Zadaci s komentarima i rješenjima
Prijašnjih godina ovladavanje ovim sadržajnim elementom provjeravalo se zadatcima višestrukog izbora (osnovna razina težine). Evo primjera takvih zadataka.
Primjer 39. Vodena otopina ima kiselu reakciju
1) kalcijev nitrat
2) stroncijev klorid
3) aluminijev klorid
4) cezijev sulfat
Prisjetimo se da srednje soli nastale djelovanjem slabe baze i jake kiseline (hidroliza kationom) imaju kiselu reakciju. Među predloženim odgovorima postoji i takva sol - to je aluminijev klorid. Prema tome, medij njegove otopine je kiseo:
Primjer 40. Vodene otopine željezovog(III) sulfata i
1) kalcijev nitrat
2) stroncijev klorid
3) bakrov klorid
4) cezijev sulfat
Vodena okolina željezovog(III) sulfata je kisela, kao što je slučaj sa svim solima koje čine slaba baza i jaka kiselina:
U mogućnostima odgovora postoji samo jedna slična sol - bakrov klorid. Posljedično, medij njegove otopine također je kiseo:
U ispitni rad U 2017. godini poznavanje ovog sadržajnog elementa provjerava se zadacima povećanog stupnja složenosti (zadaci s kratkim odgovorom). Evo primjera takvih zadataka.
Primjer 41. Poveži naziv soli s reakcijom njezine vodene otopine.
Medij vodene otopine soli određen je vrstom njezine hidrolize (ako je moguće). Razmotrimo stav prema hidrolizi svake od predloženih soli.
A) Kalijev nitrat KNO 3 je sol jake kiseline i jake baze. Soli ovog sastava ne podliježu hidrolizi. Medij vodene otopine ove soli je neutralan (A-2).
B) Aluminijev sulfat Al 2 (SO 4) 3 je sol nastala djelovanjem jake sumporne kiseline i slabe baze (aluminijev hidroksid). Posljedično, sol će biti podvrgnuta hidrolizi na kationu:
Kao rezultat nakupljanja H + iona, okolina otopine soli bit će kisela (B-1).
B) Kalijev sulfid K 2 S tvore jaka baza i vrlo slaba hidrosulfidna kiselina. Takve soli podliježu hidrolizi na anionu:
Kao rezultat nakupljanja OH iona, medij otopine soli bit će alkalni (B-3).
D) Natrijev ortofosfat Na 3 PO 4 tvore jaka baza i prilično slaba ortofosforna kiselina. Posljedično, sol će biti podvrgnuta hidrolizi na anionu:
Kao rezultat nakupljanja OH iona, medij otopine soli bit će alkalni (G-3).
Rezimirati. Prva otopina je neutralna, druga je kisela, posljednje dvije su alkalne.
Da bismo dobili točan odgovor, prvo ćemo utvrditi prirodu kiselina i baza koje tvore te soli.
A) BeSO 4 nastaje od slabe baze i jake sumporne kiseline, takve soli podliježu hidrolizi na kationu.
B) KNO 2 nastaje od jake baze i slabe dušikove kiseline;
B) Pb(NO 3) 2 nastaje od slabe baze i jake dušične kiseline, takve soli podliježu hidrolizi na kationu.
D) CuCl 2 nastaje pomoću slabe baze i jake klorovodične kiseline;
Da bismo dobili točan odgovor, utvrdimo prirodu kiselina i baza koje tvore predložene soli:
A) litijev sulfid Li 2 S - sol nastala od jake baze i slabe kiseline, podvrgava se hidrolizi na anionu;
B) kalijev klorat KClO 3 - sol koju stvaraju jaka baza i jaka kiselina i ne podliježe hidrolizi;
B) amonijev nitrit NH 4 NO 2 - sol nastala od slabe baze i slabe kiseline, hidroliza se događa i na kationu i na anionu;
D) natrijev propionat C 3 H 7 COONa - sol nastala od jake baze i slabe kiseline, hidroliza se odvija duž aniona.
| A | B | U | G |
Hidroliza
Vrste soli
Boja indikatora
Algoritam za sastavljanje jednadžbe reakcije hidrolize
PAŽNJA! Ne dolazi do disocijacije molekula vode. Jednadžba disocijacije vode zapisana je samo radi ispravnog sastavljanja jednadžbe hidrolize!!!
1. Analizirajte sastav soli:
NaOH (jaka baza)
H 2 CO 3 (slaba kiselina)
2. Odaberite ion koji je podvrgnut hidrolizi:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-HOH ↔ H++OH-
2Na + + CO 3 2- + HOH ↔ 2Na + + HCO 3 - + OH-
3. Iz dobivene jednadžbe sastavite molekularnu, koristeći one ione koji su sudjelovali u hidrolizi:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
medij otopine
soli – alkalne
4. Ovaj algoritam se ne odnosi na slučaj takozvane potpune hidrolize.
Vrste soli i priroda njihove hidrolize
Sol nastaje od jakog baznog kationa i jakog kiselinskog aniona.
Soli ove vrste ne podliježu hidrolizi, jer kada komuniciraju s vodom, ravnoteža H + i OH - iona nije poremećena. U otopinama takvih soli medij ostaje neutralan (pH = 7).
NaOH (jaka baza)
HNO 3 (jaka kiselina)
Sol koju čine kation jake baze i anion slabe kiseline.
Hidroliza ove vrste soli inače se naziva anionska hidroliza. Uzmimo kao primjer hidrolizu K 2 SO 3
KOH (jaka baza)
H 2 SO 3 (slaba kiselina)
K 2 SO 3 ↔ 2K + + SO 3 2-
HOH ↔ H++OH-
2K + + SO 3 2- + HOH ↔ 2K + + HSO 3 - + OH-
K 2 SO 3 + HOH ↔ KHSO 3 + KOH
medij otopine
soli – alkalne
Dakle, svaki H + ion neutralizira jednu jedinicu negativnog naboja iona kiselog ostatka CO 3 2-, a hidroksidni ion OH - oslobađa se iz molekule vode HOH. Ovi hidroksidni ioni OH -, kada su u suvišku, daju alkalnu reakciju (pH>7).
Stoga otopine soli koje čine jaka baza i slaba kiselina imaju alkalnu reakciju.
Ovaj slučaj hidrolize je reverzibilan.
IREVERZIBILNA HIDROLIZA ANORGANSKIH I ORGANSKIH TVARI
Ireverzibilna hidroliza dvoelementnih (binarnih) spojeva nemetala
Mnogi binarni spojevi nemetala "padaju" na vodenom testu i nepovratno se hidroliziraju u obliku dvije kiseline: one koja sadrži kisik (manje elektronegativni element u binarnom spoju) i bez kisika (elektronegativniji element).
SiCI4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HC1
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S
SOL FOSFORNE KISELINE
Topljiv srednje soli fosforna kiselina se podvrgava hidrolizi anionom kiseline i njihove otopine imaju jako alkalnu reakciju:
Na 3 PO 4 + HOH → Na 2 HPO 4 + NaOH
HOH + PO 4 3- → HPO 4 2- + OH -
Kisele soli fosforne kiseline (osobito dihidrogenfosfati) hidroliziraju se u znatno manjoj mjeri, a nastali proizvodi hidrolize: H 2 PO 4 – , H 3 PO 4 – mogu djelomično disocirati u H + ione; Stoga se u rješenjima hidrofosfati okruženje je blago alkalno, i u rješenjima dihidrogenfosfatičak blago kiselkast, jer prevladava proces disocijacije H 2 PO 4 – iona nad procesom njihove hidrolize.
Zadaci obuke:
ODGOVORI:
1 – 1324
2 – 2134
3 – 1441
4 – 3232
5 – 3134
6 – 3421
7 – 3322
8 – 3421
9 – 3332
10 – 4312
11 – 3332
12 – 2231
13 – 2131
14 – 4231
15 – 3322
16 – 3211
17 – 1313
18 – 3213
19 – 3142
20 – 3141
21 – 1213
22 – 4313
23 – 2121
24 – 1231
25 – 2122
26 – 2431
27 – 2421
28 – 3322
29 – 2222
30 – 2121
Hidroliza soli. srijeda vodene otopine: kiselo, neutralno, alkalno
Jedno od najvažnijih svojstava soli je hidroliza. Hidroliza zove se interakcija iona soli s vodom, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita.
Ovisno o jačini kiselina i baza, soli koje one tvore dijele se u četiri vrste:
1) soli formirane od jakog baznog kationa i jakog kiselinskog aniona;
2) soli koje čine kation jake baze i anion slabe kiseline;
3) soli formirane od kationa slabe baze i aniona jake kiseline;
4) soli formirane od kationa slabe baze i aniona slabe kiseline.
Vrste soli
Boja indikatora
Iako je hidroliza soli vrsta reakcije izmjene, tehnologija sastavljanja reakcijskih jednadžbi za ovaj proces ima svoje karakteristike. Glavna razlika je u tome što se u ovom slučaju prvo sastavlja jednadžba ionske reakcije, a zatim se na temelju nje piše molekularna jednadžba.
Proučavamo učinak univerzalnog indikatora na otopine pojedinih soli 
Kao što vidimo, okolina prve otopine je neutralna (pH = 7), druga je kisela (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kako možemo objasniti tako zanimljivu činjenicu? 🙂
Prvo se prisjetimo što je pH i o čemu ovisi.
pH je vodikov indeks, mjera koncentracije vodikovih iona u otopini (prema prvim slovima latinskih riječi potentia hydrogeni - jakost vodika).
pH se izračunava kao negativni decimalni logaritam koncentracije vodikovih iona izražen u molovima po litri:
U čistoj vodi pri 25 °C koncentracije vodikovih i hidroksidnih iona su iste i iznose 10 -7 mol/l (pH = 7).
Kada su koncentracije obje vrste iona u otopini jednake, otopina je neutralna. Kada > otopina je kisela, a kada > je alkalna.
Što uzrokuje narušavanje jednakosti koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona u nekim vodenim otopinama soli?
Činjenica je da postoji pomak u ravnoteži disocijacije vode zbog vezanja jednog od njezinih iona ( ili ) s ionima soli uz stvaranje slabo disociranog, teško topljivog ili hlapljivog produkta. Ovo je bit hidrolize.
- ovo je kemijska interakcija iona soli s ionima vode, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita - kiseline (ili kisele soli) ili baze (ili bazične soli).
Riječ "hidroliza" označava razgradnju vodom ("hidro" - voda, "liza" - razgradnja).
Ovisno o tome koji ion soli stupa u interakciju s vodom, razlikuju se tri vrste hidrolize:
- hidroliza kationom (samo kation reagira s vodom);
- hidroliza anionom (samo anion reagira s vodom);
- spojna hidroliza - hidroliza na kationu i na anionu (i kation i anion reagiraju s vodom).
Svaka se sol može smatrati proizvodom koji nastaje interakcijom baze i kiseline:
Hidroliza soli je interakcija njezinih iona s vodom, što dovodi do pojave kiselog ili alkalnog okoliša, ali nije praćeno stvaranjem taloga ili plina.
Proces hidrolize odvija se samo uz sudjelovanje topljiv soli i sastoji se od dvije faze:
1)disocijacija soli u otopini - nepovratan reakcija (stupanj disocijacije, ili 100%);
2) zapravo , tj. interakcija iona soli s vodom, - reverzibilan reakcija (stupanj hidrolize ˂ 1, ili 100%)
Jednadžbe 1. i 2. stupnja - prva od njih je ireverzibilna, druga je reverzibilna - ne možete ih zbrajati!
Imajte na umu da soli nastale kationima lužine i anioni snažna kiseline ne podliježu hidrolizi; disociraju samo kada se otope u vodi. U otopinama soli KCl, NaNO 3, NaSO 4 i BaI, medij neutralan.
Hidroliza anionom
U slučaju interakcije anioni otopljene soli s vodom proces se zove hidroliza soli na anionu.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disocijacija)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidroliza)
Disocijacija soli KNO 2 događa se u potpunosti, hidroliza aniona NO 2 događa se u vrlo maloj mjeri (za 0,1 M otopinu - za 0,0014%), ali to je dovoljno da otopina postane alkalni(među produktima hidrolize nalazi se OH – ion), sadrži str H = 8,14.
Anioni se podvrgavaju samo hidrolizi slab kiseline (u ovom primjeru, nitritni ion NO 2, koji odgovara slaboj dušikastoj kiselini HNO 2). Anion slabe kiseline privlači vodikov kation prisutan u vodi i tvori molekulu te kiseline, dok hidroksidni ion ostaje slobodan:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Primjeri:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Napominjemo da u primjerima (c-e) ne možete povećati broj molekula vode i umjesto hidroaniona (HCO 3, HPO 4, HS) napisati formule odgovarajućih kiselina (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidroliza je reverzibilna reakcija i ne može se odvijati “do kraja” (do stvaranja kiseline).
Ako bi tako nestabilna kiselina kao što je H 2 CO 3 nastala u otopini njene soli NaCO 3, tada bi se uočilo oslobađanje plina CO 2 iz otopine (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Međutim, kada se soda otopi u vodi, nastaje prozirna otopina bez razvijanja plina, što je dokaz nepotpunosti hidrolize aniona s pojavom u otopini samo hidraniona ugljične kiseline HCO 3 -.
Stupanj hidrolize soli anionom ovisi o stupnju disocijacije produkta hidrolize - kiseline. Što je kiselina slabija, to je veći stupanj hidrolize. Na primjer, CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- ioni su hidrolizirani u većoj mjeri od NO 2 iona, budući da je disocijacija H 2 CO 3 i H 2 S u 2. fazi, a H 3 PO 4 u 3. fazi odvija se znatno manje od disocijacije kiseline HNO 2. Stoga će biti otopine, na primjer, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS visoko alkalno(što je lako vidjeti po tome koliko je soda sapunasta na dodir) .
Višak OH iona u otopini lako se detektira indikatorom ili mjeri posebnim uređajima (pH metri).
Ako je u koncentriranoj otopini soli koja je jako hidrolizirana anionom,
na primjer, Na 2 CO 3, dodajte aluminij, tada će potonji (zbog amfoternosti) reagirati s alkalijom i promatrat će se oslobađanje vodika. To je dodatni dokaz hidrolize, jer otopini sode nismo dodali NaOH lužinu!
Obratite posebnu pozornost na soli kiselina srednje jakosti - ortofosforne i sumporne. U prvom koraku te kiseline prilično dobro disociraju, pa njihove kisele soli ne podliježu hidrolizi, a okolina otopine takvih soli je kisela (zbog prisutnosti vodikovog kationa u soli). I srednje soli hidroliziraju na anionu – medij je alkalan. Dakle, hidrosulfiti, hidrogenfosfati i dihidrogenfosfati ne hidroliziraju na anionu, medij je kisel. Sulfiti i fosfati hidrolizirani su anionom, medij je alkalan.
Hidroliza kationom
Kada otopljeni kation soli stupa u interakciju s vodom, proces se naziva
hidroliza soli na kationu
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (disocijacija)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidroliza)
Disocijacija soli Ni (NO 3) 2 događa se u potpunosti, hidroliza kationa Ni 2+ događa se u vrlo maloj mjeri (za 0,1 M otopinu - 0,001%), ali to je dovoljno da medij postane kisel. (H + ion je prisutan među produktima hidrolize).
Samo kationi slabo topljivih bazičnih i amfoternih hidroksida te amonijev kation podliježu hidrolizi NH4+. Metalni kation odvaja hidroksidni ion od molekule vode i oslobađa vodikov kation H+.
Kao rezultat hidrolize, amonijev kation stvara slabu bazu - amonijak hidrat i vodikov kation:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Imajte na umu da ne možete povećati broj molekula vode i pisati formule hidroksida (na primjer, Ni(OH) 2) umjesto hidroksokacija (na primjer, NiOH +). Ako bi nastali hidroksidi, tada bi iz otopina soli nastala taloženja, što se ne opaža (te soli stvaraju prozirne otopine).
Višak kationa vodika može se lako otkriti indikatorom ili izmjeriti posebnim uređajima. Magnezij ili cink dodaju se u koncentriranu otopinu soli koja je snažno hidrolizirana kationom, a potonji reagiraju s kiselinom i oslobađaju vodik.
Ako je sol netopljiva, tada nema hidrolize, jer ioni ne stupaju u interakciju s vodom.
Hidroliza soli. Okruženje vodene otopine: kiselo, neutralno, alkalno
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, u vodenoj otopini čestice otopljene tvari međusobno djeluju s molekulama vode. Takva interakcija može dovesti do reakcije hidrolize (od grč. hidro- voda, liza- raspadanje, raspadanje).
Hidroliza je reakcija metaboličke razgradnje tvari s vodom.
Podložni su hidrolizi razne tvari: anorganske - soli, karbidi i hidridi metala, halogenidi nemetala; organski - haloalkani, esteri te masti, ugljikohidrati, proteini, polinukleotidi.
Vodene otopine soli imaju različite pH vrijednosti i različite vrste medija - kisele ($pH 7$), neutralne ($pH = 7$). To se objašnjava činjenicom da soli u vodenim otopinama mogu biti podvrgnute hidrolizi.
Bit hidrolize svodi se na izmjensku kemijsku interakciju kationa ili aniona soli s molekulama vode. Kao rezultat ove interakcije nastaje blago disocirajući spoj (slabi elektrolit). A u vodenoj otopini soli pojavljuje se višak slobodnih iona $H^(+)$ ili $OH^(-)$, pa otopina soli postaje kisela, odnosno alkalna.
Klasifikacija soli
Svaka se sol može smatrati proizvodom reakcije baze s kiselinom. Na primjer, sol $KClO$ sastoji se od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HClO$.
Ovisno o jačini baze i kiseline, razlikuju se četiri vrste soli.
Razmotrimo ponašanje soli različite vrste u otopini.
1. Soli formirane od jake baze i slabe kiseline.
Na primjer, sol kalij cijanid $KCN$ formirana je od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HCN$:
$(KOH)↙(\text"jaka monokiselina baza") ←KCN→(HCN)↙(\text"slaba monokiselina")$
1) lagana reverzibilna disocijacija molekula vode (vrlo slab amfoteran elektrolit), koja se može pojednostaviti jednadžbom
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Ioni $N^(+)$ i $CN^(-)$ nastali tijekom ovih procesa međusobno djeluju, vezujući se u molekule slabog elektrolita - cijanovodične kiseline $HCN$, dok hidroksid - $ON^(-) $ ion ostaje u otopini, određujući time njegovo alkalno okruženje. Hidroliza se događa na anionu $CN^(-)$.
Zapišimo kompletnu ionsku jednadžbu procesa koji je u tijeku (hidroliza):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Ovaj proces je reverzibilan i kemijska ravnoteža pomaknut ulijevo (prema formaciji početni materijali), jer voda je mnogo slabiji elektrolit od cijanovodične kiseline $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Jednadžba pokazuje da:
a) u otopini ima slobodnih hidroksidnih iona $OH^(-)$, a njihova koncentracija je veća nego u čistoj vodi, stoga otopina soli $KCN$ ima alkalna sredina($pH > 7$);
b) $CN^(-)$ ioni sudjeluju u reakciji s vodom, u ovom slučaju to kažu hidroliza aniona. Drugi primjeri aniona koji reagiraju s vodom:
Razmotrimo hidrolizu natrijeva karbonata $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"jaka jednokisela baza") ←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"slaba dvobazna kiselina")$
Hidroliza soli događa se na anionu $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Proizvodi hidrolize - kisela sol$NaHCO_3$ i natrijev hidroksid $NaOH$.
Medij vodene otopine natrijeva karbonata je alkalan ($pH > 7$), jer se u otopini povećava koncentracija $OH^(-)$ iona. Kisela sol $NaHCO_3$ također može biti podvrgnuta hidrolizi, koja se događa u vrlo maloj mjeri i može se zanemariti.
Da sažmemo ono što ste naučili o anionskoj hidrolizi:
a) prema anionu, soli se u pravilu hidroliziraju reverzibilno;
b) kemijska je ravnoteža u takvim reakcijama jako pomaknuta ulijevo;
c) reakcija medija u otopinama sličnih soli je alkalna ($pH > 7$);
d) hidrolizom soli koje stvaraju slabe polibazične kiseline nastaju kisele soli.
2. Soli formirane od jake kiseline i slabe baze.
Razmotrimo hidrolizu amonijevog klorida $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"slaba monokiselina baza") ←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"jaka monokiselina")$
U vodenoj otopini soli odvijaju se dva procesa:
1) lagana reverzibilna disocijacija molekula vode (vrlo slab amfoteran elektrolit), koja se može pojednostaviti jednadžbom:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) potpuna disocijacija soli (jaki elektrolit):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Nastali ioni $OH^(-)$ i $NH_4^(+)$ međusobno djeluju kako bi proizveli $NH_3·H_2O$ (slabi elektrolit), dok ioni $H^(+)$ ostaju u otopini, uzrokujući njegovu najkiseliju sredinu.
Potpuna ionska jednadžba za hidrolizu je:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Proces je reverzibilan, kemijska ravnoteža je pomaknuta prema stvaranju polaznih tvari, jer voda $N_2O$ je mnogo slabiji elektrolit od amonijak hidrata $NH_3·H_2O$.
Skraćena ionska jednadžba za hidrolizu:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Jednadžba pokazuje da:
a) u otopini ima slobodnih vodikovih iona $H^(+)$, a njihova koncentracija je veća nego u čistoj vodi, stoga otopina soli ima kisela sredina($pH
b) amonijevi kationi $NH_4^(+)$ sudjeluju u reakciji s vodom; u ovom slučaju kažu da dolazi hidroliza kationom.
U reakciji s vodom mogu sudjelovati i višestruko nabijeni kationi: dvostruko nabijen$M^(2+)$ (na primjer, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), osim kationa zemnoalkalijski metali, tri punjača$M^(3+)$ (na primjer, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Razmotrimo hidrolizu nikal nitrata $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"slaba dikiselinska baza") ←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"jaka jednobazna kiselina")$
Hidroliza soli događa se na kationu $Ni^(2+)$.
Potpuna ionska jednadžba za hidrolizu je:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Skraćena ionska jednadžba za hidrolizu:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Proizvodi hidrolize - bazična sol$NiOHNO_3$ i Dušična kiselina$HNO_3$.
Sredstvo vodene otopine nikal nitrata je kiselo ($rN
Hidroliza soli $NiOHNO_3$ događa se u znatno manjoj mjeri i može se zanemariti.
Da sažmemo ono što ste naučili o kationskoj hidrolizi:
a) prema kationu, soli se u pravilu hidroliziraju reverzibilno;
b) kemijska ravnoteža reakcija jako je pomaknuta ulijevo;
c) reakcija medija u otopinama takvih soli je kisela ($pH
d) hidrolizom soli nastalih od slabih polikiselinskih baza nastaju bazične soli.
3. Soli formirane od slabe baze i slabe kiseline.
Očito vam je već jasno da takve soli podliježu hidrolizi i kationa i aniona.
Slabi bazni kation veže $OH^(-)$ ione iz molekula vode, stvarajući slab temelj; anion slabe kiseline veže ione $H^(+)$ iz molekula vode, tvoreći slaba kiselina. Reakcija otopina ovih soli može biti neutralna, slabo kisela ili blago alkalna. To ovisi o konstantama disocijacije dvaju slabih elektrolita - kiseline i baze, koji nastaju kao rezultat hidrolize.
Na primjer, razmotrite hidrolizu dviju soli: amonijevog acetata $NH_4(CH_3COO)$ i amonijevog formata $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"slaba monobazična baza") ←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"jaka monobazna kiselina");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"slaba monobazična baza") ←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"slaba monobazična kiselina").$
U vodenim otopinama ovih soli, kationi slabe baze $NH_4^(+)$ međusobno djeluju s hidroksi ionima $OH^(-)$ (podsjetimo se da voda disocira $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), a anioni slabih kiselina $CH_3COO^(-)$ i $HCOO^(-)$ u interakciji s kationima $N^(+)$ stvaraju molekule slabih kiselina - octene $CH_3COOH$ i mravlje $HCOOH$.
Napišimo ionske jednadžbe hidrolize:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
U tim slučajevima hidroliza je također reverzibilna, ali je ravnoteža pomaknuta prema stvaranju produkata hidrolize - dva slaba elektrolita.
U prvom slučaju medij otopine je neutralan ($pH = 7$), jer $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. U drugom slučaju, medij otopine je slabo kisel ($pH
Kao što ste već primijetili, hidroliza većine soli je reverzibilan proces. U stanju kemijske ravnoteže hidrolizira se samo dio soli. Međutim, neke soli se potpuno razgrađuju vodom, tj. njihova je hidroliza ireverzibilan proces.
U tablici "Topivost kiselina, baza i soli u vodi" naći ćete napomenu: "raspadaju se u vodenom okruženju" - to znači da takve soli prolaze nepovratnu hidrolizu. Na primjer, aluminijev sulfid $Al_2S_3$ u vodi podliježe nepovratnoj hidrolizi, budući da su ioni $H^(+)$ koji se pojavljuju tijekom hidrolize kationa vezani ionima $OH^(-)$ nastalim tijekom hidrolize aniona. To pojačava hidrolizu i dovodi do stvaranja netopljivog aluminijevog hidroksida i plina sumporovodika:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Stoga se aluminijev sulfid $Al_2S_3$ ne može dobiti reakcijom izmjene između vodenih otopina dviju soli, na primjer, aluminijeva klorida $AlCl_3$ i natrijeva sulfida $Na_2S$.
Mogući su i drugi slučajevi ireverzibilne hidrolize, koje nije teško predvidjeti, jer da bi proces bio ireverzibilan, potrebno je da barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcijsku sferu.
Da sažmemo ono što ste naučili o kationskoj i anionskoj hidrolizi:
a) ako se soli hidroliziraju i na kationu i na anionu reverzibilno, tada je kemijska ravnoteža u reakcijama hidrolize pomaknuta udesno;
b) reakcija medija je ili neutralna, ili slabo kisela, ili slabo alkalna, što ovisi o omjeru konstanti disocijacije nastale baze i kiseline;
c) soli mogu ireverzibilno hidrolizirati i kation i anion ako barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcijsku sferu.
4. Soli nastale od jake baze i jake kiseline ne podliježu hidrolizi.
Očito ste sami došli do ovog zaključka.
Promotrimo ponašanje kalijevog klorida $KCl$ u otopini.
$(KOH)↙(\text"jaka monokiselina baza") ←KCl→(HCl)↙(\text"jaka monokiselina").$
Sol u vodenoj otopini disocira na ione ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ali u interakciji s vodom ne može nastati slabi elektrolit. Medij otopine je neutralan ($pH=7$), jer koncentracije $H^(+)$ i $OH^(-)$ iona u otopini su jednake, kao u čistoj vodi.
Drugi primjeri takvih soli uključuju halogenide alkalnih metala, nitrate, perklorate, sulfate, kromate i dikromate, halogenide zemnoalkalijskih metala (osim fluorida), nitrate i perklorate.
Također treba napomenuti da se reakcija reverzibilne hidrolize u potpunosti pokorava Le Chatelierovom principu. Zato može se pojačati hidroliza soli(i čak ga učiniti nepovratnim) na sljedeće načine:
a) dodati vodu (smanjiti koncentraciju);
b) zagrijati otopinu, čime se povećava endotermna disocijacija vode:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
što znači da se povećava količina $H^(+)$ i $OH^(-)$, koji su potrebni za hidrolizu soli;
c) vezati jedan od produkata hidrolize u teško topljiv spoj ili odvesti jedan od produkata u plinovitu fazu; na primjer, hidroliza amonijevog cijanida $NH_4CN$ bit će značajno pojačana zbog razgradnje amonijak hidrata u obliku amonijaka $NH_3$ i vode $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hidroliza soli
Legenda:
Hidroliza se može suzbiti (značajno smanjujući količinu soli koja se hidrolizira) na sljedeći način:
a) povećati koncentraciju otopljene tvari;
b) ohladiti otopinu (kako bi se smanjila hidroliza, otopine soli treba čuvati koncentrirane i na niskim temperaturama);
c) u otopinu uvesti jedan od produkata hidrolize; na primjer, zakiseliti otopinu ako je njezino okruženje kao rezultat hidrolize kiselo, ili zalužiti ako je alkalno.
Značenje hidrolize
Hidroliza soli ima i praktičan i biološki značaj. Još u antičko doba pepeo se koristio kao deterdžent. Pepeo sadrži kalijev karbonat $K_2CO_3$, koji se hidrolizira u anion u vodi; vodena otopina postaje sapunasta zbog iona $OH^(-)$ koji nastaju tijekom hidrolize.
Trenutno u svakodnevnom životu koristimo sapun, prašak za pranje i druge deterdžente. Glavni sastojak sapuna su natrijeve i kalijeve soli viših masnih kiselina. karboksilne kiseline: stearati, palmitati, koji su hidrolizirani.
Hidroliza natrijeva stearata $C_(17)H_(35)COONa$ izražava se sljedećom ionskom jednadžbom:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
oni. otopina ima blago alkalno okruženje.
U sastav praškova za pranje i drugih deterdženata posebno se dodaju soli anorganskih kiselina (fosfati, karbonati) koje pojačavaju učinak čišćenja povećanjem pH okoline.
Soli koje stvaraju potrebno alkalno okruženje otopine nalaze se u fotografskom razvijaču. To su natrijev karbonat $Na_2CO_3$, kalijev karbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ i druge soli koje hidroliziraju na anionu.
Ako je kiselost tla nedovoljna, biljke razvijaju bolest koja se zove kloroza. Simptomi su žutilo ili izbjeljivanje lišća, usporen rast i razvoj. Ako je $pH_(tlo) > 7,5$, tada mu se dodaje amonijevo sulfatno gnojivo $(NH_4)_2SO_4$, koje pomaže povećati kiselost zbog hidrolize kationa koji se javlja u tlu:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Biološka uloga hidrolize određenih soli od kojih se sastoji naš organizam je neprocjenjiva. Na primjer, krv sadrži soli natrijevog bikarbonata i natrijevog hidrogenfosfata. Njihova je uloga održavati određenu reakciju okoline. To se događa zbog pomaka u ravnoteži procesa hidrolize:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Ako u krvi postoji višak $H^(+)$ iona, oni se vežu na $OH^(-)$ hidroksidne ione, te se ravnoteža pomiče udesno. S viškom $OH^(-)$ hidroksidnih iona ravnoteža se pomiče ulijevo. Zbog toga kiselost krvi zdrave osobe lagano varira.
Drugi primjer: ljudska slina sadrži ione $HPO_4^(2-)$. Zahvaljujući njima održava se određena sredina u usnoj šupljini ($pH=7-7,5$).
Tijekom lekcije proučavat ćemo temu „Hidroliza. Okolina vodene otopine. Indikator vodika". Naučit ćete o hidrolizi – reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijska tvar. Dodatno će se uvesti definicija vodikovog indeksa - tzv. pH.
Tema: Otopine i njihova koncentracija, disperzirani sustavi, elektrolitička disocijacija
Lekcija: Hidroliza. Okolina vodene otopine. pH vrijednost
hidroliza - ovo je reakcija izmjene tvari s vodom, što dovodi do njezine razgradnje. Pokušajmo razumjeti razlog ovog fenomena.
Elektroliti se dijele na jake elektrolite i slabe elektrolite. Pogledajte tablicu. 1.
Stol 1
Voda je slab elektrolit i stoga samo u maloj mjeri disocira na ione H 2 O ↔ H + + OH -
Ione tvari koji ulaze u otopinu hidratiziraju molekule vode. Ali može se dogoditi i drugi proces. Na primjer, anioni soli, koji nastaju tijekom njezine disocijacije, mogu djelovati s kationima vodika, koji, iako u maloj mjeri, ipak nastaju tijekom disocijacije vode. U tom slučaju može doći do pomaka u ravnoteži disocijacije vode. Označimo kiselinski anion X - .
Pretpostavimo da je kiselina jaka. Tada se, po definiciji, gotovo potpuno raspada na ione. Ako slaba kiselina, tada nepotpuno disocira. Nastat će dodavanjem aniona soli i iona vodika koji nastaju disocijacijom vode na vodu. Zbog njegovog stvaranja vodikovi ioni će se vezati u otopinu, a njihova koncentracija će se smanjiti. N + + H - ↔ NH
No, prema Le Chatelierovom pravilu, kako koncentracija vodikovih iona opada, ravnoteža u prvoj reakciji pomiče se prema njihovom nastanku, tj. udesno. Vodikovi ioni će se vezati s vodikovim ionima vode, ali hidroksidni ioni neće, i bit će ih više nego što ih je bilo u vodi prije dodavanja soli. Sredstva, otopina će biti alkalna. Indikator fenolftalein postat će grimiznocrven. Pogledajte sl. 1.
Riža. 1
Slično, možemo razmotriti interakciju kationa s vodom. Bez ponavljanja cijelog lanca rezoniranja, rezimiramo to ako je baza slaba, tada će se ioni vodika akumulirati u otopini, i sredina će biti kisela.
Kationi i anioni soli mogu se podijeliti u dvije vrste. Riža. 2.
Riža. 2. Podjela kationa i aniona prema jakosti elektrolita
Budući da su i kationi i anioni, prema ovoj klasifikaciji, dvije vrste, postoje ukupno 4 različite kombinacije u stvaranju njihovih soli. Razmotrimo kako se svaka od klasa ovih soli odnosi na hidrolizu. Stol 2.
|
Koja se jačina kiseline i baze koristi za stvaranje soli? |
Primjeri soli |
Odnos prema hidrolizi |
srijeda |
Bojanje lakmusom |
|
Sol jake baze i jake kiseline |
NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4 |
Ne podliježu hidrolizi. |
neutralan |
ljubičica |
|
Sol slabe baze i jake kiseline |
ZnSO 4, AlCl 3, Fe(NO 3) 3 |
Hidroliza kationom. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Sol jake baze i slabe kiseline |
Na 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 2 SO 3 |
Hidroliza anionom CO 3 2 + HOH |
alkalni |
|
|
Sol slabe baze i slabe kiseline |
FeS, Al(NO 2) 3, CuS |
Hidroliza aniona i kationa. |
Okolina otopine ovisi o tome koji će od nastalih spojeva biti slabiji elektrolit. |
ovisi o jačem elektrolitu. |
HCO3+OHStol 2.
Hidroliza se može pojačati razrjeđivanjem otopine ili zagrijavanjem sustava.
Soli koje prolaze nepovratnu hidrolizu
Reakcije ionske izmjene dovršavaju se stvaranjem taloga, oslobađanjem plina ili slabo disocirane tvari.
2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6N 2 OKO→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Ako uzmemo sol slabe baze i slabe kiseline, a kation i anion su višestruko nabijeni, tada će pri hidrolizi takvih soli nastati i netopljivi hidroksid odgovarajućeg metala i plinoviti produkt. U tom slučaju hidroliza može postati nepovratna. Na primjer, u reakciji (1) ne stvara se talog aluminijevog sulfida.
Sljedeće soli potpadaju pod ovo pravilo: Al 2 S 3, Cr 2 S 3, Al 2 (CO 3) 3, Cr 2 (CO 3) 3, Fe 2 (CO 3) 3, CuCO 3. Ove soli u vodenoj sredini podvrgnuti nepovratnoj hidrolizi. Ne mogu se dobiti u vodenoj otopini.
U organska kemija hidroliza ima vrlo veliki značaj.
Hidroliza mijenja koncentraciju vodikovih iona u otopini, a mnoge reakcije uključuju kiseline ili baze. Dakle, ako znamo koncentraciju vodikovih iona u otopini, lakše ćemo pratiti i kontrolirati proces. Za kvantitativne karakteristike sadržaj iona u otopini koristi se za određivanje pH otopine. Jednak je negativnom logaritmu koncentracije vodikovih iona.
strN = -lg [ H + ]
Koncentracija vodikovih iona u vodi je 10 -7 stupnjeva, odnosno pH = 7 za apsolutno čistu vodu na sobnoj temperaturi.
Ako otopini dodate kiselinu ili dodate sol slabe baze i jake kiseline, koncentracija vodikovih iona postat će veća od 10 -7, a pH< 7.
Ako dodate lužine ili soli jake baze i slabe kiseline, koncentracija vodikovih iona postat će manja od 10 -7 i pH>7. Pogledajte sl. 3. Poznavanje kvantitativnog pokazatelja kiselosti potrebno je u mnogim slučajevima. Na primjer, pH vrijednost želučanog soka je 1,7. Povećanje ili smanjenje ove vrijednosti dovodi do poremećaja ljudskih probavnih funkcija. U poljoprivreda prati se kiselost tla. Na primjer, za vrtlarstvo je najbolje tlo s pH = 5-6. Ako postoji odstupanje od ovih vrijednosti, u tlo se dodaju aditivi za zakiseljavanje ili alkaliziranje.
Riža. 3
Sažimanje lekcije
Tijekom lekcije proučavali smo temu „Hidroliza. Okolina vodene otopine. Indikator vodika". Naučili ste o hidrolizi – reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijske tvari. Osim toga, uvedena je definicija za vodikov indikator - tzv. pH.
Bibliografija
1. Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opća kemija. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina/ G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Popel P.P. Kemija: 8. razred: udžbenik za općeobraz obrazovne ustanove/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.
3. Gabrielyan O.S. Kemija. 11. razred. Osnovna razina. 2. izd. izbrisano. - M.: Bustard, 2007. - 220 str.
Domaća zadaća
1. Broj 6-8 (str. 68) Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opće kemije. 11. razred: udžbenik za općeobrazovne ustanove: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Zašto je pH kišnice uvijek manji od 7?
3. Što uzrokuje grimiznu boju otopine natrijeva karbonata?
