Υδατικό διάλυμα του οποίου το άλας έχει ουδέτερο μέσο. TS (πολύτιμες οδηγίες)

Ένα μάθημα που διεξήχθη χρησιμοποιώντας ένα τετράδιο για πρακτική εργασία από τον I.I ).

Σκοπός του μαθήματος: Σχηματισμός, εδραίωση και έλεγχος των δεξιοτήτων των μαθητών στον προσδιορισμό της αντίδρασης ενός περιβάλλοντος λύσης χρησιμοποιώντας διάφορους δείκτες, συμπεριλαμβανομένων των φυσικών, χρησιμοποιώντας ένα σημειωματάριο για πρακτική εργασία από τον I.I. Novoshinskaya για το σχολικό βιβλίο Χημεία 8η

Στόχοι μαθήματος:

1. Εκπαιδευτικός. Ενισχύστε τις ακόλουθες έννοιες: δείκτες, μέσο αντίδρασης (τύποι), pH, διήθημα, διήθηση με βάση την ολοκλήρωση της εργασίας πρακτική δουλειά. Ελέγξτε τις γνώσεις των μαθητών που αντικατοπτρίζουν τη σχέση «διάλυμα ουσίας (τύπος) – τιμή pH (αριθμητική τιμή) – αντίδραση του μέσου». Πείτε στους μαθητές τρόπους μείωσης της οξύτητας των εδαφών στην περιοχή του Αρχάγγελσκ.
2. Αναπτυξιακή. Προώθηση της ανάπτυξης λογική σκέψημαθητές με βάση την ανάλυση των αποτελεσμάτων που προέκυψαν κατά την πρακτική εργασία, τη γενίκευσή τους, καθώς και την ικανότητα εξαγωγής συμπερασμάτων. Επιβεβαιώστε τον κανόνα: η πρακτική αποδεικνύει ή καταρρίπτει τη θεωρία. Να συνεχίσει τη διαμόρφωση των αισθητικών ιδιοτήτων της προσωπικότητας των μαθητών με βάση το ποικίλο φάσμα των λύσεων που παρουσιάζονται, καθώς και να υποστηρίξει το ενδιαφέρον των παιδιών για το αντικείμενο «Χημεία» που μελετάται.
3. Εκπαιδεύοντας. Συνεχίστε να αναπτύσσετε τις δεξιότητες των μαθητών στην εκτέλεση πρακτικών εργασιών, με τήρηση των κανόνων υγιεινής και ασφάλειας στην εργασία, συμπεριλαμβανομένης της σωστής εκτέλεσης διαδικασιών φιλτραρίσματος και θέρμανσης.

Πρακτική εργασία Νο. 6 «Προσδιορισμός του pH του περιβάλλοντος».

Στόχος για τους μαθητές: Να μάθουν να προσδιορίζουν την αντίδραση του περιβάλλοντος διαλυμάτων διαφορετικών αντικειμένων (οξέα, αλκάλια, άλατα, εδαφικό διάλυμα, ορισμένα διαλύματα και χυμοί) και επίσης να μελετούν φυτικά αντικείμεναως φυσικοί δείκτες.

Εξοπλισμός και αντιδραστήρια: ράφι με δοκιμαστικούς σωλήνες, πώμα, γυάλινη ράβδος, ράφι με δακτύλιο, διηθητικό χαρτί, ψαλίδι, χημική χοάνη, ποτήρια, γουδί και γουδοχέρι πορσελάνης, λεπτός τρίφτης, καθαρή άμμος, χαρτί γενικής χρήσης, δοκιμαστικό διάλυμα, χώμα, βραστό νερό , φρούτα, μούρα και άλλο φυτικό υλικό, διάλυμα υδροξειδίου του νατρίου και θειικού οξέος, χλωριούχο νάτριο.

Κατά τη διάρκεια των μαθημάτων

Παιδιά! Έχουμε ήδη εξοικειωθεί με έννοιες όπως η αντίδραση του μέσου υδατικών διαλυμάτων, καθώς και δείκτες.

Ποιους τύπους αντιδράσεων σε υδατικά διαλύματα γνωρίζετε;

• ουδέτερο, αλκαλικό και όξινο.

Τι είναι οι δείκτες;

• ουσίες που μπορούν να χρησιμοποιηθούν για τον προσδιορισμό της αντίδρασης του περιβάλλοντος.

Ποιους δείκτες γνωρίζετε;

• σε διαλύματα: φαινολοφθαλεΐνη, λίθος, μεθυλοπορτοκάλι.

• στεγνό: χαρτί γενικής χρήσης, χαρτί λακκούβας, χαρτί μεθυλ πορτοκαλί

Πώς μπορείτε να προσδιορίσετε την αντίδραση των υδατικών διαλυμάτων;

• Υγρό και στεγνό.

Ποιο είναι το pH του περιβάλλοντος;

• Τιμή pH ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα (pH=– log)

Ας θυμηθούμε ποιος επιστήμονας εισήγαγε την έννοια του pH;

• Ο Δανός χημικός Sorensen.

Μπράβο!!! Ανοίξτε τώρα το σημειωματάριο για πρακτική εργασία στη σελ. 21 και διαβάστε την εργασία Νο. 1.

Εργασία Αρ. 1. Προσδιορίστε το pH του διαλύματος χρησιμοποιώντας έναν γενικό δείκτη.

Ας θυμηθούμε τους κανόνες όταν δουλεύουμε με οξέα και αλκάλια!

Ολοκληρώστε το πείραμα από την εργασία Νο. 1.

Εξάγουμε ένα συμπέρασμα. Έτσι, εάν ένα διάλυμα έχει pH = 7 το περιβάλλον είναι ουδέτερο, σε pH< 7 среда кислотная, при pH >7 αλκαλικό περιβάλλον.

Εργασία Νο. 2. Λάβετε ένα εδαφικό διάλυμα και προσδιορίστε το pH του χρησιμοποιώντας έναν γενικό δείκτη.

Διαβάστε την εργασία στη σελ. 21-σελ. 22, ολοκληρώστε την εργασία σύμφωνα με το σχέδιο, εισάγετε τα αποτελέσματα στον πίνακα.

Ας θυμηθούμε τους κανόνες ασφαλείας κατά την εργασία με συσκευές θέρμανσης (σόμπα αλκοόλης).

Τι είναι το φιλτράρισμα;

• η διαδικασία διαχωρισμού ενός μείγματος, η οποία βασίζεται στη διαφορετική απόδοση του πορώδους υλικού - του διηθήματος σε σχέση με τα σωματίδια που συνθέτουν το μείγμα.

Τι είναι το διήθημα;

• είναι ένα διαυγές διάλυμα που λαμβάνεται μετά από διήθηση.

Παρουσιάστε τα αποτελέσματα σε μορφή πίνακα.

Ποια είναι η αντίδραση του περιβάλλοντος εδαφικού διαλύματος;

• Θυμώνω

Τι πρέπει να γίνει για να βελτιωθεί η ποιότητα του εδάφους στην περιοχή μας;

• CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Εφαρμογή λιπασμάτων που έχουν αλκαλικό περιβάλλον αντίδρασης: αλεσμένος ασβεστόλιθος και άλλα ανθρακικά ορυκτά: κιμωλία, δολομίτης. Στην περιοχή Pinezhsky της περιοχής του Arkhangelsk υπάρχουν κοιτάσματα ενός τέτοιου ορυκτού όπως ο ασβεστόλιθος κοντά στις καρστικές σπηλιές, επομένως είναι προσβάσιμο.

Εξάγουμε ένα συμπέρασμα. Η αντίδραση του προκύπτοντος εδαφικού διαλύματος είναι pH = 4, ελαφρώς όξινη, επομένως, η ασβέστη είναι απαραίτητη για τη βελτίωση της ποιότητας του εδάφους.

Εργασία Νο. 3. Προσδιορίστε το pH ορισμένων διαλυμάτων και χυμών χρησιμοποιώντας έναν γενικό δείκτη.

Διαβάστε την εργασία στη σελ. 22, ολοκληρώστε την εργασία σύμφωνα με τον αλγόριθμο, εισαγάγετε τα αποτελέσματα στον πίνακα.

Υδρόλυση αλάτων Το θέμα «Υδρόλυση αλάτων» είναι ένα από τα πιο δύσκολα για μαθητές της 9ης τάξης που σπουδάζουν ανόργανη χημεία. Και φαίνεται ότι η δυσκολία του δεν έγκειται στην πραγματική πολυπλοκότητα της ύλης που μελετάται, αλλά στον τρόπο που παρουσιάζεται στα σχολικά βιβλία. Έτσι, ο F.G Feldman και ο G.E Rudzitis έχουν ελάχιστα κατανοητά από την αντίστοιχη παράγραφο. Στα σχολικά βιβλία του L.S. Guzey και του N.S αυτό το θέμααποκλείεται εντελώς, αν και το εγχειρίδιο του Akhmetov προορίζεται για μαθητές των τάξεων 8-9 με εις βάθος μελέτη της χημείας. Χρησιμοποιώντας τα εγχειρίδια αυτών των συγγραφέων, ένας μαθητής είναι απίθανο να μπορεί να κατανοήσει καλά τη θεωρία των διαλυμάτων, την ουσία της ηλεκτρολυτικής διάστασης ουσιών σε υδατικό περιβάλλον ή να συσχετίσει αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων με αντιδράσεις υδρόλυσης αλάτων που σχηματίζονται από οξέα και βάσεις διαφορετικές δυνάμεις. Επιπλέον, στο τέλος κάθε σχολικού βιβλίου υπάρχει ένας πίνακας διαλυτότητας, αλλά πουθενά δεν εξηγείται με κανέναν τρόπο γιατί υπάρχουν παύλες στα μεμονωμένα κελιά του και στα κείμενα των σχολικών βιβλίων οι μαθητές συναντούν τους τύπους αυτών των αλάτων. Σε μια σύντομη διάλεξη για δασκάλους (κυρίως για αρχάριους, είναι ιδιαίτερα δύσκολο για αυτούς να απαντήσουν σε ερωτήσεις που έχουν τα παιδιά) θα προσπαθήσουμε να καλύψουμε αυτό το κενό και να τονίσουμε με τον δικό μας τρόπο το πρόβλημα της σύνταξης εξισώσεων για τις αντιδράσεις υδρόλυσης και του προσδιορισμού της φύσης του προκύπτοντος μέσου. Η υδρόλυση είναι η διαδικασία αποσύνθεσης ουσιών με νερό (η ίδια η λέξη «υδρόλυση» μιλά για αυτό: Ελληνικά - νερό και - αποσύνθεση). Διάφοροι συγγραφείς, όταν ορίζουν αυτό το φαινόμενο, επισημαίνουν ότι αυτό παράγει ένα οξύ ή όξινο άλας, βάση ή βασικό άλας(N.E. Kuzmenko); Όταν τα ιόντα άλατος αλληλεπιδρούν με το νερό, σχηματίζεται ένας ασθενής ηλεκτρολύτης(A.E.Antoshin); Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης των ιόντων άλατος με το νερό, η ισορροπία της ηλεκτρολυτικής διάστασης του νερού μετατοπίζεται(A.A. Makarenya); τα συστατικά της διαλυμένης ουσίας συνδυάζονται με συστατικάνερό(N.L. Glinka) κ.λπ. Κάθε συγγραφέας, δίνοντας έναν ορισμό της υδρόλυσης, σημειώνει τη σημαντικότερη, κατά τη γνώμη του, πτυχή αυτής της πολύπλοκης, πολύπλευρης διαδικασίας. Και ο καθένας τους έχει δίκιο με τον δικό του τρόπο. Φαίνεται ότι εναπόκειται στον δάσκαλο σε ποιον ορισμό θα προτιμήσει – τι είναι πιο κοντά στον τρόπο σκέψης του. Άρα, υδρόλυση είναι η αποσύνθεση ουσιών με νερό. Προκαλείται από την ηλεκτρολυτική διάσταση του άλατος και του νερού σε ιόντα και την αλληλεπίδραση μεταξύ τους. Το νερό διασπάται ελαφρώς σε ιόντα Η+ και ΟΗ – (1 μόριο σε 550.000), και κατά τη διαδικασία της υδρόλυσης, ένα ή και τα δύο από αυτά τα ιόντα μπορούν να συνδεθούν με ιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του άλατος σε ελαφρώς διασπώμενο, πτητικό ή υδατο- αδιάλυτη ουσία. Άλατα που σχηματίζονται από ισχυρές βάσεις (NaOH, KOH, Ba(OH) 2) και ισχυρά οξέα (H 2 SO 4, HCl, НNO 3), δεν υφίστανται υδρόλυση, γιατί τα κατιόντα και τα ανιόντα που τα σχηματίζουν δεν είναι ικανά να δεσμεύουν ιόντα Η+ και ΟΗ – σε διαλύματα (ο λόγος είναι η υψηλή διάσταση). Όταν σχηματιστεί αλάτι αδύναμο θεμέλιοή ένα ασθενές οξύ, ή και οι δύο «γονείς» είναι αδύναμοι, το άλας σε ένα υδατικό διάλυμα υφίσταται υδρόλυση. Στην περίπτωση αυτή, η αντίδραση του μέσου εξαρτάται από τη σχετική ισχύ του οξέος και της βάσης. Με άλλα λόγια, τα υδατικά διαλύματα τέτοιων αλάτων μπορεί να είναι ουδέτερα, όξινα ή αλκαλικά, ανάλογα με τις σταθερές διάστασης των νέων ουσιών που σχηματίζονται. Έτσι, κατά τη διάσταση του οξικού αμμωνίου CH 3 COONH 4, η αντίδραση του διαλύματος θα είναι ελαφρώς αλκαλική, επειδή σταθερά διάστασης NH 4 OH ( κ dis = 6,3 10 –5) μεγαλύτερη από τη σταθερά διάστασης CH 3 COOH (κ dis = 1,75 10 –5). Για ένα άλλο άλας οξικού οξέος - οξικό αργίλιο (CH 3 COO) 3 Al - η αντίδραση του διαλύματος θα είναι ελαφρώς όξινη, επειδή κ dis (CH 3 COOH) = 1,75 10 –5 περισσότερα κ dis (Al(OH) 3) = 1,2 10 –6. Οι αντιδράσεις υδρόλυσης σε ορισμένες περιπτώσεις είναι αναστρέψιμες και σε άλλες ολοκληρώνονται. Η υδρόλυση χαρακτηρίζεται ποσοτικά από μια αδιάστατη τιμή r, που ονομάζεται βαθμός υδρόλυσης και δείχνει ποιο μέρος του συνολικού αριθμού των μορίων άλατος στο διάλυμα υφίσταται υδρόλυση: G = n/Ν 100%, Οπου n– αριθμός υδρολυμένων μορίων, Ν – συνολικός αριθμόςμόρια σε ένα δεδομένο διάλυμα. Για παράδειγμα, εάν g = 0,1%, τότε αυτό σημαίνει ότι από τα 1000 μόρια άλατος μόνο ένα αποσυντέθηκε από το νερό: n = g Ν/100 = 0,1 1000/100 = 1. Ο βαθμός υδρόλυσης εξαρτάται από τη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη φύση της διαλυμένης ουσίας. Έτσι, αν λάβουμε υπόψη την υδρόλυση του άλατος CH 3 COONa, τότε ο βαθμός υδρόλυσης του για διαλύματα διαφορετικών συγκεντρώσεων θα είναι ο εξής: για διάλυμα 1Μ - 0,003%, για 0,1 Μ - 0,01%, για 0,01M - 0,03%, για 0,001M - 0,1% (στοιχεία από το βιβλίο του G. Remy). Αυτές οι τιμές είναι συνεπείς με την αρχή του Le Chatelier. Η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την κινητική ενέργεια των μορίων, τη διάσπασή τους σε κατιόντα και ανιόντα και την αλληλεπίδραση με ιόντα νερού (H + και OH –) - έναν αδύναμο ηλεκτρολύτη σε θερμοκρασία δωματίου. Λαμβάνοντας υπόψη τη φύση των ουσιών που αντιδρούν, ένα οξύ μπορεί να προστεθεί στο διάλυμα άλατος για να δεσμεύσει ιόντα ΟΗ – και ένα αλκάλιο μπορεί να προστεθεί για να δεσμεύσει ιόντα Η+. Μπορούν επίσης να προστεθούν άλλα άλατα που υδρολύονται στο αντίθετο ιόν. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνει χώρα αμοιβαία ενίσχυση της υδρόλυσης και των δύο αλάτων. Η υδρόλυση μπορεί να εξασθενήσει (εάν είναι απαραίτητο) μειώνοντας τη θερμοκρασία, αυξάνοντας τη συγκέντρωση του διαλύματος ή εισάγοντας ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης σε αυτό: οξύ, εάν συσσωρεύονται ιόντα H + κατά την υδρόλυση, ή αλκάλια, εάν συσσωρεύονται ιόντα ΟΗ. Όλες οι αντιδράσεις εξουδετέρωσης προχωρούν εξώθερμα, ενώ οι αντιδράσεις υδρόλυσης ενδόθερμα. Επομένως, η απόδοση του πρώτου μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και η απόδοση του δεύτερου αυξάνεται. Τα ιόντα H + και OH - δεν μπορούν να υπάρχουν σε διάλυμα σε σημαντικές συγκεντρώσεις - συνδυάζονται σε μόρια νερού, μετατοπίζοντας την ισορροπία προς τα δεξιά. Η αποσύνθεση του άλατος από το νερό εξηγείται από τη δέσμευση κατιόντων και/ή ανιόντων του διασπαρμένου άλατος σε μόρια ασθενούς ηλεκτρολύτη από ιόντα νερού (Η + και/ή ΟΗ –), που υπάρχουν πάντα στο διάλυμα. Ο σχηματισμός ασθενούς ηλεκτρολύτη, ιζήματος, αερίου ή πλήρης αποσύνθεση μιας νέας ουσίας ισοδυναμεί με την απομάκρυνση ιόντων άλατος από το διάλυμα, η οποία, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier (η δράση ισούται με την αντίδραση), μετατοπίζει την ισορροπία του άλατος διάσπαση προς τα δεξιά, και ως εκ τούτου οδηγεί στην αποσύνθεση του αλατιού μέχρι το τέλος. Εδώ εμφανίζονται παύλες στον πίνακα διαλυτότητας για έναν αριθμό ενώσεων. Εάν σχηματίζονται μόρια ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη λόγω κατιόντων άλατος, τότε λένε ότι η υδρόλυση συμβαίνει κατά μήκος του κατιόντος και το μέσο θα είναι όξινο, και εάν οφείλεται σε ανιόντα άλατος, τότε λένε ότι η υδρόλυση συμβαίνει κατά μήκος του ανιόντος και το μέσο θα είναι αλκαλική. Με άλλα λόγια, ποιο είναι ισχυρότερο - οξύ ή βάση - καθορίζει το περιβάλλον. Μόνο διαλυτά άλατα ασθενών οξέων και/ή βάσεων υφίστανται υδρόλυση. Το γεγονός είναι ότι εάν ένα άλας είναι ελαφρώς διαλυτό, τότε οι συγκεντρώσεις των ιόντων του στο διάλυμα είναι αμελητέες και δεν έχει νόημα να μιλάμε για υδρόλυση ενός τέτοιου άλατος. Σύνταξη εξισώσεων για αντιδράσεις υδρόλυσης αλάτων Η υδρόλυση αλάτων ασθενών πολυβασικών βάσεων και/ή οξέων λαμβάνει χώρα σταδιακά. Ο αριθμός των σταδίων υδρόλυσης είναι ίσος με το υψηλότερο φορτίο ενός από τα ιόντα άλατος. Για παράδειγμα: Ωστόσο, η υδρόλυση στο δεύτερο στάδιο και ειδικά στο τρίτο είναι πολύ αδύναμη, αφού g1 >> g2 >> g3. Επομένως, όταν γράφουμε εξισώσεις υδρόλυσης, συνήθως περιοριζόμαστε στο πρώτο στάδιο. Εάν η υδρόλυση πρακτικά ολοκληρωθεί στο πρώτο στάδιο, τότε η υδρόλυση αλάτων ασθενών πολυβασικών βάσεων και ισχυρών οξέων παράγει βασικά άλατα και η υδρόλυση αλάτων ισχυρών βάσεων και ασθενών πολυβασικών οξέων παράγει όξινα άλατα. Ο αριθμός των μορίων νερού που συμμετέχουν στη διαδικασία υδρόλυσης άλατος σύμφωνα με το σχήμα αντίδρασης καθορίζεται από το γινόμενο του σθένους του κατιόντος και τον αριθμό των ατόμων του στον τύπο του άλατος (κανόνας του συγγραφέα). Για παράδειγμα: Na 2 CO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O), Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O), Co(CH 3 COO) 2 Co 2+ 2 1 = 2 (Η 2 Ο). Επομένως, όταν συνθέτουμε την εξίσωση υδρόλυσης, χρησιμοποιούμε τα ακόλουθα αλγόριθμος(χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της υδρόλυσης του Al 2 (SO 4) 3): 1. Προσδιορίστε από ποιες ουσίες σχηματίζεται το αλάτι: 2. Υποθέτουμε πώς θα μπορούσε να προχωρήσει η υδρόλυση: Al 2 (SO 4) 3 + 6H–OH = 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Δεδομένου ότι το Al(OH) 3 είναι αδύναμη βάση και το κατιόν του Al 3+ δεσμεύει ιόντα ΟΗ από το νερό, η διαδικασία στην πραγματικότητα πηγαίνει ως εξής: Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH – = 2Al(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Συγκρίνουμε τις ποσότητες των ιόντων H + και OH – που παραμένουν στο διάλυμα και προσδιορίζουμε την αντίδραση του μέσου: 5. Μετά την υδρόλυση, σχηματίστηκε ένα νέο άλας: (Al(OH) 2) 2 SO 4, ή Al 2 (OH) 4 SO 4, - διυδροξοθειικό αλουμίνιο (ή τετραϋδροξοθειικό αλουμίνιο) - το κύριο άλας. Το AlOHSO 4 (υδροξυθειικό αλουμίνιο) μπορεί επίσης να σχηματιστεί μερικώς, αλλά σε πολύ μικρότερη ποσότητα και μπορεί να παραμεληθεί. Ενα άλλο παράδειγμα: 2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O = 2Na + + + 2H + + 2OH – . 3. Δεδομένου ότι το H 2 SiO 3 είναι ένα ασθενές οξύ και το ιόν του δεσμεύει ιόντα H + από το νερό, η πραγματική αντίδραση έχει ως εξής: 2Na + + + 2H + + 2OH – = 2Na + + H + H + + 2OH – . 4. H + + 2OH – = H 2 O + OH – αλκαλικό μέσο. 5. Na + + Н = NaНSiO 3 – υδροπυριτικό νάτριο – όξινο άλας. Η οξύτητα ή η αλκαλικότητα ενός μέσου μπορεί εύκολα να προσδιοριστεί από την ποσότητα των ιόντων H + ή OH - που παραμένουν στο διάλυμα, με την προϋπόθεση ότι έχουν σχηματιστεί νέες ουσίες και υπάρχουν στο διάλυμα σε ισοδύναμες αναλογίες και δεν προστέθηκαν άλλα αντιδραστήρια κατά τη διάρκεια της αντίδρασης . Το μέσο μπορεί να είναι όξινο ή ασθενώς όξινο (αν υπάρχουν λίγα ιόντα Η+), αλκαλικό (αν υπάρχουν πολλά ιόντα ΟΗ) ή ασθενώς αλκαλικό, καθώς και ουδέτερο εάν οι τιμές των σταθερών διάστασης ενός ασθενούς οξέος και μια ασθενής βάση είναι κοντά και όλα τα ιόντα H + και OH – που παραμένουν στο διάλυμα μετά την υδρόλυση ανασυνδυάζονται για να σχηματίσουν H2O. Έχουμε ήδη σημειώσει ότι ο βαθμός υδρόλυσης ενός άλατος είναι μεγαλύτερος, όσο πιο αδύναμο είναι το οξύ ή η βάση που σχημάτισε αυτό το άλας. Επομένως, είναι απαραίτητο να βοηθήσουμε τους μαθητές να παρέχουν σειρές ανιόντων και κατιόντων που αντιστοιχούν σε μείωση της ισχύος των οξέων και βάσεων που τα σχηματίζουν (σύμφωνα με τον A.V. Metelsky). Ανιόντα: F – > > CH 3 COO – > H > HS – > > > > > . Κατιόντα: Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. Όσο πιο δεξιά βρίσκεται ένα ιόν σε αυτές τις σειρές, τόσο πιο έντονα γίνεται η υδρόλυση του άλατος που σχηματίζει, δηλ. Η βάση ή το οξύ του είναι πιο αδύναμα από εκείνα στα αριστερά του. Η υδρόλυση των αλάτων που σχηματίζονται ταυτόχρονα από μια ασθενή βάση και ένα οξύ συμβαίνει ιδιαίτερα έντονα. Αλλά και για αυτούς, ο βαθμός υδρόλυσης συνήθως δεν ξεπερνά το 1%. Ωστόσο, σε ορισμένες περιπτώσεις η υδρόλυση τέτοιων αλάτων είναι ιδιαίτερα ισχυρή και ο βαθμός υδρόλυσης φτάνει σχεδόν το 100%. Τέτοια άλατα δεν υπάρχουν σε υδατικά διαλύματα, αλλά αποθηκεύονται μόνο σε ξηρή μορφή. Στον πίνακα διαλυτότητας υπάρχει μια παύλα δίπλα τους. Παραδείγματα τέτοιων αλάτων είναι τα BaS, Al 2 S 3, Cr 2 (SO 3) 3 και άλλα (βλ. πίνακα διαλυτότητας στα σχολικά βιβλία). Τέτοια άλατα, τα οποία έχουν υψηλό βαθμό υδρόλυσης, υδρολύονται πλήρως και αμετάκλητα, αφού τα προϊόντα της υδρόλυσής τους απομακρύνονται από το διάλυμα με τη μορφή ελαφρώς διαλυτής, αδιάλυτης, αεριώδους (πτητικής), ελαφρώς διασπώμενης ουσίας ή αποσυντίθενται από το νερό. σε άλλες ουσίες. Για παράδειγμα: Τα άλατα που αποσυντίθενται πλήρως από το νερό δεν μπορούν να ληφθούν με αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων σε υδατικά διαλύματα, επειδή Αντί για ανταλλαγή ιόντων, η αντίδραση υδρόλυσης λαμβάνει χώρα πιο ενεργά. Για παράδειγμα: 2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (αυτό θα μπορούσε να είναι), 2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (αυτό είναι στην πραγματικότητα). Άλατα όπως το Al 2 S 3 λαμβάνονται σε άνυδρα μέσα με πυροσυσσωμάτωση των συστατικών σε ισοδύναμες ποσότητες ή με άλλες μεθόδους: Πολλά αλογονίδια τείνουν να αντιδρούν έντονα με το νερό, σχηματίζοντας ένα υδρίδιο ενός στοιχείου και ένα υδροξείδιο ενός άλλου. Για παράδειγμα: СlF + H–OH HClO + HF, PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl (σύμφωνα με τον L. Pauling). Συνήθως, σε αυτόν τον τύπο αντίδρασης, που ονομάζεται επίσης υδρόλυση, το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο συνδυάζεται με το H + και το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο συνδυάζεται με το ΟΗ –. Είναι εύκολο να διαπιστωθεί ότι οι παραπάνω αντιδράσεις προχωρούν σύμφωνα με αυτόν τον κανόνα. Τα όξινα άλατα των ασθενών οξέων υφίστανται επίσης υδρόλυση. Ωστόσο, σε αυτή την περίπτωση, μαζί με την υδρόλυση, λαμβάνει χώρα διάσταση του υπολείμματος οξέος. Έτσι, σε ένα διάλυμα NaHC0 3, λαμβάνει χώρα υδρόλυση του H ταυτόχρονα, που οδηγεί στη συσσώρευση ιόντων ΟΗ: H + H–OH H 2 CO 3 + OH – , και διάσπαση, αν και μικρή: H + H + . Έτσι, η αντίδραση ενός διαλύματος όξινου άλατος μπορεί να είναι είτε αλκαλική (αν η υδρόλυση του ανιόντος υπερισχύει της διάστασής του) είτε όξινη (στην αντίθετη περίπτωση). Αυτό καθορίζεται από την αναλογία της σταθεράς υδρόλυσης του άλατος ( ΠΡΟΣ ΤΗΝ hydr) και σταθερές διάστασης ( ΠΡΟΣ ΤΗΝδισ) το αντίστοιχο οξύ. Στο εξεταζόμενο παράδειγμα ΠΡΟΣ ΤΗΝυδρ ανιόν περισσότερο ΠΡΟΣ ΤΗΝδις οξύ, άρα το διάλυμα αυτού του όξινου άλατος έχει αλκαλική αντίδραση (την οποία χρησιμοποιούν όσοι πάσχουν από καούρα από αυξημένη οξύτητα του γαστρικού υγρού, αν και το κάνουν μάταια). Εάν η αναλογία των σταθερών αντιστραφεί, για παράδειγμα στην περίπτωση της υδρόλυσης του NaHSO 3, η αντίδραση του διαλύματος θα είναι όξινη. Η υδρόλυση ενός βασικού άλατος, για παράδειγμα υδροξυχλωριούχου χαλκού (II), γίνεται ως εξής: Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl, ή σε ιοντική μορφή: CuOH + + Cl – + H + + OH – Cu(OH) 2 + Cl – + H + το μέσο είναι όξινο. Η υδρόλυση με ευρεία έννοια είναι μια αντίδραση αποσύνθεσης ανταλλαγής μεταξύ διαφόρων ουσιών και νερού (G.P. Khomchenko). Αυτός ο ορισμός καλύπτει την υδρόλυση όλων των ενώσεων - τόσο ανόργανων (άλατα, υδρίδια, αλογονίδια, χαλκογόνα κ.λπ.) όσο και οργανικές (εστέρες, λίπη, υδατάνθρακες, πρωτεΐνες κ.λπ.). Για παράδειγμα: (C6H10O5) n + n H–OH n C6H12O6, CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2, Cl 2 + H–OH HCl + HClO, PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI. Ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης ορυκτών - αργιλοπυριτικών - επέρχεται η καταστροφή των πετρωμάτων. Η υδρόλυση ορισμένων αλάτων - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό του νερού και τη μείωση της σκληρότητάς του. Η ταχέως αναπτυσσόμενη βιομηχανία υδρόλυσης παράγει από απόβλητα ( πριονίδια, φλοιοί βαμβακιού, φλοιοί ηλίανθου, άχυρο, στάχυα καλαμποκιού, απόβλητα ζαχαρότευτλων κ.λπ.) μια σειρά από πολύτιμα προϊόντα: αιθυλική αλκοόλη, μαγιά ζωοτροφών, γλυκόζη, ξηρός πάγος, φουρφουράλη, μεθανόλη, λιγνίνη και πολλές άλλες ουσίες. Η υδρόλυση γίνεται στον ανθρώπινο και ζωικό οργανισμό κατά την πέψη των τροφών (λίπη, υδατάνθρακες, πρωτεΐνες) σε υδατικό περιβάλλον υπό τη δράση ενζύμων - βιολογικών καταλυτών. Παίζει σημαντικό ρόλο σε μια σειρά από χημικούς μετασχηματισμούς ουσιών στη φύση (κύκλος Krebs, κύκλος τρικαρβοξυλικού οξέος) και στη βιομηχανία. Επομένως, πιστεύουμε ότι πρέπει να δοθεί πολύ μεγαλύτερη προσοχή στη μελέτη της υδρόλυσης σε ένα σχολικό μάθημα χημείας. Παρακάτω είναι ένα παράδειγμα κάρτα φυλλαδίου, προσφέρθηκε στους μαθητές να εμπεδώσουν την ύλη μετά τη μελέτη του θέματος «Υδρόλυση αλάτων» στην 9η τάξη. Αλγόριθμος για τη συγγραφή της εξίσωσης υδρόλυσης του Fe 2 (SO 4) 3 1. Προσδιορίστε πώς σχηματίζεται το αλάτι: 2. Υποθέτουμε πώς θα μπορούσε να προχωρήσει η υδρόλυση: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Δεδομένου ότι το Fe(OH) 3 είναι μια ασθενής βάση, τα κατιόντα Fe 3+ θα δεσμευτούν από ΟΗ - ανιόντα από το νερό και η υδρόλυση θα προχωρήσει στην πραγματικότητα ως εξής: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Προσδιορίστε την αντίδραση του περιβάλλοντος: 6H + + 2OH – = 2H 2 O + 4H + όξινο μέσο. 5. Προσδιορίζουμε το νέο αλάτι από τα ιόντα που παραμένουν στο διάλυμα: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 – διυδροξοθειικός σίδηρος(III) – βασικό αλάτι. Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα κατά μήκος του κατιόντος. Επιπλέον πληροφορίες (στο πίσω μέρος της κάρτας) 1. Όποιο είναι ισχυρότερο - βάση ή οξύ - καθορίζει το περιβάλλον: όξινο ή αλκαλικό. 2. Λαμβάνουμε υπόψη τη διάσταση και την υδρόλυση πολυβασικών οξέων και βάσεων μόνο στο πρώτο βήμα. Για παράδειγμα: Al(OH) 3 = Al + OH – , H 3 PO 4 = H + + . 3. Σειρά δραστηριότητας οξέων (η ισχύς τους): 4. Μια σειρά βασικών δραστηριοτήτων (η δύναμή τους): 5. Όσο πιο δεξιά είναι το οξύ και η βάση στη σειρά τους, τόσο πιο αδύναμα είναι. 6. Ο αριθμός των μορίων νερού που εμπλέκονται στην υδρόλυση ενός άλατος σύμφωνα με το σχήμα αντίδρασης καθορίζεται από το γινόμενο του σθένους του κατιόντος και του αριθμού των ατόμων του στον τύπο του άλατος: Na 2 SO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O), ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 = 2 (H 2 O), Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (Η 2 Ο). 7. Η υδρόλυση συμβαίνει στο κατιόν εάν η βάση είναι αδύναμη και στο ανιόν εάν το οξύ είναι ασθενές. Η χρήση αυτού του αλγορίθμου προωθεί τη συνειδητή συγγραφή των εξισώσεων υδρόλυσης από τους μαθητές και, με επαρκή εκπαίδευση, δεν προκαλεί δυσκολίες. ΒΙΒΛΙΟΓΡΑΦΙΑ Antoshin A.E., Tsapok P.I. Χημεία. Μ.: Khimiya, 1998; Akhmetov N.S.. Ανόργανη χημεία. Μ.: Εκπαίδευση, 1990; Glinka N.L.Γενική χημεία. L.: Khimiya, 1978; Eremin V.V., Kuzmenko N.E.Χημεία. Μ.: Εξέταση, 1998; Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Χημεία. Μ.: Bustard, 1997; Kuzmenko N.E., Churanov S.S.Γενική και ανόργανη χημεία. Μ.: Εκδοτικός Οίκος του Κρατικού Πανεπιστημίου της Μόσχας, 1977; Metelsky A.V.Χημεία. Μινσκ: Λευκορωσική Εγκυκλοπαίδεια, 1997; Pauling L., Pauling P. Χημεία. Μ.: Mir, 1998; Pimentel D.S.Χημεία. Μ.: Mir, 1967; Feldman F.G., Rudzitis G.E.Χημεία-9. Μ.: Εκπαίδευση, 1997; Kholin Yu.V., Sleta L.A.Καθηγητής Χημείας. Kharkov: Folino, 1998; Khomchenko G.P.. Χημεία. Μ.: Ανώτατο Σχολείο, 1998.

Πηγή χυμού		Πηγή χυμού
Πατάτα		Πυριτική κόλλα
Φρέσκο ​​λάχανο		Επιτραπέζιο ξύδι
Ξυνολάχανο		Διάλυμα μαγειρικής σόδας
		Πορτοκάλι
		Φρέσκα παντζάρια
		Βραστά παντζάρια

Εξάγουμε ένα συμπέρασμα. Έτσι, διαφορετικά φυσικά αντικείμενα έχουν διαφορετικές έννοιες pH: pH 1–7 – όξινο περιβάλλον (λεμόνι, cranberry, πορτοκάλι, ντομάτα, παντζάρι, ακτινίδιο, μήλο, μπανάνα, τσάι, πατάτες, ξινολάχανο, καφές, πυριτική κόλλα).

pH 7–14 αλκαλικό μέσο (φρέσκο ​​λάχανο, διάλυμα μαγειρικής σόδας).

pH = 7 ουδέτερο περιβάλλον (λωτός, αγγούρι, γάλα).

Εργασία Νο. 4. Ερευνητικοί δείκτες φυτών.

Ποια φυτικά αντικείμενα μπορούν να λειτουργήσουν ως δείκτες;

• μούρα: χυμοί, πέταλα λουλουδιών: εκχυλίσματα, χυμοί λαχανικών: ρίζες, φύλλα.
• ουσίες που μπορούν να αλλάξουν το χρώμα ενός διαλύματος σε διαφορετικά περιβάλλοντα.

Διαβάστε την εργασία στη σελ. 23 και ολοκληρώστε την σύμφωνα με το σχέδιο.

Παρουσιάστε τα αποτελέσματα σε πίνακα.

Φυτικό υλικό (φυσικοί δείκτες)	Φυσικό χρώμα διαλύματος δείκτη
	Όξινο περιβάλλον	Φυσικό χρώμα του διαλύματος (ουδέτερο περιβάλλον)	Αλκαλικό περιβάλλον
Χυμό μούρων)			βιολέτα
Χυμός φράουλα)	πορτοκάλι	ροδακινί-ροζ
Μύρτιλο (χυμός)		κόκκινο-ιώδες	μπλε βιολετί
Μαύρο φραγκοστάφυλο (χυμός)		κόκκινο-ιώδες	μπλε βιολετί

Εξάγουμε ένα συμπέρασμα. Έτσι, ανάλογα με το pH του περιβάλλοντος, οι φυσικοί δείκτες: cranberries (χυμός), φράουλες (χυμός), blueberries (χυμός), μαύρη σταφίδα (χυμός) αποκτούν τα ακόλουθα χρώματα: σε όξινο περιβάλλον - κόκκινο και πορτοκαλί, σε ουδέτερο περιβάλλον - κόκκινο, ροδακινί - ροζ και βιολετί χρώματα, σε αλκαλικό περιβάλλον από ροζ έως μπλε-βιολετί έως βιολετί.

Κατά συνέπεια, η ένταση του χρώματος ενός φυσικού δείκτη μπορεί να κριθεί από την αντίδραση του μέσου ενός συγκεκριμένου διαλύματος.

Όταν τελειώσετε, τακτοποιήστε τον χώρο εργασίας σας.

Παιδιά! Σήμερα ήταν ένα πολύ ασυνήθιστο μάθημα! Σας άρεσε;! Μπορούν οι πληροφορίες που μάθαμε σε αυτό το μάθημα να χρησιμοποιηθούν στην καθημερινή ζωή;

Τώρα ολοκληρώστε την εργασία που δίνεται στα τετράδια πρακτικής άσκησης.

Εργασία ελέγχου. Κατανείμετε τις ουσίες των οποίων οι τύποι δίνονται παρακάτω σε ομάδες ανάλογα με το pH των διαλυμάτων τους: HCl, H 2 O, H 2 SO 4, Ca (OH) 2, NaCl, NaOH, KNO 3, H 3 PO 4, KOH.

pH 17 – περιβάλλον (όξινο), έχουν διαλύματα (HCl, H 3 PO 4, H 2 SO 4).

pH 714 περιβάλλον (αλκαλικό), έχουν διαλύματα (Ca(OH) 2, KOH, NaOH).

pH = 7 περιβάλλον (ουδέτερο), έχουν διαλύματα (NaCl, H 2 O, KNO 3).

Αξιολόγηση για εργασία_________________

Υδρόλυση αλάτων. Περιβάλλον υδατικού διαλύματος: όξινο, ουδέτερο, αλκαλικό

Σύμφωνα με τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, σε ένα υδατικό διάλυμα, τα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας αλληλεπιδρούν με τα μόρια του νερού. Μια τέτοια αλληλεπίδραση μπορεί να οδηγήσει σε αντίδραση υδρόλυσης (από την ελληνική. υδροηλεκτρική- νερό, λύση- αποσύνθεση, αποσύνθεση).

Η υδρόλυση είναι η αντίδραση της μεταβολικής αποσύνθεσης μιας ουσίας με νερό.

Διάφορες ουσίες υφίστανται υδρόλυση: ανόργανα - άλατα, καρβίδια και υδρίδια μετάλλων, αλογονίδια μη μετάλλων. οργανικά - αλογονοαλκάνια, εστέρες και λίπη, υδατάνθρακες, πρωτεΐνες, πολυνουκλεοτίδια.

Τα υδατικά διαλύματα αλάτων έχουν διαφορετικές τιμές pH και διαφορετικούς τύπους μέσων - όξινα ($pH 7$), ουδέτερα ($pH = 7$). Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι τα άλατα σε υδατικά διαλύματα μπορούν να υποστούν υδρόλυση.

Η ουσία της υδρόλυσης έγκειται στην ανταλλαγή χημικών αλληλεπιδράσεων κατιόντων άλατος ή ανιόντων με μόρια νερού. Ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης, σχηματίζεται μια ελαφρώς διασπώμενη ένωση (αδύναμος ηλεκτρολύτης). Και σε ένα υδατικό διάλυμα άλατος, εμφανίζεται μια περίσσεια ελεύθερων ιόντων $H^(+)$ ή $OH^(-)$ και το διάλυμα άλατος γίνεται όξινο ή αλκαλικό, αντίστοιχα.

Ταξινόμηση αλάτων

Οποιοδήποτε άλας μπορεί να θεωρηθεί ως το προϊόν της αντίδρασης μιας βάσης με ένα οξύ. Για παράδειγμα, το άλας $KClO$ σχηματίζεται από την ισχυρή βάση $KOH$ και το ασθενές οξύ $HClO$.

Ανάλογα με την ισχύ της βάσης και του οξέος, διακρίνονται τέσσερις τύποι αλάτων.

Ας εξετάσουμε τη συμπεριφορά των αλάτων διάφοροι τύποισε λύση.

1. Άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ.

Για παράδειγμα, το αλάτι κυανιούχο κάλιο $KCN$ σχηματίζεται από την ισχυρή βάση $KOH$ και το ασθενές οξύ $HCN$:

$(KOH)↙(\text"ισχυρή μονοοξική βάση")←KCN→(HCN)↙(\text"ασθενές μονοοξύ")$

1) ελαφρά αναστρέψιμη διάσταση μορίων νερού (ένας πολύ ασθενής αμφοτερικός ηλεκτρολύτης), η οποία μπορεί να απλοποιηθεί από την εξίσωση

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Τα ιόντα $Н^(+)$ και $CN^(-)$ που σχηματίζονται κατά τη διάρκεια αυτών των διεργασιών αλληλεπιδρούν μεταξύ τους, δεσμεύονται σε μόρια ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη - υδροκυανικού οξέος $HCN$, ενώ το υδροξείδιο - $ОН^(-) Το ιόν $ παραμένει σε διάλυμα, προσδιορίζοντας έτσι το αλκαλικό του περιβάλλον. Η υδρόλυση λαμβάνει χώρα στο ανιόν $CN^(-)$.

Ας γράψουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση της εν εξελίξει διαδικασίας (υδρόλυση):

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

Αυτή η διαδικασία είναι αναστρέψιμη και η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά (προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών), επειδή Το νερό είναι πολύ πιο αδύναμος ηλεκτρολύτης από το υδροκυανικό οξύ $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Η εξίσωση δείχνει ότι:

α) υπάρχουν ελεύθερα ιόντα υδροξειδίου $OH^(-)$ στο διάλυμα, και η συγκέντρωσή τους είναι μεγαλύτερη από ότι στο καθαρό νερό, επομένως το διάλυμα άλατος $KCN$ έχει αλκαλικό περιβάλλον($pH > 7$);

β) Τα ιόντα $CN^(-)$ συμμετέχουν στην αντίδραση με νερό, στην περίπτωση αυτή λένε ότι υδρόλυση ανιόντων. Άλλα παραδείγματα ανιόντων που αντιδρούν με το νερό:

Ας εξετάσουμε την υδρόλυση του ανθρακικού νατρίου $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\κείμενο"ισχυρή μονοοξική βάση")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\κείμενο"ασθενές διβασικό οξύ")$

Η υδρόλυση του άλατος λαμβάνει χώρα στο ανιόν $CO_3^(2-)$.

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

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Προϊόντα υδρόλυσης - όξινο αλάτι$NaHCO_3$ και υδροξείδιο του νατρίου $NaOH$.

Το μέσο ενός υδατικού διαλύματος ανθρακικού νατρίου είναι αλκαλικό ($pH > 7$), επειδή η συγκέντρωση των ιόντων $OH^(-)$ στο διάλυμα αυξάνεται. Το όξινο άλας $NaHCO_3$ μπορεί επίσης να υποβληθεί σε υδρόλυση, η οποία συμβαίνει σε πολύ μικρό βαθμό και μπορεί να παραμεληθεί.

Για να συνοψίσουμε όσα μάθατε για την υδρόλυση ανιόντων:

α) σύμφωνα με το ανιόν, τα άλατα, κατά κανόνα, υδρολύονται αναστρέψιμα.

β) η χημική ισορροπία σε τέτοιες αντιδράσεις μετατοπίζεται έντονα προς τα αριστερά.

γ) η αντίδραση του μέσου σε διαλύματα παρόμοιων αλάτων είναι αλκαλική ($pH > 7$).

δ) η υδρόλυση των αλάτων που σχηματίζονται από ασθενή πολυβασικά οξέα παράγει όξινα άλατα.

2. Άλατα που σχηματίζονται από ένα ισχυρό οξύ και μια αδύναμη βάση.

Ας εξετάσουμε την υδρόλυση του χλωριούχου αμμωνίου $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\κείμενο"ασθενής μονοοξική βάση")←NH_4Cl→(HCl)↙(\κείμενο"ισχυρό μονοβασικό οξύ")$

Σε ένα υδατικό διάλυμα άλατος συμβαίνουν δύο διεργασίες:

1) ελαφρά αναστρέψιμη διάσταση των μορίων του νερού (ένας πολύ αδύναμος αμφοτερικός ηλεκτρολύτης), η οποία μπορεί να απλοποιηθεί από την εξίσωση:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) πλήρης διάσπαση αλατιού (ισχυρός ηλεκτρολύτης):

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

Τα προκύπτοντα ιόντα $OH^(-)$ και $NH_4^(+)$ αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να παράγουν $NH_3·H_2O$ (αδύναμο ηλεκτρολύτη), ενώ τα ιόντα $H^(+)$ παραμένουν σε διάλυμα, προκαλώντας πιο όξινο περιβάλλον.

Η πλήρης ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση είναι:

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

Η διαδικασία είναι αναστρέψιμη, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό των αρχικών ουσιών, επειδή Το νερό $Н_2О$ είναι πολύ πιο αδύναμος ηλεκτρολύτης από την ένυδρη αμμωνία $NH_3·H_2O$.

Συντομευμένη ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Η εξίσωση δείχνει ότι:

α) υπάρχουν ελεύθερα ιόντα υδρογόνου $H^(+)$ στο διάλυμα και η συγκέντρωσή τους είναι μεγαλύτερη από ό,τι στο καθαρό νερό, επομένως το διάλυμα άλατος έχει όξινο περιβάλλον($ pH

β) κατιόντα αμμωνίου $NH_4^(+)$ συμμετέχουν στην αντίδραση με νερό. σε αυτή την περίπτωση λένε ότι έρχεται υδρόλυση με κατιόν.

Τα πολλαπλά φορτισμένα κατιόντα μπορούν επίσης να συμμετέχουν στην αντίδραση με το νερό: διπλής φόρτισης$М^(2+)$ (για παράδειγμα, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), εκτός από κατιόντα μετάλλων αλκαλικών γαιών, τρεις φορτιστές$M^(3+)$ (για παράδειγμα, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Ας εξετάσουμε την υδρόλυση του νιτρικού νικελίου $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\κείμενο"ασθενής βάση διοξέων")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\κείμενο"ισχυρό μονοβασικό οξύ")$

Η υδρόλυση του άλατος λαμβάνει χώρα στο κατιόν $Ni^(2+)$.

Η πλήρης ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση είναι:

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

Συντομευμένη ιοντική εξίσωση για την υδρόλυση:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Προϊόντα υδρόλυσης - βασικό αλάτι$NiOHNO_3$ και νιτρικό οξύ $HNO_3$.

Το μέσο ενός υδατικού διαλύματος νιτρικού νικελίου είναι όξινο ($рН

Η υδρόλυση του άλατος $NiOHNO_3$ συμβαίνει σε πολύ μικρότερο βαθμό και μπορεί να παραμεληθεί.

Για να συνοψίσουμε όσα μάθατε για την κατιονική υδρόλυση:

α) σύμφωνα με το κατιόν, τα άλατα, κατά κανόνα, υδρολύονται αναστρέψιμα.

β) η χημική ισορροπία των αντιδράσεων μετατοπίζεται έντονα προς τα αριστερά.

γ) η αντίδραση του μέσου σε διαλύματα τέτοιων αλάτων είναι όξινη ($pH

δ) η υδρόλυση των αλάτων που σχηματίζονται από ασθενείς βάσεις πολυοξέων παράγει βασικά άλατα.

3. Άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ.

Είναι προφανώς ήδη σαφές σε εσάς ότι τέτοια άλατα υφίστανται υδρόλυση τόσο του κατιόντος όσο και του ανιόντος.

Ένα κατιόν ασθενούς βάσης δεσμεύει ιόντα $OH^(-)$ από μόρια νερού, σχηματίζοντας αδύναμο θεμέλιο; το ανιόν ενός ασθενούς οξέος δεσμεύει $H^(+)$ ιόντα από μόρια νερού, σχηματίζοντας ασθενές οξύ. Η αντίδραση των διαλυμάτων αυτών των αλάτων μπορεί να είναι ουδέτερη, ασθενώς όξινη ή ελαφρώς αλκαλική. Αυτό εξαρτάται από τις σταθερές διάστασης των δύο αδύναμων ηλεκτρολυτών - οξέος και βάσης, που σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης.

Για παράδειγμα, εξετάστε την υδρόλυση δύο αλάτων: οξικού αμμωνίου $NH_4(CH_3COO)$ και μυρμηκικού αμμωνίου $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\κείμενο"ασθενής μονοοξική βάση")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\κείμενο"ισχυρό μονοβασικό οξύ");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\κείμενο"ασθενής μονοοξική βάση")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\κείμενο"ασθενές μονοβασικό οξύ").$

Σε υδατικά διαλύματα αυτών των αλάτων, τα κατιόντα της ασθενούς βάσης $NH_4^(+)$ αλληλεπιδρούν με ιόντα υδροξυλίου $OH^(-)$ (υπενθυμίζουμε ότι το νερό διασπά το $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), και τα ανιόντα αδύναμα οξέα $CH_3COO^(-)$ και $HCOO^(-)$ αλληλεπιδρούν με τα κατιόντα $Н^(+)$ για να σχηματίσουν μόρια ασθενών οξέων - οξικό $CH_3COOH$ και μυρμηκικό $HCOOH$.

Ας γράψουμε τις ιοντικές εξισώσεις της υδρόλυσης:

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

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

Σε αυτές τις περιπτώσεις, η υδρόλυση είναι επίσης αναστρέψιμη, αλλά η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων υδρόλυσης - δύο αδύναμων ηλεκτρολυτών.

Στην πρώτη περίπτωση, το μέσο διάλυμα είναι ουδέτερο ($pH = 7$), επειδή $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. Στη δεύτερη περίπτωση, το μέσο διαλύματος είναι ασθενώς όξινο ($ pH

Όπως έχετε ήδη παρατηρήσει, η υδρόλυση των περισσότερων αλάτων είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, μόνο μέρος του άλατος υδρολύεται. Ωστόσο, ορισμένα άλατα αποσυντίθενται πλήρως από το νερό, δηλ. η υδρόλυση τους είναι μια μη αναστρέψιμη διαδικασία.

Στον πίνακα "Διαλυτότητα οξέων, βάσεων και αλάτων στο νερό" θα βρείτε μια σημείωση: "αποσυντίθενται σε υδατικό περιβάλλον" - αυτό σημαίνει ότι τέτοια άλατα υφίστανται μη αναστρέψιμη υδρόλυση. Για παράδειγμα, το θειούχο αργίλιο $Al_2S_3$ στο νερό υφίσταται μη αναστρέψιμη υδρόλυση, καθώς τα ιόντα $H^(+)$ που εμφανίζονται κατά την υδρόλυση του κατιόντος δεσμεύονται από τα ιόντα $OH^(-)$ που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση του ανιόντος. Αυτό ενισχύει την υδρόλυση και οδηγεί στο σχηματισμό αδιάλυτου υδροξειδίου του αργιλίου και αερίου υδρόθειου:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Επομένως, το θειούχο αργίλιο $Al_2S_3$ δεν μπορεί να ληφθεί με μια αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ υδατικών διαλυμάτων δύο αλάτων, για παράδειγμα, χλωριούχου αργιλίου $AlCl_3$ και θειούχου νατρίου $Na_2S$.

Άλλες περιπτώσεις μη αναστρέψιμης υδρόλυσης είναι επίσης δυνατές, δεν είναι δύσκολο να προβλεφθούν, γιατί για να είναι η διαδικασία μη αναστρέψιμη, είναι απαραίτητο τουλάχιστον ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης να φύγει από τη σφαίρα της αντίδρασης.

Για να συνοψίσουμε όσα μάθατε τόσο για την κατιονική όσο και για την ανιονική υδρόλυση:

α) εάν τα άλατα υδρολύονται και στο κατιόν και στο ανιόν αναστρέψιμα, τότε η χημική ισορροπία στις αντιδράσεις υδρόλυσης μετατοπίζεται προς τα δεξιά.

β) η αντίδραση του μέσου είναι είτε ουδέτερη, είτε ασθενώς όξινη ή ασθενώς αλκαλική, η οποία εξαρτάται από την αναλογία των σταθερών διάστασης της προκύπτουσας βάσης και του οξέος.

γ) τα άλατα μπορούν να υδρολύσουν τόσο το κατιόν όσο και το ανιόν μη αναστρέψιμα εάν τουλάχιστον ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης εγκαταλείψει τη σφαίρα της αντίδρασης.

4. Τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ δεν υφίστανται υδρόλυση.

Προφανώς καταλήξατε μόνοι σας σε αυτό το συμπέρασμα.

Ας εξετάσουμε τη συμπεριφορά του χλωριούχου καλίου $KCl$ σε ένα διάλυμα.

$(KOH)↙(\κείμενο"ισχυρή μονοοξική βάση")←KCl→(HCl)↙(\κείμενο"ισχυρό μονοοξύ").$

Το άλας σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται σε ιόντα ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), αλλά όταν αλληλεπιδρά με το νερό, δεν μπορεί να σχηματιστεί ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Το μέσο του διαλύματος είναι ουδέτερο ($pH=7$), επειδή οι συγκεντρώσεις των ιόντων $H^(+)$ και $OH^(-)$ στο διάλυμα είναι ίσες, όπως στο καθαρό νερό.

Άλλα παραδείγματα τέτοιων αλάτων περιλαμβάνουν αλογονίδια αλκαλιμετάλλων, νιτρικά, υπερχλωρικά, θειικά, χρωμικά και διχρωμικά, αλογονίδια μετάλλων αλκαλικών γαιών (εκτός από φθοριούχα), νιτρικά και υπερχλωρικά.

Πρέπει επίσης να σημειωθεί ότι η αναστρέψιμη αντίδραση υδρόλυσης υπακούει πλήρως στην αρχή του Le Chatelier. Να γιατί η υδρόλυση του άλατος μπορεί να ενισχυθεί(και μάλιστα να το καταστήσουν μη αναστρέψιμο) με τους εξής τρόπους:

α) προσθέστε νερό (μειώστε τη συγκέντρωση).

β) θερμαίνετε το διάλυμα, αυξάνοντας έτσι την ενδόθερμη διάσταση του νερού:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

που σημαίνει ότι η ποσότητα των $H^(+)$ και $OH^(-)$, που είναι απαραίτητα για την υδρόλυση του άλατος, αυξάνεται.

γ) δεσμεύουν ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης σε μια ελάχιστα διαλυτή ένωση ή απομακρύνουν ένα από τα προϊόντα στην αέρια φάση. για παράδειγμα, η υδρόλυση του κυανιούχου αμμωνίου $NH_4CN$ θα ενισχυθεί σημαντικά λόγω της αποσύνθεσης της ένυδρης αμμωνίας για να σχηματιστεί αμμωνία $NH_3$ και νερό $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Υδρόλυση αλάτων

Θρύλος:

Η υδρόλυση μπορεί να κατασταλεί (μειώνοντας σημαντικά την ποσότητα του άλατος που υδρολύεται) κάνοντας τα εξής:

α) αύξηση της συγκέντρωσης της διαλυμένης ουσίας.

β) ψύξη του διαλύματος (για τη μείωση της υδρόλυσης, τα διαλύματα αλάτων πρέπει να αποθηκεύονται συμπυκνωμένα και σε χαμηλές θερμοκρασίες).

γ) εισάγετε ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης στο διάλυμα. για παράδειγμα, οξινίστε το διάλυμα εάν το περιβάλλον του ως αποτέλεσμα υδρόλυσης είναι όξινο ή αλκαλοποιήστε εάν είναι αλκαλικό.

Έννοια της υδρόλυσης

Η υδρόλυση των αλάτων έχει τόσο πρακτική όσο και βιολογική σημασία. Ακόμη και στην αρχαιότητα, η στάχτη χρησιμοποιήθηκε ως απορρυπαντικό. Η τέφρα περιέχει ανθρακικό κάλιο $K_2CO_3$, το οποίο υδρολύεται σε ανιόν στο νερό, το υδατικό διάλυμα γίνεται σαπούνι λόγω των ιόντων $OH^(-)$ που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση.

Επί του παρόντος, στην καθημερινή ζωή χρησιμοποιούμε σαπούνι, σκόνες πλυσίματος και άλλα απορρυπαντικά. Το κύριο συστατικό του σαπουνιού είναι τα άλατα νατρίου και καλίου των ανώτερων λιπαρών καρβοξυλικών οξέων: στεατικά, παλμιτικά, τα οποία υδρολύονται.

Η υδρόλυση του στεατικού νατρίου $C_(17)H_(35)COONa$ εκφράζεται με την ακόλουθη ιοντική εξίσωση:

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

εκείνοι. το διάλυμα έχει ελαφρώς αλκαλικό περιβάλλον.

Άλατα ανόργανων οξέων (φωσφορικά, ανθρακικά) προστίθενται ειδικά στη σύνθεση σκονών πλυσίματος και άλλων απορρυπαντικών, τα οποία ενισχύουν το καθαριστικό αποτέλεσμα αυξάνοντας το pH του περιβάλλοντος.

Τα άλατα που δημιουργούν το απαραίτητο αλκαλικό περιβάλλον του διαλύματος περιέχονται στον φωτογραφικό προγραμματιστή. Αυτά είναι το ανθρακικό νάτριο $Na_2CO_3$, το ανθρακικό κάλιο $K_2CO_3$, ο βόρακας $Na_2B_4O_7$ και άλλα άλατα που υδρολύονται στο ανιόν.

Εάν η οξύτητα του εδάφους είναι ανεπαρκής, τα φυτά αναπτύσσουν μια ασθένεια που ονομάζεται χλώρωση. Τα συμπτώματά του είναι κιτρίνισμα ή λεύκανση των φύλλων, καθυστερημένη ανάπτυξη και ανάπτυξη. Εάν $pH_(έδαφος) > 7,5$, τότε προστίθεται λίπασμα θειικού αμμωνίου $(NH_4)_2SO_4$, το οποίο συμβάλλει στην αύξηση της οξύτητας λόγω της υδρόλυσης του κατιόντος που εμφανίζεται στο έδαφος:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Ο βιολογικός ρόλος της υδρόλυσης ορισμένων αλάτων που συνθέτουν το σώμα μας είναι ανεκτίμητος. Για παράδειγμα, το αίμα περιέχει άλατα διττανθρακικού νατρίου και όξινου φωσφορικού νατρίου. Ο ρόλος τους είναι να διατηρήσουν μια ορισμένη αντίδραση του περιβάλλοντος. Αυτό συμβαίνει λόγω μιας αλλαγής στην ισορροπία των διεργασιών υδρόλυσης:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Εάν υπάρχει περίσσεια ιόντων $H^(+)$ στο αίμα, αυτά συνδέονται με ιόντα υδροξειδίου $OH^(-)$ και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Με περίσσεια ιόντων υδροξειδίου $OH^(-)$, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά. Λόγω αυτού, η οξύτητα του αίματος υγιές άτομοπαρουσιάζει ελαφρές διακυμάνσεις.

Ένα άλλο παράδειγμα: το ανθρώπινο σάλιο περιέχει ιόντα $HPO_4^(2-)$. Χάρη σε αυτά διατηρείται ένα συγκεκριμένο περιβάλλον στη στοματική κοιλότητα ($pH=7-7,5$).

Διάλεξη: Υδρόλυση αλάτων. Περιβάλλον υδατικού διαλύματος: όξινο, ουδέτερο, αλκαλικό

Υδρόλυση αλάτων

Συνεχίζουμε να μελετάμε τα μοτίβα των χημικών αντιδράσεων. Κατά τη μελέτη του θέματος, μάθατε ότι κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση σε υδατικό διάλυμα, τα σωματίδια των ουσιών που εμπλέκονται στην αντίδραση διαλύονται στο νερό. Αυτό είναι υδρόλυση. Διάφορα ανόργανα και οργανική ύλη, ιδίως αλάτι. Χωρίς να κατανοήσετε τη διαδικασία της υδρόλυσης του άλατος, δεν θα είστε σε θέση να εξηγήσετε τα φαινόμενα που συμβαίνουν σε ζωντανούς οργανισμούς.

Η ουσία της υδρόλυσης άλατος έγκειται στη διαδικασία ανταλλαγής της αλληλεπίδρασης ιόντων (κατιόντων και ανιόντων) του άλατος με μόρια νερού. Ως αποτέλεσμα, σχηματίζεται ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης - μια ένωση χαμηλής διάστασης. Σε ένα υδατικό διάλυμα εμφανίζεται περίσσεια ελεύθερων ιόντων Η+ ή ΟΗ-. Θυμηθείτε, η διάσταση ποιων ηλεκτρολυτών σχηματίζει ιόντα H + και ποια ιόντα ΟΗ. Όπως μαντέψατε, στην πρώτη περίπτωση έχουμε να κάνουμε με οξύ, που σημαίνει ότι ένα υδατικό μέσο με ιόντα Η+ θα είναι όξινο. Στη δεύτερη περίπτωση, αλκαλικό. Στο ίδιο το νερό, το μέσο είναι ουδέτερο, καθώς διασπάται ελαφρώς σε ιόντα H + και OH - ίσης συγκέντρωσης.

Η φύση του περιβάλλοντος μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας δείκτες. Η φαινολοφθαλεΐνη ανιχνεύει ένα αλκαλικό περιβάλλον και κάνει το διάλυμα πορφυρό. Η λακκούβα γίνεται κόκκινη όταν εκτίθεται σε οξύ, αλλά παραμένει μπλε όταν εκτίθεται σε αλκάλια. Το πορτοκαλί μεθυλίου είναι πορτοκαλί, γίνεται κίτρινο σε αλκαλικό περιβάλλον και ροζ σε όξινο περιβάλλον. Ο τύπος της υδρόλυσης εξαρτάται από τον τύπο του άλατος.

Είδη αλάτων

Έτσι, οποιοδήποτε αλάτι μπορεί να είναι η αλληλεπίδραση ενός οξέος και μιας βάσης, η οποία, όπως καταλαβαίνετε, μπορεί να είναι ισχυρή και αδύναμη. Ισχυρά είναι αυτά των οποίων ο βαθμός διάστασης α είναι κοντά στο 100%. Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι τα θειώδη (H 2 SO 3) και τα φωσφορικά (H 3 PO 4) οξέα ταξινομούνται συχνά ως οξέα μέσης ισχύος. Κατά την επίλυση προβλημάτων υδρόλυσης, αυτά τα οξέα πρέπει να ταξινομούνται ως αδύναμα.

Οξέα:

Ισχυρό: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Τα όξινα υπολείμματά τους δεν αλληλεπιδρούν με το νερό.

Αδύναμο: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; οργανικά οξέα. Και τα όξινα υπολείμματά τους αλληλεπιδρούν με το νερό, παίρνοντας κατιόντα υδρογόνου H+ από τα μόριά του.

Αιτιολογικό:

Ισχυρά: διαλυτά υδροξείδια μετάλλων. Ca(OH)2; Sr(OH)2. Τα μεταλλικά κατιόντα τους δεν αλληλεπιδρούν με το νερό.

Αδύναμα: αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων. Υδροξείδιο του αμμωνίου (NH 4 OH). Και τα μεταλλικά κατιόντα εδώ αλληλεπιδρούν με το νερό.

Με βάση αυτό το υλικό, ας εξετάσουμεείδη αλάτων :

Άλατα με ισχυρή βάση και ισχυρό οξύ.Για παράδειγμα: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Χαρακτηριστικά: δεν αλληλεπιδρούν με το νερό, πράγμα που σημαίνει ότι δεν υπόκεινται σε υδρόλυση. Τα διαλύματα τέτοιων αλάτων έχουν ουδέτερο περιβάλλον αντίδρασης.

Άλατα με ισχυρή βάση και ασθενές οξύ.Για παράδειγμα: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Χαρακτηριστικά: τα όξινα υπολείμματα αυτών των αλάτων αλληλεπιδρούν με το νερό, λαμβάνει χώρα υδρόλυση στο ανιόν. Το μέσο των υδατικών διαλυμάτων είναι αλκαλικό.

Άλατα με αδύναμη βάση και ισχυρό οξύ.Για παράδειγμα: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Χαρακτηριστικά: μόνο μεταλλικά κατιόντα αλληλεπιδρούν με το νερό, λαμβάνει χώρα υδρόλυση του κατιόντος. Το περιβάλλον είναι όξινο.

Άλατα με ασθενή βάση και ασθενές οξύ.Για παράδειγμα: CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4. Χαρακτηριστικά: τόσο τα κατιόντα όσο και τα ανιόντα όξινων υπολειμμάτων αλληλεπιδρούν με το νερό, λαμβάνει χώρα υδρόλυση στο κατιόν και στο ανιόν.

Παράδειγμα υδρόλυσης σε κατιόν και σχηματισμού όξινου μέσου:

Υδρόλυση χλωριούχου σιδήρου FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(μοριακή εξίσωση)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (πλήρης ιοντική εξίσωση)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (συντομευμένη ιοντική εξίσωση)

Παράδειγμα υδρόλυσης από ανιόν και σχηματισμός αλκαλικού περιβάλλοντος:

Υδρόλυση οξικού νατρίου CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(μοριακή εξίσωση)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (πλήρης ιοντική εξίσωση)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(σύντομη ιοντική εξίσωση)

Παράδειγμα συνυδρόλυσης:

• Υδρόλυση θειούχου αλουμινίου Al2S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Σε αυτή την περίπτωση, βλέπουμε πλήρη υδρόλυση, η οποία συμβαίνει εάν το άλας σχηματίζεται από μια ασθενή αδιάλυτη ή πτητική βάση και ένα ασθενές αδιάλυτο ή πτητικό οξύ. Στον πίνακα διαλυτότητας υπάρχουν παύλες σε τέτοια άλατα. Εάν κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης ανταλλαγής ιόντων σχηματιστεί ένα άλας που δεν υπάρχει σε υδατικό διάλυμα, τότε πρέπει να γράψετε την αντίδραση αυτού του άλατος με νερό.

Για παράδειγμα:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6 NaCl

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Προσθέτουμε αυτές τις δύο εξισώσεις και μειώνουμε αυτό που επαναλαμβάνεται στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Άλατα – αυτές είναι ιοντικές ενώσεις όταν εισέρχονται στο νερό, διασπώνται σε ιόντα. Σε ένα υδατικό διάλυμα, αυτά τα ιόντα ΕΝΥΔΑΤΟΥΝΤΑΙ - περιβάλλονται από μόρια νερού.

Βρεθηκε οτι Τα υδατικά διαλύματα πολλών αλάτων δεν έχουν ουδέτερο περιβάλλον, αλλά είναι είτε ελαφρώς όξινα είτε αλκαλικά.

Η εξήγηση για αυτό είναι η αλληλεπίδραση των ιόντων αλατιού με το νερό. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται ΥΔΡΟΛΥΣΗ.

Σχηματίστηκαν κατιόντα και ανιόντα μια αδύναμη βάση ή ασθενές οξύ, αντιδρούν με νερό, αφαιρώντας το Η ή το ΟΗ από αυτό.

Ο λόγος για αυτό: ο σχηματισμός ενός ΙΣΧΥΡΟΤΕΡΟ δεσμού από το ίδιο το νερό.

Σε σχέση με το νερό, τα άλατα μπορούν να χωριστούν σε 4 ομάδες:

1) Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ - ΔΕΝ ΥΔΡΟΛΥΕΙ , μόνο σε διάλυμα διασπάται σε ιόντα.Το περιβάλλον είναι ουδέτερο. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ:Τα άλατα δεν υδρολύονται - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, κ.λπ. Σε διάλυμα, αυτά τα άλατα μόνο διαχωρίζω: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42-

2) Ένα άλας που σχηματίζεται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ - υδρόλυση ΑΠΟ ΑΝΙΟΝ . Το ανιόν ενός ασθενούς οξέος αφαιρεί ιόντα υδρογόνου από το νερό και τα δεσμεύει. Στο διάλυμα σχηματίζεται περίσσεια ιόντων Το OH είναι ένα αλκαλικό περιβάλλον. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ:Τα άλατα υφίστανται υδρόλυση στο ανιόν - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO και όξινα άλατα αυτών των οξέων. κ3 ταχυδρομείο 4 – ένα άλας που σχηματίζεται από ένα ασθενές οξύ και μια ισχυρή βάση. Το φωσφορικό ανιόν υδρολύεται. ταχυδρομείο4 3- + ΟΧΙ⇄ NPO42-+OH- κ3 ταχυδρομείο4 + Η2Ο⇄ Κ2ΝΠΟ4 + ΚΩΝ (αυτό είναι το πρώτο στάδιο της υδρόλυσης, τα υπόλοιπα 2 συμβαίνουν σε πολύ μικρό βαθμό)

3) Αλάτι,σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ - υδρόλυση ΑΠΟ ΚΑΤΙΟΝ . Ένα κατιόν ασθενούς βάσης αφαιρεί το ιόν ΟΗ- από το νερό και το δεσμεύει. Η περίσσεια ιόντων παραμένει σε διάλυμα Η+ - το περιβάλλον είναι όξινο. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ:Τα άλατα υφίστανται υδρόλυση με κατιόντα - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu ΕΤΣΙ4 – ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ. Το κατιόν του χαλκού υδρολύεται: Cu+2 + ΟΧΙ⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 Ο ⇄ (CuOH)2 ΕΤΣΙ4 + H2 ΕΤΣΙ4

4) Αλάτι που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ - υδρόλυση ΤΟΣΟ ΚΑΤΙΟΝΤΟΣ ΚΑΙ ΑΝΙΟΝΤΟΣ. Εάν κάποιο από τα προϊόντα απελευθερωθεί ως ίζημα ή αέριο, τότε υδρόλυση μη αναστρεψιμο , εάν και τα δύο προϊόντα υδρόλυσης παραμείνουν σε διάλυμα - υδρόλυση αναστρεπτός. ΠΑΡΑΔΕΙΓΜΑ:Τα άλατα υδρολύονται - Al2S3,Cr2S3 (μη αναστρέψιμο): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ +H2S­ NH4F, CH3COONH4 (αναστρέψιμο) NH4F+H2 Ο⇄ NH4OH + HF

Αμοιβαία υδρόλυση δύο αλάτων.

Εμφανίζεται κατά την προσπάθεια λήψης, μέσω μιας αντίδρασης ανταλλαγής, αλάτων που υδρολύονται πλήρως σε υδατικό διάλυμα. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνει χώρα αμοιβαία υδρόλυση - δηλαδή το κατιόν μετάλλου δεσμεύει ομάδες ΟΗ και το όξινο ανιόν δεσμεύει το Η+

1) Άλατα μετάλλων με κατάσταση οξείδωσης +3 και άλατα πτητικών οξέων (ανθρακικά, θειούχα, θειώδη)– κατά την αμοιβαία υδρόλυση τους, σχηματίζεται ίζημα υδροξειδίου και αέριο:

2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl

(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)

2) Άλατα μετάλλων με κατάσταση οξείδωσης +2 (εκτός από ασβέστιο, στρόντιο και βάριο) και διαλυτά ανθρακικάυδρολύονται επίσης μαζί, αλλά στην περίπτωση αυτή σχηματίζεται ένα ίζημα ανθρακικού μετάλλου BASIC:

2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl

(όλα τα 2+, εκτός από Ca, Sr, Ba)

Χαρακτηριστικά της διαδικασίας υδρόλυσης:

1) Η διαδικασία της υδρόλυσης είναι αναστρεπτός, δεν προχωρά στο τέλος, αλλά μόνο μέχρι τη στιγμή της ΙΣΟΡΡΟΠΙΑΣ?

2) Η διεργασία της υδρόλυσης είναι η αντίστροφη της αντίδρασης ΟΥΔΕΥΤΕΡΩΣΗΣ, επομένως, η υδρόλυση είναι ενδόθερμοςδιαδικασία (προχωρά με απορρόφηση θερμότητας).

KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q

Ποιοι παράγοντες ενισχύουν την υδρόλυση;

1. Θέρμανση -με την αύξηση της θερμοκρασίας, η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ΕΝΔΟΘΕΡΜΙΚΗ αντίδραση - η υδρόλυση αυξάνεται.

2. Νέρωμα– δεδομένου ότι το νερό είναι η πρώτη ύλη στην αντίδραση υδρόλυσης, η αραίωση του διαλύματος ενισχύει την υδρόλυση.

Πώς να καταστείλει (αποδυναμώσει) τη διαδικασία της υδρόλυσης;

Συχνά είναι απαραίτητο να αποτραπεί η υδρόλυση. Για αυτό:

1. Η λύση γίνεται όσο το δυνατόν πιο συγκεντρωμένο (μειώστε την ποσότητα του νερού).

2. Για να αλλάξετε την ισορροπία προς τα αριστερά προσθέστε ένα από τα προϊόντα υδρόλυσης –οξύ, εάν γίνει υδρόλυση στο κατιόν ή αλκαλίο,εάν γίνει υδρόλυση στο ανιόν.

Παράδειγμα: πώς να καταστείλει την υδρόλυση του χλωριούχου αλουμινίου;

Χλωριούχο αργίλιοAlCl3 - είναι ένα άλας που σχηματίζεται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ - υδρολύεται σε κατιόν:

Ο Αλ+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+

Το περιβάλλον είναι όξινο. Επομένως, πρέπει να προστεθεί περισσότερο οξύ για την καταστολή της υδρόλυσης. Επιπλέον, το διάλυμα πρέπει να γίνεται όσο το δυνατόν πιο συμπυκνωμένο.

 

---

Ανάγνωση:
Σφάλματα, μυστικά και απατεώνες για το παιχνίδι Sparta: War of Empires Πώς να υπολογίσετε τη μεγέθυνση Συντελεστής φόρου ακίνητης περιουσίας σε 1s 8 Τι είναι το επίρρημα στα ρωσικά, σε ποιες ερωτήσεις απαντά; Μονομερείς προτάσεις Ορισμός γενικευμένων προσωπικών προτάσεων