

B) Pb(NO3)2 este format dintr-o bază slabă și acid azotic puternic, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.

D) CuCl2 este format dintr-o bază slabă și un acid clorhidric puternic; astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.

Pentru a obține răspunsul corect, să stabilim natura acizilor și bazelor care formează sărurile propuse:

A) sulfura de litiu Li 2 S - o sare formata dintr-o baza tare si un acid slab, se hidroliza la nivelul anionului;

B) clorat de potasiu KClO 3 - sare formata dintr-o baza tare si un acid tare si nu sufera hidroliza;

B) azotit de amoniu NH 4 NO 2 - sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab, hidroliza are loc atât la cation, cât și la anion;

D) propionat de sodiu C 3 H 7 COONa - sare formată dintr-o bază tare și un acid slab, hidroliza are loc de-a lungul anionului.

A B ÎN G


 

Ar putea fi util să citiți: