Sporočilo o okolju kisle alkalne in nevtralne raztopine. Hidroliza soli

Hidroliza soli. Okolje vodne raztopine: kislo, nevtralno, alkalno

Po teoriji elektrolitske disociacije v vodni raztopini delci topljenca medsebojno delujejo z molekulami vode. Takšna interakcija lahko vodi do reakcije hidrolize (iz grščine. hidro- voda, liza- gnitje, razkroj).

Hidroliza je reakcija presnovne razgradnje snovi z vodo.

Hidrolizirajo se različne snovi: anorganske - soli, kovinski karbidi in hidridi, nemetalni halogenidi; organske - haloalkani, estri in maščobe, ogljikovi hidrati, beljakovine, polinukleotidi.

Vodne raztopine soli imajo različne vrednosti pH in različne vrste medijev - kisle ($pH 7$), nevtralne ($pH = 7$). To je razloženo z dejstvom, da so soli v vodnih raztopinah lahko podvržene hidrolizi.

Bistvo hidrolize je izmenjava kemijske interakcije solnih kationov ali anionov z molekulami vode. Kot rezultat te interakcije nastane rahlo disociacijska spojina (šibek elektrolit). In v vodni raztopini soli se pojavi presežek prostih ionov $H^(+)$ ali $OH^(-)$ in raztopina soli postane kisla oziroma alkalna.

Razvrstitev soli

Vsako sol lahko razumemo kot produkt reakcije baze s kislino. Na primer, sol $KClO$ tvorita močna baza $KOH$ in šibka kislina $HClO$.

Glede na jakost baze in kisline ločimo štiri vrste soli.

Oglejmo si obnašanje soli različnih vrst v raztopini.

1. Soli, ki jih tvorita močna baza in šibka kislina.

Na primer, sol kalijev cianid $KCN$ tvorita močna baza $KOH$ in šibka kislina $HCN$:

$(KOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←KCN→(HCN)↙(\text"šibka monokislina")$

1) rahla reverzibilna disociacija molekul vode (zelo šibek amfoteren elektrolit), ki jo lahko poenostavimo z enačbo

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Pri teh procesih nastali ioni $Н^(+)$ in $CN^(-)$ medsebojno delujejo in se vežejo v molekule šibkega elektrolita - cianovodikove kisline $HCN$, medtem ko hidroksid - $ОН^(-) $ ion ostane v raztopini, kar določa njegovo alkalno okolje. Do hidrolize pride pri anionu $CN^(-)$.

Zapišimo celotno ionsko enačbo potekajočega procesa (hidroliza):

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

Ta proces je reverzibilen, kemijsko ravnovesje pa je premaknjeno v levo (proti nastanku izhodnih snovi), ker voda je veliko šibkejši elektrolit kot cianovodikova kislina $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Enačba kaže, da:

a) v raztopini so prosti hidroksidni ioni $OH^(-)$, njihova koncentracija pa je večja kot v čisti vodi, zato ima raztopina soli $KCN$ alkalno okolje($pH > 7$);

b) $CN^(-)$ ioni sodelujejo pri reakciji z vodo, v tem primeru tako pravijo anionska hidroliza. Drugi primeri anionov, ki reagirajo z vodo:

Oglejmo si hidrolizo natrijevega karbonata $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"šibka dvobazična kislina")$

Do hidrolize soli pride pri anionu $CO_3^(2-)$.

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

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Izdelki hidrolize - kisla sol$NaHCO_3$ in natrijev hidroksid $NaOH$.

Medij vodne raztopine natrijevega karbonata je bazičen ($pH > 7$), ker se v raztopini poveča koncentracija $OH^(-)$ ionov. Kisla sol $NaHCO_3$ je lahko tudi podvržena hidrolizi, ki se zgodi v zelo majhni meri in jo lahko zanemarimo.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o anionski hidrolizi:

a) glede na anion se soli praviloma hidrolizirajo reverzibilno;

b) kemijsko ravnotežje pri takih reakcijah je močno premaknjeno v levo;

c) reakcija medija v raztopinah podobnih soli je alkalna ($pH > 7$);

d) pri hidrolizi soli, ki jih tvorijo šibke polibazične kisline, nastanejo kisle soli.

2. Soli, ki jih tvorita močna kislina in šibka baza.

Oglejmo si hidrolizo amonijevega klorida $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"močna monobazična kislina")$

V vodni raztopini soli potekata dva procesa:

1) rahla reverzibilna disociacija molekul vode (zelo šibek amfoteren elektrolit), ki jo lahko poenostavimo z enačbo:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) popolna disociacija soli (močan elektrolit):

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

Nastali ioni $OH^(-)$ in $NH_4^(+)$ medsebojno delujejo, da proizvedejo $NH_3·H_2O$ (šibek elektrolit), medtem ko ioni $H^(+)$ ostanejo v raztopini, kar povzroči najbolj kislo okolje.

Popolna ionska enačba za hidrolizo je:

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

Proces je reverzibilen, kemijsko ravnovesje se premakne v smeri tvorbe izhodnih snovi, ker voda $Н_2О$ je veliko šibkejši elektrolit kot amonijev hidrat $NH_3·H_2O$.

Skrajšana ionska enačba za hidrolizo:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Enačba kaže, da:

a) v raztopini so prosti vodikovi ioni $H^(+)$, njihova koncentracija pa je večja kot v čisti vodi, zato ima raztopina soli kislo okolje($pH

b) pri reakciji z vodo sodelujejo amonijevi kationi $NH_4^(+)$; v tem primeru pravijo, da prihaja hidroliza s kationom.

V reakciji z vodo lahko sodelujejo tudi večnabiti kationi: dvojno napolnjena$М^(2+)$ (na primer $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), razen kationov zemeljskoalkalijskih kovin, tri-polnilec$M^(3+)$ (na primer $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Oglejmo si hidrolizo nikljevega nitrata $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"šibka dikislinska baza") ←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"močna monobazična kislina")$

Do hidrolize soli pride pri kationu $Ni^(2+)$.

Popolna ionska enačba za hidrolizo je:

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

Skrajšana ionska enačba za hidrolizo:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Izdelki hidrolize - bazična sol$NiOHNO_3$ in dušikova kislina $HNO_3$.

Medij vodne raztopine nikljevega nitrata je kisel ($рН

Hidroliza soli $NiOHNO_3$ se pojavi v veliko manjšem obsegu in jo lahko zanemarimo.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o kationski hidrolizi:

a) glede na kation so soli praviloma hidrolizirane reverzibilno;

b) kemijsko ravnovesje reakcij je močno premaknjeno v levo;

c) reakcija medija v raztopinah takih soli je kisla ($pH

d) pri hidrolizi soli, ki jo tvorijo šibke polikislinske baze, nastanejo bazične soli.

3. Soli, ki jih tvorita šibka baza in šibka kislina.

Očitno vam je že jasno, da takšne soli hidrolizirajo tako kation kot anion.

Šibek bazni kation veže ione $OH^(-)$ iz molekul vode, pri čemer nastane šibka podlaga; anion šibke kisline veže $H^(+)$ ione iz molekul vode in tvori šibka kislina. Reakcija raztopin teh soli je lahko nevtralna, šibko kisla ali rahlo alkalna. To je odvisno od disociacijskih konstant dveh šibkih elektrolitov - kisline in baze, ki nastaneta kot posledica hidrolize.

Na primer, upoštevajte hidrolizo dveh soli: amonijevega acetata $NH_4(CH_3COO)$ in amonijevega formata $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"močna monobazična kislina");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"šibka monokislinska baza") ←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"šibka monobazična kislina").$

V vodnih raztopinah teh soli kationi šibke baze $NH_4^(+)$ medsebojno delujejo s hidroksi ioni $OH^(-)$ (spomnimo se, da voda disociira $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), aniona šibkih kislin $CH_3COO^(-)$ in $HCOO^(-)$ pa medsebojno delujeta s kationi $Н^(+)$ in tvorita molekule šibkih kislin - ocetne $CH_3COOH$ in mravljinčne $HCOOH$.

Zapišimo ionske enačbe hidrolize:

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

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

Tudi v teh primerih je hidroliza reverzibilna, vendar se ravnotežje premakne v smeri tvorbe produktov hidrolize - dveh šibkih elektrolitov.

V prvem primeru je medij raztopine nevtralen ($pH = 7$), ker $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. V drugem primeru je medij raztopine šibko kisel ($pH

Kot ste že opazili, je hidroliza večine soli reverzibilen proces. V stanju kemijskega ravnovesja se hidrolizira le del soli. Nekatere soli pa voda popolnoma razgradi, t.j. njihova hidroliza je ireverzibilen proces.

V tabeli "Topnost kislin, baz in soli v vodi" boste našli opombo: "razgradijo se v vodnem okolju" - to pomeni, da so takšne soli podvržene nepovratni hidrolizi. Na primer, aluminijev sulfid $Al_2S_3$ v vodi je podvržen ireverzibilni hidrolizi, saj ione $H^(+)$, ki se pojavijo med hidrolizo kationa, vežejo ioni $OH^(-)$, ki nastanejo med hidrolizo aniona. To poveča hidrolizo in povzroči nastanek netopnega aluminijevega hidroksida in plina vodikovega sulfida:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Zato aluminijevega sulfida $Al_2S_3$ ni mogoče dobiti z reakcijo izmenjave med vodnimi raztopinami dveh soli, na primer aluminijevega klorida $AlCl_3$ in natrijevega sulfida $Na_2S$.

Možni so tudi drugi primeri ireverzibilne hidrolize, ki jih ni težko predvideti, saj je za ireverzibilnost procesa potrebno, da vsaj eden od produktov hidrolize zapusti reakcijsko sfero.

Če povzamemo, kaj ste se naučili o kationski in anionski hidrolizi:

a) če se soli hidrolizirajo tako pri kationu kot pri anionu reverzibilno, se kemijsko ravnovesje v reakcijah hidrolize premakne v desno;

b) reakcija medija je nevtralna, ali šibko kisla, ali šibko alkalna, kar je odvisno od razmerja disociacijskih konstant nastale baze in kisline;

c) soli lahko ireverzibilno hidrolizirajo tako kation kot anion, če vsaj eden od produktov hidrolize zapusti reakcijsko sfero.

4. Soli, ki jih tvorita močna baza in močna kislina, ne hidrolizirajo.

Do te ugotovitve ste očitno prišli sami.

Oglejmo si obnašanje kalijevega klorida $KCl$ v raztopini.

$(KOH)↙(\text"močna monokislinska baza") ←KCl→(HCl)↙(\text"močna monokislinska baza").$

Sol v vodni raztopini disociira na ione ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), vendar pri interakciji z vodo ne more nastati šibek elektrolit. Medij raztopine je nevtralen ($pH=7$), ker koncentraciji $H^(+)$ in $OH^(-)$ ionov v raztopini sta enaki, kot v čisti vodi.

Drugi primeri takih soli vključujejo halogenide alkalijskih kovin, nitrate, perklorate, sulfate, kromate in dikromate, halogenide zemeljskoalkalijskih kovin (razen fluoridov), nitrate in perklorate.

Prav tako je treba opozoriti, da reakcija reverzibilne hidrolize popolnoma upošteva Le Chatelierjevo načelo. Zato se lahko poveča hidroliza soli(in ga celo narediti nepovratnega) na naslednje načine:

a) dodajte vodo (zmanjšajte koncentracijo);

b) segrejte raztopino, kar poveča endotermno disociacijo vode:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

kar pomeni, da se poveča količina $H^(+)$ in $OH^(-)$, ki sta potrebna za hidrolizo soli;

c) veže enega od produktov hidrolize v težko topno spojino ali odstrani enega od produktov v plinsko fazo; na primer, hidroliza amonijevega cianida $NH_4CN$ bo znatno povečana zaradi razgradnje amonijevega hidrata v amoniak $NH_3$ in vodo $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hidroliza soli

Legenda:

Hidrolizo je mogoče zatreti (občutno zmanjšati količino hidrolizirane soli) z naslednjim:

a) povečati koncentracijo raztopljene snovi;

b) ohladite raztopino (za zmanjšanje hidrolize je treba raztopine soli hraniti koncentrirane in pri nizkih temperaturah);

c) v raztopino uvedemo enega od produktov hidrolize; na primer raztopino nakisajte, če je njeno okolje zaradi hidrolize kislo, ali alkalizirajte, če je alkalno.

Pomen hidrolize

Hidroliza soli ima tako praktični kot biološki pomen. Tudi v starih časih so pepel uporabljali kot detergent. Pepel vsebuje kalijev karbonat $K_2CO_3$, ki v vodi hidrolizira v anion, vodna raztopina pa se namili zaradi ionov $OH^(-)$, ki nastanejo pri hidrolizi.

Trenutno v vsakdanjem življenju uporabljamo milo, pralne praške in druge detergente. Glavna sestavina mila so natrijeve in kalijeve soli višjih maščobnih karboksilnih kislin: stearati, palmitati, ki so hidrolizirani.

Hidrolizo natrijevega stearata $C_(17)H_(35)COONa$ izrazimo z naslednjo ionsko enačbo:

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

tiste. raztopina ima rahlo alkalno okolje.

Sestavi pralnih praškov in drugih detergentov so posebej dodane soli anorganskih kislin (fosfati, karbonati), ki povečajo učinek čiščenja s povečanjem pH okolja.

Fotografski razvijalec vsebuje soli, ki ustvarjajo potrebno alkalno okolje raztopine. To so natrijev karbonat $Na_2CO_3$, kalijev karbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ in druge soli, ki hidrolizirajo pri anionu.

Če je kislost tal nezadostna, rastline razvijejo bolezen, imenovano kloroza. Njeni simptomi so porumenelost ali beljenje listov, upočasnjena rast in razvoj. Če je $pH_(tla) > 7,5$, mu dodamo gnojilo z amonijevim sulfatom $(NH_4)_2SO_4$, ki pomaga povečati kislost zaradi hidrolize kationa, ki se pojavi v tleh:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Biološka vloga hidrolize nekaterih soli, ki sestavljajo naše telo, je neprecenljiva. Na primer, kri vsebuje natrijev bikarbonat in natrijev hidrogenfosfat. Njihova vloga je vzdrževati določeno reakcijo okolja. To se zgodi zaradi premika v ravnovesju hidroliznih procesov:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Če je v krvi presežek $H^(+)$ ionov, se ti vežejo na $OH^(-)$ hidroksidne ione in ravnovesje se premakne v desno. S presežkom $OH^(-)$ hidroksidnih ionov se ravnovesje premakne v levo. Zaradi tega kislost krvi pri zdravem človeku rahlo niha.

Drug primer: človeška slina vsebuje $HPO_4^(2-)$ ione. Zahvaljujoč njim se v ustni votlini vzdržuje določeno okolje ($pH=7-7,5$).

Hidroliza je interakcija snovi z vodo, zaradi katere se spremeni okolje raztopine.

Kationi in anioni šibkih elektrolitov so sposobni interakcije z vodo, da tvorijo stabilne, rahlo disociabilne spojine ali ione, zaradi česar se spremeni okolje raztopine. Formule za vodo v enačbah hidrolize so običajno zapisane kot H‑OH. Pri reakciji z vodo kationi šibkih baz odstranijo hidroksilne ione iz vode in v raztopini nastane presežek H +. Okolje raztopine postane kislo. Anioni šibkih kislin pritegnejo H + iz vode in reakcija medija postane alkalna.

V anorganski kemiji imamo najpogosteje opravka s hidrolizo soli, tj. z izmenjavo interakcij ionov soli z molekulami vode v procesu njihovega raztapljanja. Obstajajo 4 možnosti hidrolize.

1. Sol tvorita močna baza in močna kislina.

Ta sol praktično ni podvržena hidrolizi. V tem primeru ravnovesje disociacije vode v prisotnosti solnih ionov skoraj ni porušeno, zato je pH = 7, medij je nevtralen.

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

2. Če sol tvorita kation močne baze in anion šibke kisline, pride do hidrolize na anionu.

Na 2 CO 3 + HOH $\leftright\puščica$ NaHCO 3 + NaOH

Ker se v raztopini kopičijo OH - ioni, je medij bazičen, pH>7.

3. Če sol tvori kation šibke baze in anion močne kisline, potem pride do hidrolize vzdolž kationa.

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

СuCl 2 + HOH $\leftright$ CuOHCl + HCl

Ker se v raztopini kopičijo ioni H +, je medij kisel, pH<7.

4. Sol, ki jo tvorita kation šibke baze in anion šibke kisline, je podvržena hidrolizi tako kationa kot aniona.

CH 3 COONH 4 + HOH $\puščica levodesno$ NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO ‑ + + HOH $\leftright$ NH 4 OH + CH 3 COOH

Raztopine takih soli imajo rahlo kislo ali rahlo alkalno okolje, tj. pH vrednost je blizu 7. Reakcija medija je odvisna od razmerja disociacijskih konstant kisline in baze. Hidroliza soli, ki jo tvorijo zelo šibke kisline in baze, je praktično nepovratna. To so predvsem sulfidi in karbonati aluminija, kroma in železa.

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

Pri določanju medija raztopine soli je treba upoštevati, da je medij raztopine določen z močno komponento. Če sol tvori kislina, ki je močan elektrolit, potem je raztopina kisla. Če je baza močan elektrolit, potem je alkalna.

Primer. Raztopina ima alkalno okolje

1) Pb(NO 3) 2; 2) Na2C03; 3) NaCl; 4) NaNO3

1) Pb(NO 3) 2 svinčev (II) nitrat. Sol tvorita šibka baza in močna kislina, pomeni okolje rešitve kislo.

2) Na 2 CO 3 natrijev karbonat. Nastala sol močan temelj in šibka kislina, kar pomeni medij raztopine alkalno.

3) NaCl; 4) Soli NaNO 3 tvorijo močna baza NaOH in močne kisline HCl in HNO 3. Medij raztopine je nevtralen.

Pravilen odgovor 2) Na 2 CO 3

Indikatorski papir smo potopili v solne raztopine. V raztopinah NaCl in NaNO 3 ni spremenil barve, kar pomeni okolje raztopine nevtralen. V raztopini se Pb(NO 3) 2 obarva rdeče, raztopina je medij kislo. V raztopini se Na 2 CO 3 obarva modro, raztopina je medij alkalno.

Reakcija raztopine snovi v topilu je lahko treh vrst: nevtralna, kisla in alkalna. Reakcija je odvisna od koncentracije vodikovih ionov H + v raztopini.

Čista voda v zelo majhni meri disociira na ione H + in hidroksilne ione OH - .

pH vrednost

Vodikov indeks je priročen in splošno sprejet način izražanja koncentracije vodikovih ionov. Za čisto vodo je koncentracija H + enaka koncentraciji OH -, produkt koncentracij H + in OH -, izražen v gramih ionov na liter, pa je konstantna vrednost, enaka 1,10 -14.

Iz tega produkta lahko izračunate koncentracijo vodikovih ionov: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.

To ravnotežno /»nevtralno«/ stanje običajno označujemo s pH 7/p - negativni logaritem koncentracije, H - vodikovi ioni, 7 - eksponent z nasprotnim predznakom/.

Raztopina s pH nad 7 je alkalna, v njej je manj ionov H + kot OH -; raztopina s pH manjšim od 7 je kisla, vsebuje več H + ionov kot OH -.

Tekočine, ki se uporabljajo v praksi, imajo koncentracijo vodikovih ionov, ki običajno variira v območju pH od 0 do 1

Indikatorji

Indikatorji so snovi, ki spreminjajo barvo glede na koncentracijo vodikovih ionov v raztopini. S pomočjo indikatorjev se določi reakcija okolja. Najbolj znani indikatorji so bromobenzen, bromotimol, fenolftalein, metiloranž itd. Vsak od indikatorjev deluje v določenih pH mejah. Na primer, bromotimol spremeni barvo iz rumene pri pH 6,2 v modro pri pH 7,6; nevtralni rdeči indikator - od rdeče pri pH 6,8 do rumene pri pH 8; bromobenzen - od rumene pri pH 4,0 do modre pri pH 5,6; fenolftalein - od brezbarvnega pri pH 8,2 do vijoličnega pri pH 10,0 itd.

Nobeden od indikatorjev ne deluje na celotni pH lestvici od 0 do 14. Vendar pa v restavratorski praksi ni potrebno določati visokih koncentracij kislin ali alkalij. Najpogosteje pride do odstopanj 1 - 1,5 pH enote od nevtralnega v obe smeri.

Za določanje reakcije okolja v restavratorski praksi se uporablja mešanica različnih indikatorjev, izbranih tako, da označujejo najmanjša odstopanja od nevtralnosti. Ta mešanica se imenuje "univerzalni indikator".

Univerzalni indikator je prozorna oranžna tekočina. Z rahlo spremembo okolja v smeri alkalnosti raztopina indikatorja pridobi zelenkast odtenek, s povečanjem alkalnosti pa postane modra. Večja kot je alkalnost preskusne tekočine, bolj intenzivna postane modra barva.

Z rahlo spremembo okolja proti kislosti raztopina univerzalnega indikatorja postane rožnata, s povečanjem kislosti - rdeča (karmin ali pegast odtenek).

Spremembe v reakciji okolja na slikah nastanejo zaradi njihove poškodbe s plesnijo; Pogosto se pojavijo spremembe na mestih, kjer so bile nalepke lepljene z alkalnim lepilom (kazein, pisarniško lepilo ipd.).

Za izvedbo analize potrebujemo poleg univerzalnega indikatorja še destilirano vodo, čist bel filter papir in stekleno paličico.

Napredek analize

Na filtrirni papir kanemo kapljico destilirane vode in pustimo, da se vpije. Drugo kapljico nanesemo poleg te kapljice in nanesemo na testno območje. Za boljši stik papir z drugo kapljico na vrhu podrgnemo s stekleno polico. Nato na filtrirni papir nanesemo kapljico univerzalnega indikatorja na mesta vodnih kapljic. Prva kapljica vode služi kot kontrola, katere barvo primerjamo s kapljico, namočeno v raztopino iz testnega območja. Neskladje v barvi s kontrolno kapljico pomeni spremembo - odstopanje medija od nevtralnega.

NEVTRALIZACIJA ALKALNEGA OKOLJA

Obdelano območje navlažimo z 2% vodno raztopino ocetne ali citronske kisline. Če želite to narediti, ovijte majhno količino vate okoli pincete, jo navlažite v raztopini kisline, jo iztisnite in nanesite na označeno mesto.

Reakcija obvezno preverite univerzalni indikator!

Postopek se nadaljuje, dokler ni celotno območje popolnoma nevtralizirano.

Po enem tednu je treba ponoviti preverjanje okolja.

NEVTRALIZACIJA KISLEGA SREDSTVA

Obdelano mesto navlažimo z 2% vodno raztopino amonijevega oksida hidrata /amoniaka/. Postopek nevtralizacije je enak kot v primeru alkalnega medija.

Preverjanje okolja je treba ponoviti po enem tednu.

OPOZORILO: Postopek nevtralizacije zahteva veliko previdnost, saj lahko prekomerno zdravljenje povzroči peroksidacijo ali alkalinizacijo tretiranega področja. Poleg tega lahko voda v raztopinah povzroči krčenje platna.

Preučujemo vpliv univerzalnega indikatorja na raztopine nekaterih soli

Kot lahko vidimo, je okolje prve raztopine nevtralno (pH = 7), druge pa kislo (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kako si lahko razložimo tako zanimivo dejstvo? 🙂

Najprej se spomnimo, kaj je pH in od česa je odvisen.

pH je vodikov indeks, merilo koncentracije vodikovih ionov v raztopini (po prvih črkah latinskih besed potentia hydrogeni – jakost vodika).

pH se izračuna kot negativni decimalni logaritem koncentracije vodikovih ionov, izražen v molih na liter:

V čisti vodi pri 25 °C sta koncentraciji vodikovih in hidroksidnih ionov enaki in znašata 10 -7 mol/l (pH = 7).

Če sta koncentraciji obeh vrst ionov v raztopini enaki, je raztopina nevtralna. Pri > je raztopina kisla, pri > pa alkalna.

Kaj povzroča kršitev enakosti koncentracij vodikovih ionov in hidroksidnih ionov v nekaterih vodnih raztopinah soli?

Dejstvo je, da pride do premika v ravnotežju disociacije vode zaradi vezave enega od njenih ionov ( ali ) z ioni soli s tvorbo rahlo disociiranega, težko topnega ali hlapnega produkta. To je bistvo hidrolize.

- to je kemijska interakcija ionov soli z ioni vode, ki vodi do nastanka šibkega elektrolita - kisline (ali kisle soli) ali baze (ali bazične soli).

Beseda "hidroliza" pomeni razgradnjo z vodo ("hidro" - voda, "liza" - razgradnja).

Glede na to, kateri ion soli sodeluje z vodo, ločimo tri vrste hidrolize:

hidroliza s kationom (samo kation reagira z vodo);
hidroliza z anionom (samo anion reagira z vodo);
spojna hidroliza - hidroliza na kationu in na anionu (tako kation kot anion reagirata z vodo).

Vsako sol lahko obravnavamo kot produkt, ki nastane z interakcijo baze in kisline:

Hidroliza soli je interakcija njenih ionov z vodo, ki povzroči nastanek kislega ali bazičnega okolja, vendar ne spremlja tvorba oborine ali plina.
Postopek hidrolize poteka le s sodelovanjem topen soli in je sestavljen iz dveh stopenj:
1)disociacija soli v raztopini - nepovraten reakcija (stopnja disociacije ali 100%);
2) pravzaprav , tj. interakcija ionov soli z vodo, - reverzibilen reakcija (stopnja hidrolize ˂ 1 ali 100%)
Enačbe 1. in 2. stopnje - prva je ireverzibilna, druga je reverzibilna - ne morete jih seštevati!
Upoštevajte, da soli, ki jih tvorijo kationi alkalije in anioni močan kisline ne hidrolizirajo; disociirajo šele, ko se raztopijo v vodi. V raztopinah soli KCl, NaNO 3, NaSO 4 in BaI je medij nevtralen.

Hidroliza z anionom

V primeru interakcije anioni raztopljene soli z vodo se imenuje postopek hidroliza soli pri anionu.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disociacija)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidroliza)
Disociacija soli KNO 2 se pojavi v celoti, hidroliza aniona NO 2 se pojavi v zelo majhni meri (za 0,1 M raztopino - za 0,0014%), vendar je to dovolj, da raztopina postane alkalno(med produkti hidrolize je OH - ion), vsebuje str H = 8,14.
Anioni so podvrženi samo hidrolizi šibka kisline (v tem primeru nitritni ion NO 2, ki ustreza šibki dušikovi kislini HNO 2). Anion šibke kisline pritegne vodikov kation, ki je prisoten v vodi, in tvori molekulo te kisline, medtem ko hidroksidni ion ostane prost:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Primeri:
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 —
Upoštevajte, da v primerih (c-e) ne morete povečati števila molekul vode in namesto hidroanionov (HCO 3, HPO 4, HS) zapišite formule ustreznih kislin (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidroliza je reverzibilna reakcija in ne more potekati "do konca" (dokler ne nastane kislina).
Če bi v raztopini njene soli NaCO 3 nastala tako nestabilna kislina, kot je H 2 CO 3, bi opazili sproščanje plina CO 2 iz raztopine (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Ko pa se soda raztopi v vodi, nastane prozorna raztopina brez razvijanja plina, kar dokazuje nepopolnost hidrolize aniona s pojavom v raztopini samo hidranionov ogljikove kisline HCO 3 -.
Stopnja hidrolize soli z anionom je odvisna od stopnje disociacije produkta hidrolize – kisline. Čim šibkejša je kislina, tem večja je stopnja hidrolize. Na primer, ioni CO 3 2-, PO 4 3- in S 2- so hidrolizirani v večji meri kot ion NO 2, saj je disociacija H 2 CO 3 in H 2 S v 2. stopnji in H 3 PO 4 v 3. stopnji poteka bistveno manj kot disociacija kisline HNO 2. Zato bodo raztopine, na primer Na 2 CO 3, K 3 PO 4 in BaS visoko alkalna(kar je enostavno videti po tem, kako mila je soda na dotik) .

Presežek OH ionov v raztopini zlahka zaznamo z indikatorjem ali izmerimo s posebnimi napravami (pH metri).
Če je v koncentrirani raztopini soli, ki je močno hidrolizirana z anionom,
na primer Na 2 CO 3, dodajte aluminij, potem bo slednji (zaradi amfoternosti) reagiral z alkalijami in opazili bomo sproščanje vodika. To je dodaten dokaz hidrolize, saj raztopini sode nismo dodali luga NaOH!

Posebno pozornost posvetite soli srednje močnih kislin - ortofosforne in žveplove. V prvi stopnji te kisline precej dobro disociirajo, zato njihove kislinske soli ne hidrolizirajo, okolje raztopine takih soli pa je kislo (zaradi prisotnosti vodikovega kationa v soli). In srednje soli hidrolizirajo pri anionu - medij je alkalen. Torej hidrosulfiti, hidrogenfosfati in dihidrogenfosfati ne hidrolizirajo pri anionu, medij je kisel. Sulfite in fosfate hidrolizira anion, medij je bazičen.

Hidroliza s kationom

Ko raztopljeni solni kation medsebojno deluje z vodo, se postopek imenuje
hidroliza soli pri kationu

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

Disociacija soli Ni (NO 3) 2 se pojavi v celoti, hidroliza kationa Ni 2+ se pojavi v zelo majhni meri (za 0,1 M raztopino - 0,001%), vendar je to dovolj, da se medij zakisa. (med produkti hidrolize je prisoten H + ion).

Hidrolizirajo se le kationi slabo topnih bazičnih in amfoternih hidroksidov ter amonijev kation NH4+. Kovinski kation odcepi hidroksidni ion od molekule vode in sprosti vodikov kation H +.

Zaradi hidrolize amonijev kation tvori šibko bazo - amonijev hidrat in vodikov kation:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Upoštevajte, da ne morete povečati števila molekul vode in napisati hidroksidnih formul (na primer Ni(OH) 2) namesto hidroksokacij (na primer NiOH +). Če bi nastali hidroksidi, bi iz raztopin soli nastala oborina, česar pa ne opazimo (te soli tvorijo prozorne raztopine).
Presežek vodikovih kationov zlahka zaznamo z indikatorjem ali izmerimo s posebnimi napravami. Magnezij ali cink dodamo koncentrirani raztopini soli, ki je močno hidrolizirana s kationom, slednji pa reagira s kislino in sprosti vodik.

Če je sol netopna, hidrolize ni, ker ioni ne delujejo z vodo.

Naloge s komentarji in rešitvami

Prejšnja leta smo obvladovanje te vsebinske prvine preverjali z nalogami izbirnega tipa (osnovna težavnostna stopnja). Tukaj so primeri takih nalog.

Primer 39. Vodna raztopina ima kislo reakcijo

1) kalcijev nitrat

2) stroncijev klorid

3) aluminijev klorid

4) cezijev sulfat

Spomnimo se, da imajo srednje soli, ki jih tvorita šibka baza in močna kislina (hidroliza s kationom), kislo reakcijo. Med predlaganimi odgovori je takšna sol - to je aluminijev klorid. Posledično je medij njegove raztopine kisel:

Primer 40. Vodne raztopine železovega (III) sulfata in

1) kalcijev nitrat

2) stroncijev klorid

3) bakrov klorid

4) cezijev sulfat

Vodno okolje železovega(III) sulfata je kislo, kot velja za vse soli, ki jih tvorita šibka baza in močna kislina:

V možnostih odgovora je samo ena podobna sol - bakrov klorid. Posledično je tudi medij njegove raztopine kislo:

V izpitni nalogi 2017 se bo znanje te vsebinske prvine preverjalo z nalogami povišane stopnje zahtevnosti (naloge s kratkimi odgovori). Tukaj so primeri takih nalog.

Primer 41. Poveži ime soli z reakcijo njene vodne raztopine.

Medij vodne raztopine soli je določen z vrsto njegove hidrolize (če je mogoče). Razmislimo o odnosu do hidrolize vsake od predlaganih soli.

A) Kalijev nitrat KNO 3 je sol močne kisline in močne baze. Soli te sestave se ne hidrolizirajo. Medij vodne raztopine te soli je nevtralen (A-2).

B) Aluminijev sulfat Al 2 (SO 4) 3 je sol, ki jo tvorita močna žveplova kislina in šibka baza (aluminijev hidroksid). Posledično bo sol hidrolizirana na kationu:

Zaradi kopičenja H + ionov bo okolje raztopine soli kislo (B-1).

B) Kalijev sulfid K 2 S tvorita močna baza in zelo šibka hidrosulfidna kislina. Takšne soli hidrolizirajo pri anionu:

Zaradi kopičenja OH ionov bo medij raztopine soli bazičen (B-3).

D) Natrijev ortofosfat Na 3 PO 4 tvorita močna baza in precej šibka ortofosforna kislina. Posledično bo sol hidrolizirana pri anionu:

Zaradi kopičenja OH ionov bo medij raztopine soli bazičen (G-3).

Povzemite. Prva raztopina je nevtralna, druga je kisla, zadnji dve sta alkalni.

Da bi dobili pravilen odgovor, najprej ugotovimo naravo kislin in baz, ki tvorijo te soli.

A) BeSO 4 tvorita šibka baza in močna žveplova kislina, takšne soli hidrolizirajo pri kationu.

B) KNO 2 tvorita močna baza in šibka dušikova kislina; takšne soli hidrolizirajo pri anionu.

B) Pb(NO 3) 2 tvorita šibka baza in močna dušikova kislina, takšne soli hidrolizirajo pri kationu.

D) CuCl 2 tvorita šibka baza in močna klorovodikova kislina; takšne soli hidrolizirajo pri kationu.

Da bi dobili pravilen odgovor, ugotovimo naravo kislin in baz, ki tvorijo predlagane soli:

A) litijev sulfid Li 2 S - sol, ki jo tvorita močna baza in šibka kislina, je podvržena hidrolizi pri anionu;

B) kalijev klorat KClO 3 - sol, ki jo tvorita močna baza in močna kislina in ni podvržena hidrolizi;

B) amonijev nitrit NH 4 NO 2 - sol, ki jo tvorita šibka baza in šibka kislina, hidroliza poteka tako pri kationu kot pri anionu;

D) natrijev propionat C 3 H 7 COONa - sol, ki jo tvorita močna baza in šibka kislina, hidroliza poteka vzdolž aniona.

A	B	IN	G

Morda bi bilo koristno prebrati: