Кислотна лужна та нейтральна середовища розчину сполучення. Гідроліз солей

Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне

Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, у водному розчині частинки розчиненої речовини взаємодіють із молекулами води. Така взаємодія може призвести до реакції гідролізу (від грец. hydro- Вода, lysis- Розпад, розкладання).

Гідроліз – це реакція обмінного розкладання речовини водою.

Гідролізу піддаються різні речовини: неорганічні - солі, карбіди та гідриди металів, галогеніди неметалів; органічні - галогеналкани, складні ефіри та жири, вуглеводи, білки, полінуклеотиди.

Водні розчини солей мають різні значення рН і різні типи середовищ - кислотне ($ рН 7 $), нейтральне ($ рН = 7 $). Це тим, що солі у водних розчинах можуть піддаватися гідролізу.

Сутність гідролізу зводиться до обмінної хімічної взаємодії катіонів або аніонів солі з молекулами води. В результаті цієї взаємодії утворюється малодисоціююча сполука (слабкий електроліт). А у водному розчині солі з'являється надлишок вільних іонів $Н^(+)$ або $ОН^(-)$, і розчин солі стає кислотним або лужним відповідно.

Класифікація солей

Будь-яку сіль можна як продукт взаємодії основи з кислотою. Наприклад, сіль $KClO$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HClO$.

Залежно від сили основи та кислоти можна виділити чотири типи солей.

Розглянемо поведінку солей різних типів у розчині.

1. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою.

Наприклад, сіль ціанід калію $KCN$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HCN$:

$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCN→(HCN)↙(\text"слабка однокислотна кислота")$

1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Іони $Н^(+)$ і $CN^(-)$, що утворюються при цих процесах, взаємодіють між собою, зв'язуючись у молекули слабкого електроліту — ціаністоводневої кислоти $HCN$, тоді як гідроксид — іон $ОН^(-)$ залишається в розчині, обумовлюючи тим самим його лужне середовище. Відбувається гідроліз по аніону $CN^(-)$.

Запишемо повне іонне рівняння процесу, що відбувається (гідролізу):

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

Цей процес оборотний, і хімічна рівновага зміщена вліво (у бік утворення вихідних речовин), т.к. вода — значно слабший електроліт, ніж ціаністоводнева кислота $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Рівняння показує, що:

а) у розчині є вільні гідроксид-іони $ОН^(-)$, і концентрація їх більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі $KCN$ має лужне середовище($ рН > 7 $);

б) у реакції з водою беруть участь іони $CN^(-)$, у такому разі кажуть, що йде гідроліз по аніону. Інші приклади аніонів, які беруть участь у реакції з водою:

Розглянемо гідроліз карбонату натрію $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"слабка двоосновна кислота")$

Відбувається гідроліз солі по аніону $CO_3^(2-)$.

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

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Продукти гідролізу кисла сіль$NaHCO_3$ і гідроксид натрію $NaOH$.

Середовище водного розчину карбонату натрію — лужне ($рН > 7$), оскільки у розчині збільшується концентрація іонів $ОН^(-)$. Кисла сіль $NaHCO_3$ теж може піддаватися гідролізу, який протікає дуже незначною мірою, і ним можна знехтувати.

Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по аніону:

а) по аніону солі, як правило, гідролізуються оборотно;

б) хімічна рівновага у таких реакціях сильно зміщена вліво;

в) реакція середовища у розчинах подібних солей лужна ($ рН > 7 $);

г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, виходять кислі солі.

2. Солі, утворені сильною кислотою та слабкою основою.

Розглянемо гідроліз хлориду амонію $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$

У водному розчині солі відбуваються два процеси:

1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) повна дисоціація солі (сильного електроліту):

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

Іони $OH^(-)$ і $NH_4^(+)$, що утворюються при цьому, взаємодіють між собою з отриманням $NH_3·H_2O$ (слабкий електроліт), тоді як іони $Н^(+)$ залишаються в розчині, обумовлюючи тим самим його кислотне середовище.

Повне іонне рівняння гідролізу:

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

Процес звернемо, хімічна рівновага зміщена у бік утворення вихідних речовин, т.к. вода $Н_2О$ - значно слабший електроліт, ніж гідрат аміаку $NH_3·H_2O$.

Скорочене іонне рівняння гідролізу:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Рівняння показує, що:

а) у розчині є вільні іони водню $Н^(+)$, та їх концентрація більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі має кислотне середовище($рН

б) у реакції з водою беруть участь катіони амонію $NH_4^(+)$; у такому разі кажуть, що йде гідроліз по катіону.

У реакції з водою можуть брати участь і багатозарядні катіони: двозарядні$М^(2+)$ (наприклад, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), крім катіонів лужноземельних металів, тризарядні$М^(3+)$ (наприклад, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Розглянемо гідроліз нітрату нікелю $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"слабка двокислотна основа")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$

Відбувається гідроліз солі за катіоном $Ni^(2+)$.

Повне іонне рівняння гідролізу:

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

Скорочене іонне рівняння гідролізу:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Продукти гідролізу основна сіль$NiOHNO_3$ та азотна кислота $HNO_3$.

Середовище водного розчину нітрату нікелю кислотне ($рН

Гідроліз солі $NiOHNO_3$ протікає значно меншою мірою, і ним можна знехтувати.

Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по катіону:

а) по катіону солі, як правило, гідролізуються оборотно;

б) хімічна рівновага реакцій сильно зміщена вліво;

в) реакція середовища у розчинах таких солей кислотна ($рН

г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатокислотними основами, виходять основні солі.

3. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою.

Вам, очевидно, вже ясно, що такі солі піддаються гідролізу і катіону, і аніону.

Катіон слабкої основи пов'язує іони $ОН^(-)$ з ​​молекул води, утворюючи слабка основа; аніон слабкої кислоти пов'язує іони $Н^(+)$ з молекул води, утворюючи слабку кислоту. Реакція розчинів цих солей може бути нейтральною, слабокислотною або слаболужною. Це залежить від констант дисоціації двох слабких електролітів - кислоти та основи, які утворюються в результаті гідролізу.

Наприклад, розглянемо гідроліз двох солей: ацетату амонію $NH_4(CH_3COO)$ і форміату амонію $NH_4(HCОO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"сильна одноосновна кислота");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"слабка одноосновна кислота").$

У водних розчинах цих солей катіони слабкої основи $NH_4^(+)$ взаємодіють з гідроксидіонами $ОН^(-)$ (нагадаємо, що вода дисоціює $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), а аніони слабких кислот $CH_3COO^(-)$ і $HCOO^(-)$ взаємодіють з катіонами $Н^(+)$ з утворенням молекул слабких кислот — оцтової $CH_3COOH$ і мурашиною $HCOOH$.

Запишемо іонні рівняння гідролізу:

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

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

У цих випадках гідроліз теж оборотний, але рівновага зміщена у бік утворення продуктів гідролізу - двох слабких електролітів.

У першому випадку середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^(-5)$. У другому випадку середовище розчину слабокислотне ($ pH

Як ви вже помітили, гідроліз більшості солей є оборотним процесом. У стані хімічної рівноваги гідролізована лише частина солі. Проте, деякі солі повністю розкладаються водою, тобто. їхній гідроліз є незворотним процесом.

У таблиці "Розчинність кислот, основ і солей у воді" ви знайдете примітку: "у водному середовищі розкладаються" - це означає, що такі солі піддаються незворотному гідролізу. Наприклад, сульфід алюмінію $Al_2S_3$ у воді піддається незворотному гідролізу, тому що іони, що з'являються при гідролізі за катіоном $Н^(+)$ зв'язуються утворюються при гідролізі по аніону іонами $ОН^(-)$. Це посилює гідроліз і призводить до утворення нерозчинного гідроксиду алюмінію та газоподібного сірководню:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Тому сульфід алюмінію $Al_2S_3$ не можна отримати реакцією обміну між водними розчинами двох солей, наприклад, хлориду алюмінію $AlCl_3$ та сульфіду натрію $Na_2S$.

Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу необхідно, щоб хоча б один із продуктів гідролізу йшов із сфери реакції.

Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз і по катіону, і по аніону:

а) якщо солі гідролізуються і по катіону, і по аніону звернено, то хімічна рівновага в реакціях гідролізу зміщено праворуч;

б) реакція середовища при цьому або нейтральна, або слабокислотна, або слаболужна, що залежить від співвідношення констант дисоціації основи і кислоти, що утворюються;

в) солі можуть гідролізуватися і по катіону, і по аніону незворотно, якщо хоча б один із продуктів гідролізу йде зі сфери реакції.

4. Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, не піддаються гідролізу.

Цього висновку, очевидно, ви дійшли самі.

Розглянемо поведінку у розчині хлориду калію $KCl$.

$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота").$

Сіль у водному розчині дисоціює на іони ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), але при взаємодії з водою слабкий електроліт утворитися не може. Середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. концентрації іонів $Н^(+)$ і $ОН^(-)$ у розчині рівні, як у чистій воді.

Іншими прикладами подібних солей можуть бути галогеніди, нітрати, перхлорати, сульфати, хромати та дихромати лужних металів, галогеніди (крім фторидів), нітрати та перхлорати лужноземельних металів.

Слід зазначити, що реакція оборотного гідролізу повністю підпорядковується принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солі можна посилити(і навіть зробити незворотнім) наступними способами:

а) додати води (зменшити концентрацію);

б) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ кДж,

отже, збільшується кількість $Н^(+)$ і $ОН^(-)$, які необхідні здійснення гідролізу солі;

в) зв'язати один із продуктів гідролізу у важкорозчинну сполуку або видалити один із продуктів у газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амонію $NH_4CN$ значно посилюватиметься за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміаку $NH_3$ і води $Н_2О$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Гідроліз солей

Умовні позначення:

Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість солі, що піддається гідролізу), діючи наступним чином:

а) збільшити концентрацію розчиненої речовини;

б) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими та при низьких температурах);

в) ввести в розчин один із продуктів гідролізу; наприклад, підкисляти розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кислотна, або підлужувати, якщо лужна.

Значення гідролізу

Гідроліз солей має практичне і біологічне значення. Ще в давнину як миючий засіб використовували золу. У золі міститься карбонат калію $K_2CO_3$, який у воді гідролізується по аніону, водний розчин набуває милкості за рахунок іонів, що утворюються при гідролізі $ОН^(-)$.

В даний час ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила – це натрієві та калієві солі вищих жирних карбонових кислот: стеарати, пальмітати, що гідролізуються.

Гідроліз стеарату натрію $С_(17)Н_(35)COONa$ виражається наступним іонним рівнянням:

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

тобто. розчин має слаболужне середовище.

До складу пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот (фосфати, карбонати), які посилюють миючу дію за рахунок підвищення рН середовища.

Солі, що створюють необхідне лужне середовище розчину, містяться у фотографічному проявнику. Це карбонат натрію $Na_2CO_3$, карбонат калію $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ та інші солі, що гідролізуються по аніону.

Якщо кислотність грунту недостатня, рослин з'являється хвороба — хлороз. Її ознаки - пожовтіння або побіління листя, відставання у зростанні та розвитку. Якщо $рН_(ґрунти) > 7.5$, то до неї вносять добриво сульфат амонію $(NH_4)_2SO_4$, яке сприяє підвищенню кислотності завдяки гідролізу по катіону, що проходить у ґрунті:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Неоціненна біологічна роль гідролізу деяких солей, що входять до складу нашого організму. Наприклад, до складу крові входять солі гідрокарбонат та гідрофосфат натрію. Їхня роль полягає у підтримці певної реакції середовища. Це відбувається за рахунок усунення рівноваги процесів гідролізу:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Якщо в крові надлишок іонів $Н^(+)$, вони зв'язуються з гідроксид-іонами $ОН^(-)$, і рівновага зміщується вправо. При надлишку гідроксид-іонів $ОН^(-)$ рівновага зміщується вліво. Завдяки цьому кислотність крові здорової людини коливається незначною мірою.

Інший приклад: у складі слини людини є іони $HPO_4^(2-)$. Завдяки їм у порожнині рота підтримується певне середовище ($рН = 7-7.5 $).

Гідроліз - це взаємодія речовин із водою, у результаті якого змінюється середовище розчину.

Катіони та аніони слабких електролітів здатні взаємодіяти з водою з утворенням стійких малодисоціюваних сполук або іонів, внаслідок чого змінюється середовище розчину. Формули води в рівняннях гідролізу зазвичай записують як Н-ОН. При реакції з водою катіони слабких підстав віднімають від води гідроксил іон, і в розчині утворюється надлишок Н+. Середовище розчину стає кислотним. Аніони слабких кислот притягують з води Н + і реакція середовища стає лужною.

У неорганічної хімії найчастіше доводиться мати справу із гідролізом солей, тобто. з обмінною взаємодією іонів солі з молекулами води у процесі їх розчинення. Розрізняють 4 варіанти гідролізу.

1. Сіль утворена сильною основою та сильною кислотою.

Така сіль гідролізу практично не піддається. У цьому рівновага дисоціації води у присутності іонів солі майже порушується, тому рН=7, середовище нейтральна.

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

2. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти, то відбувається гідроліз по аніону.

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

Так як у розчині накопичуються іони ОН - то середовище - лужне, рН>7.

3. Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти, то гідроліз йде катіоном.

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

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

Так як у розчині накопичуються іони Н + , то середовище кисле, рН<7.

4. Сіль, утворена катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти, піддається гідролізу і катіону і аніону.

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

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

Розчини таких солей мають або слабокисле, або слаболужне середовище, тобто. величина рН близька до 7. Реакція середовища залежить від співвідношення констант дисоціації кислоти та основи. Гідроліз солей, утворених дуже слабкими кислотою та основою, є практично незворотнім. Це, в основному, сульфіди та карбонати алюмінію, хрому, заліза.

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

При визначенні середовища розчину солей слід враховувати, що середовище розчину визначається сильним компонентом. Якщо сіль утворена кислотою, що є сильним електролітом, то середовище розчину кисле. Якщо основа сильний електроліт, то лужна.

приклад.Лужне середовище має розчин

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

1) Pb(NO 3) 2 нітрат свинцю(II). Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою, означає середовище розчину кисла.

2) Na 2 CO 3 карбонат натрію. Сіль утворена сильною основоюі слабкою кислотою, отже середовище розчину лужна.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Солі утворені сильною основою NaOH та сильними кислотами HCl та HNO 3 . Середовище розчину нейтральне.

Правильну відповідь 2) Na 2 CO 3

У розчини солей опустили індикаторний папірець. У розчинах NaCl і NaNO 3 вона не змінила колір, отже середовище розчину нейтральна. У розчині Pb(NO 3) 2 забарвилася в червоний колір, середовище розчину кисла.У розчині Na 2 СO 3 забарвилася в синій колір, середовище розчину лужна.

Реакція розчину речовин у розчиннику може бути трьох видів: нейтральна, кисла та лужна. Реакція залежить від концентрації водневих іонів H+ у розчині.

Чиста вода дисоціює дуже незначною мірою на іони H + і іони гідрооксилу OH - .

Водневий показник pH

Водневий показник є зручним та загальноприйнятим способом вираження концентрації водневих іонів. Для чистої води концентрація Н + дорівнює концентрації ОН - , а добуток концентрацій H + і ОН - , виражених у грам-йонах на літр, - величина постійна, рівна 1.10 -14

З цього твору можна обчислити концентрацію водневих іонів: =√1.10 -14 =10 -7 /г-іон/л/.

Цей рівноважний / "нейтральний" / стан прийнято позначати рН 7/p - негативний логарифм концентрації, Н - водневих іонів, 7 - показник ступеня зі зворотним знаком /.

Розчин із рН більше 7 є лужним, у ньому іонів Н + менше, ніж ОН - ; розчин з рН менше 7 - кислий, у ньому іонів Н + більше, ніж ОН -.

Рідини, що застосовуються на практиці, мають концентрацію водневих іонів, що зазвичай змінюється в межах рН від 0 до 1

Індикатори

Індикатори – це речовини, що змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів у розчині. За допомогою індикаторів визначають реакцію середовища. Найбільш відомі індикатори - бромбензол, бромтимол, фенолфталеїн, метилоранж та ін. Кожен із індикаторів діє у певних межах показань pH. Наприклад, бромтимол змінює жовтий колір при pH 6,2 на синій при pH 7,6; індикатор нейтральний червоний з червоного при рН 6,8 на жовтий при рН 8; бромбензол - з жовтого яру рН 4,0 на синій при рН 5,6; фенолфталеїн - з безбарвного при рН 8,2 на пурпурний при рН 10,0 і т.д.

