Разделы сайта
Выбор редакции:
- Полупроводниковые диоды и транзисторы, области их применения
- Как правильно выбрать флюс
- Что такое квазары и каковы их функции во Вселенной?
- Английские слова, которые невозможно перевести
- Сокращения в английском языке: общепринятые и неформальные
- Условные предложения в английском языке
- Зинаида райх и сергей есенин Женщины, воспетые в веках
- Павильон в царском селе кваренги
- Великокняжеский дворец на английской набережной Усадьба Александровка
- Русская семёрка Издательство русская семерка
Реклама
| Водный раствор какой соли имеет нейтральную среду. ЦУ (ценные указания) |
Гидролиз солей
Гидролизом называется процесс разложения
веществ водой (само слово «гидролиз» об этом
говорит: греч. –
вода и –
разложение). Разные авторы, давая определение
этому явлению, выделяют, что при этом
образуется кислота или кислая соль, основание
или основная соль
(Н.Е.Кузьменко); при
взаимодействии ионов соли с водой образуется
слабый электролит
(А.Э.Антошин); в результате
взаимодействия ионов соли с водой смещается
равновесие электролитической диссоциации воды
(А.А.Макареня);
составные части растворенного вещества
соединяются с составными частями воды
(Н.Л.Глинка) и т.д. Г = n /N 100%, где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе. Например, если г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна: n = г N /100 = 0,1 1000/100 = 1. Степень гидролиза зависит от температуры,
концентрации раствора и природы растворенного
вещества. Так, если рассмотреть гидролиз cоли СН 3 СООNа,
то степень ее гидролиза для растворов различной
концентрации будет следующая: для 1М раствора –
0,003%, для 0,1М – 0,01%, для Составление уравнений реакций гидролиза солейГидролиз солей слабых многоосновных оснований
и/или кислот происходит ступенчато. Число
ступеней гидролиза равно наибольшему заряду
одного из ионов соли.
Однако гидролиз по второй ступени и особенно по
третьей идет очень слабо, поскольку Nа 2 СО 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O), Al 2 (SО 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O), Co(CH 3 COO) 2 Со 2+ 2 1 = 2 (H 2 O). Поэтому при составлении уравнения гидролиза пользуемся следующим алгоритмом (на примере гидролиза Al 2 (SО 4) 3):
Al 2 (SО 4) 3 + 6Н–ОН = 2Аl 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .
Al 2 (SO 4) 3 + 6Н + + 6OH – = 2Аl(ОН) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .
2Na + + + 2Н + + 2ОН – = 2Na + + Н + Н + + 2ОН – .
Кислотность или щелочность среды легко
определить по количеству оставшихся в растворе
ионов Н + или ОН – при условии, что
новые вещества образовались и существуют в
растворе в эквивалентных отношениях и другие
реактивы в ходе реакции не добавлялись. Среда
может быть кислая или слабокислая (если ионов Н +
мало), щелочная (если ионов ОН – много) или
слабощелочная, а также нейтральная, если
значения констант диссоциации слабой кислоты и
слабого основания близки и все оставшиеся в
растворе ионы Н + и ОН – после
гидролиза снова соединились с образованием Н 2 О.
Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с
большей силой идет гидролиз образованной им
соли, т.е. его основание или кислота cлабее, чем у
стоящих слева от него. Особенно сильно идет
гидролиз солей, образованных одновременно
слабыми основанием и кислотой. Но даже для них
степень гидролиза обычно не превышает 1%. Тем не
менее в некоторых случаях гидролиз таких солей
протекает особенно сильно и степень гидролиза
достигает почти 100%. Такие соли в водных растворах
не существуют, а хранятся только в сухом виде. В
таблице растворимости против них стоит прочерк.
Примерами таких солей могут служить ВаS, Аl 2 S 3 ,
Сr 2 (SO 3) 3 и другие (см. таблицу
растворимости в учебниках).