Жоден із індикаторів не працює протягом усієї шкали pH від 0 до 14. Однак у реставраційній практиці не доводиться визначати високі концентрації кислот або лугів. Найчастіше зустрічаються відхилення на 1 - 1,5 одиниці pH від нейтрального в ту й іншу сторону.

Для визначення реакції середовища реставраційної практиці застосовується суміш різних індикаторів, підібрана таким чином, що відзначає найменші відхилення від нейтральності. Така суміш називається "універсальним індикатором".

Універсальний індикатор – прозора рідина оранжевого кольору. При невеликій зміні середовища у бік лужності розчин індикатора набуває зеленого відтінку, зі збільшенням лужності - блакитний. Чим більша лужність випробуваної рідини, тим інтенсивнішим стає синій колір.

При невеликій зміні середовища у бік кислотності розчин універсального індикатора стає рожевим, зі збільшенням кислотності - червоним /кармінного чи краплячного відтінку/.

Зміни реакції середовища на картинах відбувається внаслідок ураження їх цвіллю; часто зустрічаються зміни на ділянках, де наклеєні ярлики лужним клеєм /казеїновим, конторським та ін./.

Для проведення аналізу потрібно мати, крім універсального індикатора, дистильовану воду, чистий фільтрувальний папір білого кольору та скляну паличку.

Хід аналізу

На фільтрувальний папір наносять краплю дистильованої води і дають вбратися. Поруч із цією краплею наносять другу і прикладають її до випробуваної ділянки. Для кращого контакту папір із другою краплею зверху притирають скляною поличкою. Потім на фільтрувальний папір райони крапель води наносять по краплі універсального індикатора. Перша крапля води служить контролем, із кольором якого порівнюється крапля, просочена розчином з випробуваної ділянки. Розбіжність у кольорі з контрольною краплею свідчить про зміну - відхилення середовища то нейтральної.

нейтралізація лужного середовища

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином оцтової або лимонної кислоти. Для цього на пінцет намотують невелику кількість вати, змочують її в розчині кислоти, віджимають та прикладають до зазначеної ділянки.

Реакцію обов'язково перевіряютьуніверсальним індикатором!

Процес продовжують до повної нейтралізації всієї ділянки.

Через тиждень перевірку середовища слід повторити.

НЕЙТРАЛІЗАЦІЯ КІСЛОГО СЕРЕДОВИЩА

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином гідрату окису амонію /нашатирним спиртом/. Методика проведення нейтралізації та сама, що у разі лужного середовища.

Перевірку середовища слід повторити за тиждень.

ПОПЕРЕДЖЕННЯ:Процес нейтралізації вимагає великої обережності, так як зайва обробка може призвести до перекислення або перелуження ділянки, що обробляється. Крім того, вода в розчинах може викликати усадку полотна.

Досліджуємо дію універсального індикатора на розчини деяких солей

Як бачимо, середовище першого розчину — нейтральна (рН=7), другого — кисла (рН< 7), третьего щелочная (рН >7). Чим же пояснити такий цікавий факт? 🙂

Для початку, давайте згадаємо, що таке рН і від чого він залежить.

pH-водневий показник, міра концентрації іонів водню в розчині (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню).

pH обчислюється як негативний десятковий логарифм концентрації водневих іонів, вираженої в молях на один літр:

У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові і становлять 10 -7 моль/л (рН=7).

Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, розчин має нейтральну реакцію. Коли розчин є кислим, а при > - лужним.

За рахунок чого в деяких водних розчинах солей відбувається порушення рівності концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів?

Справа в тому, що відбувається зміщення рівноваги дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів (або) з іонами солі з утворенням малодисоційованого, важкорозчинного або летючого продукту. Це і є суть гідролізу.

- Це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до утворення слабкого електроліту -кислоти (або кислої солі), або основи (або основної солі).

Слово "гідроліз" означає розкладання водою ("гідро"-вода, "лізис" - розкладання).

Залежно від того, який іон солі вступає у взаємодію з водою, розрізняють три типи гідролізу:

  1. гідроліз по катіону (в реакцію з водою вступає тільки катіон);
  2. гідроліз по аніону (в реакцію з водою вступає тільки аніон);
  3. Сумісний гідроліз - гідроліз по катіону і по аніону (в реакцію з водою вступає і катіон, і аніон).

Будь-яку сіль можна розглядати як продукт, утворений взаємодією основи та кислоти:


Гідроліз солі - взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу.
Процес гідролізу протікає лише за участю розчиннихсолей та складається з двох етапів:
1)дисоціаціясолі у розчині – незворотняреакція (ступінь дисоціації, або 100%);
2) власне , тобто. взаємодія іонів солі з водою, - оборотнареакція (ступінь гідролізу 1, або 100%)
Рівняння 1-го та 2-го етапів – перший з них незворотний, другий звернемо – складати не можна!
Зазначимо, що солі, утворені катіонами лугівта аніонами сильнихкислот, гідролізу не піддаються, вони лише дисоціюють при розчиненні у питній воді. У розчинах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 та BaI середовище нейтральна.

Гідроліз по аніону

У разі взаємодії аніоніврозчиненої солі з водою процес називається гідролізом солі по аніону.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоціація)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (гідроліз)
Дисоціація солі KNO 2 протікає повністю, гідроліз аніону NO 2 - дуже мало (для 0,1 М розчину - на 0,0014%), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став лужним(Серед продуктів гідролізу присутній іон OH -), в ньому p H = 8,14.
Гідролізу піддаються аніони тільки слабкихкислот (у цьому прикладі – нітрит-іон NO 2 , відповідальний слабкої азотистої кислоті HNO 2). Аніон слабкої кислоти притягує до себе катіон водню, що є у воді, і утворює молекулу цієї кислоти, а гідроксид-іон залишається вільним:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Приклади:
а) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Зверніть увагу, що в прикладах (в-д) не можна збільшити кількість молекул води та замість гідроаніонів (HCO 3, HPO 4, HS) писати формули відповідних кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гідроліз - оборотна реакція, і протікати "до кінця" (до утворення кислоти) він не може.
Якби така нестійка кислота, як H 2 CO 3 утворювалася в розчині своєї солі NaCO 3 , то спостерігалося б виділення з розчину газу CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однак, при розчиненні соди у воді утворюється прозорий розчин без газовиділення, що є свідченням неповноти протікання гідролізу аніону з появою розчину тільки гідраніонів вугільної кислоти HCO 3 - .
Ступінь гідролізу солі по аніону залежить від ступеня дисоціації продукту гідролізу – кислоти. Чим слабша кислота, тим вищий ступінь гідролізу.Наприклад, іони CO 3 2- , PO 4 3- і S 2- піддаються гідролізу більшою мірою, ніж іон NO 2 , так як дисоціація H 2 CO 3 і H 2 S по 2-му ступені, а H 3 PO 4 по 3-го ступеня протікає значно менше, ніж дисоціація кислоти HNO 2 . Тому розчини, наприклад, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 і BaS будуть сильнолужними(у чому легко переконатися по милості соди на дотик) .

Надлишок іонів ВІН у розчині легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами (рН-метрами).
Якщо концентрований розчин сильно гідролізується по аніону солі,
наприклад Na 2 CO 3 внести алюміній, то останній (внаслідок амфотерності) прореагує з лугом і буде спостерігатися виділення водню. Це – додатковий доказ протікання гідролізу, адже розчин соди ми не додавали луг NaOH!

Зверніть особливу увагу на солі кислот середньої сили – ортофосфорної та сірчистої. На першому ступені ці кислоти дисоціюють досить добре, тому їх кислі солі гідролізу не піддаються, і середовище розчину таких солей — кисле (через наявність катіону водню у складі солі). А середні солі гідролізуються по аніону - середовище лужне. Отже, гідросульфіти, гідрофосфати та дигідрофосфати - не гідролізуються по аніону, середовище кисле. Сульфіти та фосфати - гідролізуються по аніону, середовище лужне.

Гідроліз по катіону

У разі взаємодії катіону розчиненої солі з водою процес називається
гідролізом солі по катіону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (дисоціація)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гідроліз)

Дисоціація солі Ni(NO 3) 2 протікає націло, гідроліз катіону Ni 2+ - дуже мало (для 0,1М розчину - на 0,001%), але цього виявляється достатньо, щоб середовище стало кислотним (серед продуктів гідролізу присутній іон H + ).