Соли, полностью разлагаемые водой, нельзя получить реакцией ионного обмена в водных растворах, т.к. вместо ионного обмена более активно протекает реакция гидролиза. Например: 2АlCl 3 + 3Na 2 S Аl 2 S 3 + 6NaCl (так могло бы быть), 2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (так есть фактически). Соли, подобные Al 2 S 3 , получают в безводных средах спеканием компонентов в эквивалентных количествах или другими способами:
Многие галогениды, как правило, активно
реагируют с водой, образуя гидрид одного
элемента и гидроксид другого. СlF + H–OH HClO + HF, PСl 3 + 3H–OH
P(OH) 3 + 3HCl Как правило, при такого рода реакциях, также
называемых гидролизом, более
электроотрицательный элемент соединяется с Н + ,
а менее электроотрицательный – с ОН – .
Легко заметить, что приведенные выше реакции
протекают в соответствии с этим правилом. Н + Н–ОН Н 2 СО 3 + ОH – , и диссоциация, хотя и незначительная: Н + H + . Таким образом, реакция раствора кислой соли
может быть как щелочной (если гидролиз аниона
преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в
обратном случае). Это определяется соотношением
константы гидролиза соли (К
гидр) и
константы диссоциации (К
дис)
соответствующей кислоты. В рассмотренном
примере К
гидр аниона больше К
дис
кислоты, поэтому раствор данной кислой соли
имеет щелочную реакцию (что и используют
страдающие изжогой от повышенной кислотности
желудочного сока, хотя делают это зря). При
обратном соотношении констант, например в случае
гидролиза NaHSO 3 , реакция раствора будет
кислой. Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН) 2 + НСl, или в ионном виде: СuОН + + Сl – + H + + ОH – Сu(ОН) 2 + Cl – + H + среда кислая. Гидролиз в широком смысле – это реакции
обменного разложения между различными
веществами и водой (Г.П.Хомченко). Такое
определение охватывает гидролиз всех соединений
– как неорганических (солей, гидридов,
галогенидов, халькогенов и др.), так и
органических (сложных эфиров, жиров, углеводов,
белков и др.).
(C 6 H 10 O 5)n + n H–OH n C 6 H 12 O 6 , 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. В результате гидролиза минералов –
алюмосиликатов – происходит разрушение горных
пород. Гидролиз некоторых солей – Na 2 CO 3 ,
Na 3 РО 4 – применяется для очистки воды
и уменьшения ее жесткости.
Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений. ЛИТЕРАТУРААнтошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998; |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Источник сока |
Источник сока |
||
Картофель |
Силикатный клей |
||
Капуста свежая |
Столовый уксус |
||
Капуста квашеная |
Раствор питьевой соды |
||
Апельсин |
|||
Свекла свежая |
|||
Свекла вареная |
Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).
pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).
pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).
Задание №4. Изучите растительные индикаторы.
Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?
- ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
- вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.
Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.
Результаты оформите в таблицу.
Растительный материал (природные индикаторы) |
Цвет раствора природного индикатора |
||
Кислотная среда |
Естественный цвет раствора (нейтральная среда) |
Щелочная среда |
|
Клюква (сок) |
фиолетовый |
||
Клубника (сок) |
оранжевый |
персиково – розовый |
|
Черника (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
|
Черная смородина (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
|
Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.
Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.
По окончании работы приведите в порядок рабочее место.
Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?
Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.
Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.
pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .
pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).
pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).
Оценка за работу_______________
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).
Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.
Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.
Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.
Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^{+}$ или $ОН^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Классификация солей
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.
Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$
$KCN=K^{+}+CN^{-}$
Образующиеся при этих процессах ионы $Н^{+}$ и $CN^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^{-}$.
Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):
$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.
$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);
б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:
Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.
${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.
$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$
$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$
Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.
Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^{-}$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.
${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$
Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН
б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.
В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные $М^{2+}$ (например, $Ni^{2+}, Cu^{2+}, Zn^{2+}…$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные $М^{3+}$ (например, $Fe^{3+}, Al^{3+}, Cr^{3+}…$).
Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $Ni(NO_3)_2$.
${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$
Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.
Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН
Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.
Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.
Катион слабого основания связывает ионы $ОН^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание ; анион слабой кислоты связывает ионы $Н^{+}$ из молекул воды, образуя слабую кислоту . Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.
Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:
1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$
2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$
В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.
В первом случае среда раствора нейтральная ($рН = 7$), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH
Как вы уже заметили, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. их гидролиз является необратимым процессом.
В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы $Н^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $ОН^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:
а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;
б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;
в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.
К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.
Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($KCl=K^{+}+Cl^{-}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($рН=7$), т.к. концентрации ионов $Н^{+}$ и $ОН^{-}$ в растворе равны, как в чистой воде.
Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.
Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
а) добавить воды (уменьшить концентрацию);
б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,
а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:
$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3{}↖{⇄}H_2$
Гидролиз солей
Условные обозначения:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
а) увеличить концентрацию растворенного вещества;
б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
в) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.
Значение гидролиза
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия $K_2CO_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $ОН^{-}$.
В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.
Гидролиз стеарата натрия $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:
$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,
т.е. раствор имеет слабощелочную среду.
В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рН среды.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:
$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$
$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$
Если в крови избыток ионов $Н^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.
Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).
Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Гидролиз солейМы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.
Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .
Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.
Типы солей
Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.
Кислоты:
Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.
Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.
Основания:
Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.
Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.
Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :
Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.
Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.
Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.
Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.
Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :
Гидролиз хлорида железа FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)
Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:
Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (молекулярное уравнение)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)
Пример совместного гидролиза:
- Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.
Например:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.
Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную.
Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется ГИДРОЛИЗОМ.
Катионы и анионы, образованные слабым основанием или слабой кислотой, взаимодействуют с водой, отрывая от нее Н или ОН.
Причина этого: образование БОЛЕЕ ПРОЧНОЙ связи, чем в самой воде.
По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой - НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ , в растворе только диссоциирует на ионы. Среда нейтральная. ПРИМЕР: Не гидролизуются соли – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т. п. В растворе эти соли только диссоциируют: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42 - | 2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ . Анион слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода , связывает их. В растворе образуется избыток ионов ОН - - среда щелочная. ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли - Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот. K 3 PO 4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион. PO 4 3- + НОН ⇄ НРО42-+ОН- K 3 PO 4 + Н2О ⇄ К2НРО4 + КОН (это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени) |
3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ . Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся избыток ионов H+ - среда кислая. ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO 4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди: Cu +2 + НОН ⇄ CuOH + + H + 2 CuSO 4 +2 H 2 O ⇄ (CuOH )2 SO 4 + H 2 SO 4 | 4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ. Если какие-либо из продуктов выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз необратимый , если оба продукта гидролиза остаются в растворе - гидролиз обратимый. ПРИМЕР: Гидролизуются соли – · Al2S3,Cr2S3(необратимо): Al2S3 + H2O à Al(OH)3 ¯ + H2S · NH4F, CH3COONH4(обратимо) NH4F + H 2 O ⇄ NH4OH + HF |
Взаимный гидролиз двух солей.
Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз – т. е. катион металла связывает ОН-группы, а анион кислоты – Н+
1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(все 2+, кроме Са, Sr, Ba)
Характеристика процесса гидролиза:
1) Процесс гидролиза является обратимым , протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ;
2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Какие факторы усиливают гидролиз?
1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается;
2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз.
Как подавить (ослабить) процесс гидролиза?
Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого:
1. Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды);
2. Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту , если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.
Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия ?
Хлорид алюминия AlCl 3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону:
Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H +
Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным.
| Читайте: |
|---|
Популярное:
Новое
- Как правильно выбрать флюс
- Что такое квазары и каковы их функции во Вселенной?
- Английские слова, которые невозможно перевести
- Сокращения в английском языке: общепринятые и неформальные
- Условные предложения в английском языке
- Зинаида райх и сергей есенин Женщины, воспетые в веках
- Павильон в царском селе кваренги
- Великокняжеский дворец на английской набережной Усадьба Александровка
- Русская семёрка Издательство русская семерка
- Баги, секреты и читы для игры Спарта: Война Империй