Гідролізу піддаються катіони тільки малорозчинних основних та амфотерних гідроксидів та катіон амонію. NH 4+. Катіон металу відщеплює від молекули води гідроксид-іон і звільняє катіон водню H+.

Катіон амонію в результаті гідролізу утворює слабку основу - гідрат аміаку та катіон водню:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Зверніть увагу, що не можна збільшувати кількість молекул води і замість гідроксокатіонів (наприклад, NiOH +) писати формули гідроксидів (наприклад, Ni(OH) 2). Якби гідроксиди утворилися, то із розчинів солей випали б опади, чого не спостерігається (ці солі утворюють прозорі розчини).
Надлишок катіонів водню легко знайти індикатором або виміряти спеціальними приладами. У концентрований розчин сильно солі, що гідролізується по катіону, вноситься магній або цинк, то останні реагують з кислотою з виділенням водню.

Якщо сіль нерозчинна - то гідролізу немає, тому що іони не взаємодіють з водою.

Завдання з коментарями та рішеннями

У попередні роки засвоєння цього елемента змісту перевірялося завданнями із вибором відповіді (базового рівня складності). Ось приклади таких завдань.

Приклад 39.Кислу реакції середовища має водний розчин

1) нітрат кальцію

2) хлориду стронцію

3) хлориду алюмінію

4) сульфату цезію

Згадаємо, що кислу реакцію середовища мають середні солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою (гідроліз за катіоном). Серед запропонованих варіантів відповіді така сіль є – це хлорид алюмінію. Отже, середовище його розчину - кисле:

Приклад 40.Однакову реакцію середовища мають водні розчини сульфату заліза(III) та

1) нітрат кальцію

2) хлориду стронцію

3) хлориду міді

4) сульфату цезію

Водне середовище сульфату заліза(III) кисле, як і для всіх солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою:

У варіантах відповідей є лише одна подібна сіль – це хлорид міді. Отже, середовище його розчину теж кисле:

В екзаменаційній роботі 2017 року знання цього елементу змісту перевірятиметься завданнями підвищеного рівня складності (завдання з короткою відповіддю). Ось приклади таких завдань.

Приклад 41.Встановіть відповідність між назвою солі та реакцією середовища її водного розчину.

Середовище водного розчину солі визначається типом її гідролізу (якщо він можливий). Розглянемо ставлення до гідролізу кожної із запропонованих солей.

A) Нітрат калію KNO 3 є сіллю сильної кислоти та сильної основи. Солі такого складу не піддаються гідролізу. Середовище водного розчину цієї солі – нейтральна (А-2).

Б) Сульфат алюмінію Al 2 (SO 4) 3 є сіллю, утвореною сильною сірчаною кислотою та слабкою основою (гідроксідом алюмінію). Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по катіону:

В результаті накопичення іонів Н + середовище розчину солі буде кислим (Б-1).

B) Сульфід калію K 2 S утворений сильною основою та дуже слабкою сірководневою кислотою. Такі солі піддаються гідролізу по аніону:

В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (В-3).

Г) Ортофосфат натрію Na 3 PO 4 утворений сильною основою та досить слабкою ортофосфорною кислотою. Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по аніону:

В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (Г-3).

Підведемо підсумок. Перший розчин – нейтральний, другий – кислий, два останні – лужні.


Для отримання правильної відповіді спочатку встановимо природу кислот і основ, якими утворені ці солі.

A) BeSO 4 утворена слабкою основою та сильною сірчаною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Б) KNO 2 утворена сильною основою та слабкою азотистою кислотою, такі солі піддаються гідролізу по аніону.

B) Pb(NO 3) 2 утворена слабкою основою та сильною азотною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Г) СуСl 2 утворена слабкою основою та сильною соляною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.

Для отримання правильної відповіді встановимо природу кислот та основ, якими утворені запропоновані солі:

A) сульфід літію Li 2 S - сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою, піддається гідролізу по аніону;

Б) хлорат калію КСlO 3 - сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддається;

B) нітрит амонію NH 4 NO 2 - сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою, гідроліз йде і катіону, і аніону;

Г) пропіонат натрію C 3 H 7 COONa - сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, гідроліз йде по аніону.

А Б У Г


 

Можливо, буде корисно почитати: