Sarcini cu comentarii și soluții
În anii precedenți, stăpânirea acestui element de conținut a fost testată cu sarcini cu variante multiple (nivel de dificultate de bază). Iată exemple de astfel de sarcini.
Exemplul 39. O soluție apoasă are o reacție acidă
1) azotat de calciu
2) clorură de stronțiu
3) clorură de aluminiu
4) sulfat de cesiu
Să ne amintim că sărurile medii formate dintr-o bază slabă și un acid tare (hidroliza prin cation) au o reacție acidă. Printre răspunsurile propuse există o astfel de sare - este clorură de aluminiu. În consecință, mediul soluției sale este acid:
Exemplul 40. Soluții apoase de sulfat de fier (III) și
1) azotat de calciu
2) clorură de stronțiu
3) clorura de cupru
4) sulfat de cesiu
Mediul apos al sulfatului de fier (III) este acid, așa cum este cazul tuturor sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic:
În opțiunile de răspuns există o singură sare similară - clorură de cupru. În consecință, mediul soluției sale este, de asemenea, acid:
ÎN lucrare de examenÎn 2017, cunoașterea acestui element de conținut va fi testată cu sarcini de un nivel crescut de complexitate (sarcini cu răspuns scurt). Iată exemple de astfel de sarcini.
Exemplul 41. Potriviți numele sării cu reacția soluției sale apoase.
Mediul unei soluții apoase de sare este determinat de tipul hidrolizei acesteia (dacă este posibil). Să luăm în considerare atitudinea față de hidroliză a fiecăreia dintre sărurile propuse.
A) Azotatul de potasiu KNO 3 este o sare a unui acid puternic și a unei baze puternice. Sărurile din această compoziție nu suferă hidroliză. Mediul soluției apoase a acestei săruri este neutru (A-2).
B) Sulfatul de aluminiu Al 2 (SO 4) 3 este o sare formată din acid sulfuric puternic și o bază slabă (hidroxid de aluminiu). În consecință, sarea va suferi hidroliză la nivelul cationului:
Ca urmare a acumulării ionilor de H +, mediul soluției de sare va fi acid (B-1).
B) Sulfura de potasiu K 2 S este formată dintr-o bază tare și un acid hidrosulfuric foarte slab. Astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la nivelul anionului:
Ca urmare a acumulării ionilor OH, mediul soluției de sare va fi alcalin (B-3).
D) Ortofosfatul de sodiu Na 3 PO 4 este format dintr-o bază tare și un acid ortofosforic destul de slab. În consecință, sarea va suferi hidroliză la anion:
Ca urmare a acumulării ionilor OH, mediul soluției de sare va fi alcalin (G-3).
Să rezumam. Prima soluție este neutră, a doua este acidă, ultimele două sunt alcaline.
Pentru a obține răspunsul corect, stabilim mai întâi natura acizilor și bazelor care formează aceste săruri.
A) BeSO4 este format dintr-o bază slabă și acid sulfuric puternic, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.
B) KNO2 este format dintr-o bază puternică și un acid azot slab, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la nivelul anionului.
B) Pb(NO3)2 este format dintr-o bază slabă și acid azotic puternic, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.
D) CuCl2 este format dintr-o bază slabă și un acid clorhidric puternic, astfel de săruri sunt supuse hidrolizei la cation.
Pentru a obține răspunsul corect, să stabilim natura acizilor și bazelor care formează sărurile propuse:
A) sulfura de litiu Li 2 S - sare formata dintr-o baza tare si un acid slab, se hidroliza la anion;
B) clorat de potasiu KClO 3 - sare formata dintr-o baza tare si un acid tare si nu sufera hidroliza;
B) azotit de amoniu NH 4 NO 2 - sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab, hidroliza are loc atât la cation, cât și la anion;
D) propionat de sodiu C 3 H 7 COONa - sare formată dintr-o bază tare și un acid slab, hidroliza are loc de-a lungul anionului.
| O | B | ÎN | G |
Hidroliză
Tipuri de săruri
Culoarea indicatorului
Algoritm pentru alcătuirea ecuației reacției de hidroliză
ATENŢIE! Nu are loc disocierea moleculelor de apă. Ecuația de disociere a apei se notează doar pentru a alcătui corect ecuația de hidroliză!!!
1. Analizați compoziția sării:
NaOH (bază puternică)
H2CO3 (acid slab)
2. Selectați ionul supus hidrolizei:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-HOH ↔ H++OH-
2Na + + CO 3 2- + HOH ↔ 2Na + + HCO 3 - + OH-
3. Din ecuația rezultată, alcătuiți una moleculară, folosind acei ioni care au luat parte la hidroliză:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
mediu soluție
săruri – alcaline
4. Acest algoritm nu se aplică în cazul așa-numitei hidrolize complete.
Tipuri de săruri și natura hidrolizei lor
O sare este formată dintr-un cation de bază puternic și un anion acid puternic.
Sărurile de acest tip nu suferă hidroliză, deoarece atunci când interacționează cu apa, echilibrul ionilor H + și OH - nu este perturbat. În soluțiile de astfel de săruri, mediul rămâne neutru (pH = 7).
NaOH (bază puternică)
HNO 3 (acid puternic)
O sare formată dintr-un cation al unei baze puternice și un anion al unui acid slab.
Hidroliza acestui tip de sare este altfel numită hidroliză anionică. Să luăm ca exemplu hidroliza K 2 SO 3
KOH (bază puternică)
H2SO3 (acid slab)
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
mediu soluție
săruri – alcaline
Astfel, fiecare ion H + neutralizează o unitate de sarcină negativă a ionului rezidual acid CO 3 2-, iar ionul hidroxid OH - este eliberat din molecula de apă HOH. Acești ioni hidroxid OH -, atunci când sunt în exces, dau o reacție alcalină (pH>7).
Prin urmare, soluțiile de sare formate dintr-o bază tare și un acid slab au o reacție alcalină.
Acest caz de hidroliză este reversibil.
HIDROLIZA IREVERSIBILĂ A SUBSTANȚELOR ANORGANICE ȘI ORGANICE
Hidroliza ireversibilă a compușilor (binari) cu două elemente ai nemetalelor
Mulți compuși binari ai nemetalelor „eșuează” testul cu apă și sunt hidrolizați ireversibil pentru a forma, de regulă, doi acizi: care conțin oxigen (elementul mai puțin electronegativ din compusul binar) și fără oxigen (element mai electronegativ).
SiCl4 + 3H20 = H2Si03 + 4HCI
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S
SARE DE ACID FOSFORIC
Solubil săruri medii acidul fosforic este supus hidrolizei prin anion acizii și soluțiile lor au o reacție puternic alcalină:
Na3P04 + HOH → Na2HP04 + NaOH
HOH + PO 4 3- → HPO 4 2- + OH -
Sărurile acide ale acidului fosforic (în special fosfații dihidrogenați) sunt hidrolizate într-o măsură mult mai mică, produșii de hidroliză rezultați: H 2 PO 4 – , H 3 PO 4 – se pot disocia parțial pentru a forma ioni de H +. Prin urmare, în soluții hidrofosfați mediu este usor alcalin, și în soluții dihidrogen fosfați chiar usor acid, pentru că procesul de disociere a ionilor H 2 PO 4 – prevalează asupra procesului de hidroliză a acestora.
Sarcini de instruire:
RĂSPUNSURI:
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 sărurilor. miercuri solutii apoase: acid, neutru, alcalin
Una dintre cele mai importante proprietăți ale sărurilor este hidroliza. Hidroliză numită interacțiunea ionilor de sare cu apa, ducând la formarea unui electrolit slab.
În funcție de puterea acizilor și bazelor, sărurile pe care le formează sunt împărțite în patru tipuri:
1) săruri formate dintr-un cation de bază puternic și un anion acid puternic;
2) săruri formate dintr-un cation de bază puternic și un anion acid slab;
3) săruri formate dintr-un cation de bază slab și un anion acid puternic;
4) săruri formate dintr-un cation de bază slab și un anion acid slab.
Tipuri de săruri
Culoarea indicatorului
Deși hidroliza sărurilor este un tip de reacție de schimb, tehnologia de compilare a ecuațiilor de reacție pentru acest proces are propriile sale caracteristici. Principala diferență este că, în acest caz, ecuația reacției ionice este mai întâi compilată, iar apoi ecuația moleculară este scrisă pe baza acesteia.
Studiem efectul unui indicator universal asupra soluțiilor anumitor săruri 
După cum putem vedea, mediul primei soluții este neutru (pH = 7), al doilea este acid (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Cum putem explica un fapt atât de interesant? 🙂
În primul rând, să ne amintim ce este pH-ul și de ce depinde acesta.
pH-ul este un indice de hidrogen, o măsură a concentrației ionilor de hidrogen într-o soluție (conform primelor litere ale cuvintelor latinești potentia hydrogeni - puterea hidrogenului).
pH-ul este calculat ca logaritm zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen exprimat în moli pe litru:
În apa pură la 25 °C, concentrațiile ionilor de hidrogen și ale ionilor de hidroxid sunt aceleași și se ridică la 10 -7 mol/l (pH = 7).
Când concentrațiile ambelor tipuri de ioni într-o soluție sunt egale, soluția este neutră. Când > soluția este acidă, iar când > este alcalină.
Ce cauzează o încălcare a egalității concentrațiilor ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid în unele soluții apoase de săruri?
Faptul este că există o schimbare în echilibrul de disociere al apei datorită legării unuia dintre ionii săi (sau ) cu ionii de sare cu formarea unui produs ușor disociat, puțin solubil sau volatil. Aceasta este esența hidrolizei.
- aceasta este interacțiunea chimică a ionilor de sare cu ionii de apă, ducând la formarea unui electrolit slab - un acid (sau sare acidă) sau o bază (sau sare bazică).
Cuvântul „hidroliză” înseamnă descompunere prin apă („hidro” – apă, „liză” – descompunere).
În funcție de ionul de sare care interacționează cu apa, se disting trei tipuri de hidroliză:
- hidroliza prin cation (doar cationul reactioneaza cu apa);
- hidroliza prin anion (doar anionul reactioneaza cu apa);
- hidroliza articulara - hidroliza la cation si la anion (atat cationul cat si anionul reactioneaza cu apa).
Orice sare poate fi considerată un produs format prin interacțiunea unei baze și a unui acid:
Hidroliza unei sări este interacțiunea ionilor acesteia cu apa, ducând la apariția unui mediu acid sau alcalin, dar nu este însoțită de formarea de precipitat sau gaz.
Procesul de hidroliză are loc numai cu participare solubil săruri și constă din două etape:
1)disociere saruri in solutie - ireversibil reacție (grad de disociere, sau 100%);
2) de fapt , adică interacțiunea ionilor de sare cu apa, - reversibil reacție (grad de hidroliză ˂ 1, sau 100%)
Ecuațiile etapelor 1 și 2 - prima dintre ele este ireversibilă, a doua este reversibilă - nu le puteți adăuga!
Rețineți că sărurile formate din cationi alcaliiși anioni puternic acizii nu suferă hidroliză, se disociază doar atunci când sunt dizolvați în apă. În soluții de săruri KCl, NaNO3, NaSO4 și BaI, mediul neutru.
Hidroliza prin anion
În cazul interacțiunii anionii sare dizolvată cu apă procesul se numește hidroliza sării la anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disocierea)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidroliza)
Disocierea sării KNO 2 are loc complet, hidroliza anionului NO 2 are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,0014%), dar acest lucru este suficient pentru ca soluția să devină alcalin(printre produșii hidrolizei se numără un ion OH -), acesta conține p H = 8,14.
Anionii suferă numai hidroliză slab acizi (în acest exemplu, ionul nitrit NO 2 , corespunzător acidului azot slab HNO 2). Anionul unui acid slab atrage cationul de hidrogen prezent în apă și formează o moleculă a acestui acid, în timp ce ionul hidroxid rămâne liber:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Exemple:
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 —
Vă rugăm să rețineți că în exemplele (c-e) nu puteți crește numărul de molecule de apă și în loc de hidroanioni (HCO 3, HPO 4, HS) scrieți formulele acizilor corespunzători (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidroliza este o reacție reversibilă și nu poate continua „până la sfârșit” (până la formarea acidului).
Dacă s-ar forma un astfel de acid instabil precum H2CO3 într-o soluție de sare NaCO3, atunci s-ar observa eliberarea de CO2 gazos din soluție (H2CO3 = CO2 + H2O). Cu toate acestea, atunci când soda este dizolvată în apă, se formează o soluție transparentă fără degajare de gaz, ceea ce este o dovadă a incompletității hidrolizei anionului cu apariția în soluție doar a hidranionilor de acid carbonic HCO 3 -.
Gradul de hidroliză a sării de către anion depinde de gradul de disociere a produsului de hidroliză – acidul. Cu cât acidul este mai slab, cu atât este mai mare gradul de hidroliză. De exemplu, ionii CO 3 2-, PO 4 3- și S 2- sunt hidrolizați într-o măsură mai mare decât ionul NO 2, deoarece disocierea H 2 CO 3 și H 2 S este în a 2-a etapă, iar H 3 PO 4 în A treia etapă are loc semnificativ mai puțin decât disocierea acidului HNO2. Prin urmare, soluțiile, de exemplu, Na2CO3, K3PO4 și BaS vor fi foarte alcalin(ceea ce este ușor de văzut după cât de săpun este soda la atingere) .
Un exces de ioni OH într-o soluție poate fi ușor detectat cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale (pH-metre).
Dacă într-o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de anion,
de exemplu Na 2 CO 3 , se adauga aluminiu, apoi acesta din urma (datorita amfoteritatii) va reactiona cu alcalii si se va observa degajarea hidrogenului. Aceasta este o dovadă suplimentară că are loc hidroliza, deoarece nu am adăugat NaOH alcalin la soluția de sifon!
Acordați o atenție deosebită sărurilor acizilor cu tărie medie - acizi ortofosforici și sulfuric. În prima etapă, acești acizi se disociază destul de bine, astfel încât sărurile lor acide nu suferă hidroliză, iar mediul de soluție al unor astfel de săruri este acid (datorită prezenței unui cation de hidrogen în sare). Și sărurile medii se hidrolizează la anion - mediul este alcalin. Deci, hidrosulfiții, hidrogenofosfații și dihidrogenofosfații nu se hidrolizează la anion, mediul este acid. Sulfiții și fosfații sunt hidrolizați prin anion, mediul este alcalin.
Hidroliza prin cation
Când un cation de sare dizolvat interacționează cu apa, procesul este numit
hidroliza sării la cation
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (disocierea)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidroliza)
Disocierea sării Ni(NO 3) 2 are loc complet, hidroliza cationului Ni 2+ are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,001%), dar acest lucru este suficient pentru ca mediul să devină acid. (ionul H + este prezent printre produșii de hidroliză).
Numai cationii hidroxizilor bazici și amfoteri slab solubili și cationul de amoniu sunt supuși hidrolizei NH4+. Cationul metalic desparte ionul hidroxid din molecula de apă și eliberează cationul de hidrogen H +.
Ca rezultat al hidrolizei, cationul de amoniu formează o bază slabă - hidrat de amoniac și un cation de hidrogen:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Vă rugăm să rețineți că nu puteți crește numărul de molecule de apă și nu puteți scrie formule de hidroxid (de exemplu, Ni(OH) 2) în loc de hidroxocații (de exemplu, NiOH +). Dacă s-ar forma hidroxizi, atunci din soluțiile sărate s-ar forma precipitații, ceea ce nu se observă (aceste săruri formează soluții transparente).
Excesul de cationi de hidrogen poate fi detectat cu ușurință cu un indicator sau măsurat cu dispozitive speciale. La o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de cation se adaugă magneziu sau zinc, iar acesta din urmă reacţionează cu acidul pentru a elibera hidrogen.
Dacă sarea este insolubilă, atunci nu există hidroliză, deoarece ionii nu interacționează cu apa.
Hidroliza sărurilor. Mediu soluție apoasă: acid, neutru, alcalin
Conform teoriei disocierii electrolitice, într-o soluție apoasă, particulele de dizolvat interacționează cu moleculele de apă. O astfel de interacțiune poate duce la o reacție de hidroliză (din greacă. hidro- apa, liza- dezintegrare, descompunere).
Hidroliza este reacția de descompunere metabolică a unei substanțe cu apa.
Sunt supuse hidrolizei diverse substanțe: anorganice - săruri, carburi și hidruri metalice, halogenuri nemetalice; organic - haloalcani, esteriși grăsimi, carbohidrați, proteine, polinucleotide.
Soluțiile apoase de săruri au valori diferite ale pH-ului și diferite tipuri de medii - acide ($pH 7$), neutre ($pH = 7$). Acest lucru se explică prin faptul că sărurile din soluții apoase pot suferi hidroliză.
Esența hidrolizei se rezumă la interacțiunea chimică a schimbului de cationi sau anioni de sare cu moleculele de apă. Ca urmare a acestei interacțiuni, se formează un compus ușor disociat (electrolit slab). Iar într-o soluție apoasă de sare apare un exces de ioni liberi $H^(+)$ sau $OH^(-)$, iar soluția de sare devine acidă sau, respectiv, alcalină.
Clasificarea sărurilor
Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul reacției unei baze cu un acid. De exemplu, sarea $KClO$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HClO$.
În funcție de puterea bazei și a acidului, se pot distinge patru tipuri de săruri.
Să luăm în considerare comportamentul sărurilor diverse tipuri in solutie.
1. Săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab.
De exemplu, sarea cianura de potasiu $KCN$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HCN$:
$(KOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←KCN→(HCN)↙(\text"monoacid slab")$
1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuație
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Ionii $Н^(+)$ și $CN^(-)$ formați în timpul acestor procese interacționează între ei, legându-se în moleculele unui electrolit slab - acidul cianhidric $HCN$, în timp ce hidroxidul - $ОН^(-) ionul $ rămâne în soluție, determinându-și astfel mediul alcalin. Hidroliza are loc la anionul $CN^(-)$.
Să notăm ecuația ionică completă a procesului în curs (hidroliză):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Acest proces este reversibil și echilibru chimic deplasat la stânga (spre formațiune materii prime), pentru că apa este un electrolit mult mai slab decât acidul cianhidric $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Ecuația arată că:
a) în soluție există ioni de hidroxid liber $OH^(-)$, iar concentrația lor este mai mare decât în apa pură, prin urmare soluția de sare $KCN$ are mediu alcalin($pH > 7$);
b) Ionii $CN^(-)$ participă la reacția cu apa, în acest caz ei spun că hidroliza anionică. Alte exemple de anioni care reacționează cu apa:
Să luăm în considerare hidroliza carbonatului de sodiu $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"acid dibazic slab")$
Hidroliza sării are loc la anionul $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Produse de hidroliză - sare acidă$NaHCO_3$ și hidroxid de sodiu $NaOH$.
Mediul unei soluţii apoase de carbonat de sodiu este alcalin ($pH > 7$), deoarece concentraţia ionilor $OH^(-)$ în soluţie creşte. Sarea acidă $NaHCO_3$ poate suferi și hidroliză, care apare într-o măsură foarte mică și poate fi neglijată.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza anionică:
a) conform anionului, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;
b) echilibrul chimic în astfel de reacții este puternic deplasat spre stânga;
c) reacţia mediului în soluţii de săruri similare este alcalină ($pH > 7$);
d) hidroliza sărurilor formate din acizi polibazici slabi produce săruri acide.
2. Săruri formate dintr-un acid puternic și o bază slabă.
Să luăm în considerare hidroliza clorurii de amoniu $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"acid monobazic puternic")$
Într-o soluție apoasă de sare au loc două procese:
1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuația:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) disocierea completă a sării (electrolit puternic):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Ionii $OH^(-)$ și $NH_4^(+)$ rezultați interacționează între ei pentru a produce $NH_3·H_2O$ (electrolit slab), în timp ce ionii $H^(+)$ rămân în soluție, determinând mediu cel mai acid.
Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Procesul este reversibil, echilibrul chimic este deplasat spre formarea substanțelor inițiale, deoarece apa $Н_2О$ este un electrolit mult mai slab decât hidratul de amoniac $NH_3·H_2O$.
Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Ecuația arată că:
a) există ioni de hidrogen liberi $H^(+)$ în soluție, iar concentrația lor este mai mare decât în apa pură, prin urmare soluția de sare are mediu acid($pH
b) cationii de amoniu $NH_4^(+)$ participă la reacția cu apa; în acest caz ei spun că vine hidroliza prin cation.
La reacția cu apa pot participa și cationi cu încărcare multiplă: dublu încărcat$M^(2+)$ (de exemplu, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), cu excepția cationilor metale alcalino-pământoase, cu trei încărcătoare$M^(3+)$ (de exemplu, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Să luăm în considerare hidroliza azotatului de nichel $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"bază diacid slabă")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"acid monobazic puternic")$
Hidroliza sării are loc la cationul $Ni^(2+)$.
Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Produse de hidroliză - sare de bază$NiOHNO_3$ și acid azotic$HNO_3$.
Mediul unei soluții apoase de azotat de nichel este acid ($рН
Hidroliza sării $NiOHNO_3$ are loc într-o măsură mult mai mică și poate fi neglijată.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza cationică:
a) conform cationului, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;
b) echilibrul chimic al reacţiilor este puternic deplasat spre stânga;
c) reacția mediului în soluții de astfel de săruri este acidă ($pH
d) hidroliza sărurilor formate din baze poliacide slabe produce săruri bazice.
3. Săruri formate dintr-o bază slabă și un acid slab.
Este evident deja clar pentru tine că astfel de săruri suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.
Un cation de bază slab leagă ionii $OH^(-)$ din moleculele de apă, formând fundație slabă; anionul unui acid slab leagă ionii $H^(+)$ din moleculele de apă, formând acid slab. Reacția soluțiilor acestor săruri poate fi neutră, slab acidă sau ușor alcalină. Aceasta depinde de constantele de disociere ale celor doi electroliți slabi - acid și bază, care se formează ca urmare a hidrolizei.
De exemplu, luați în considerare hidroliza a două săruri: acetat de amoniu $NH_4(CH_3COO)$ și formiat de amoniu $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"acid monobazic puternic");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"acid monobazic slab").$
În soluțiile apoase ale acestor săruri, cationii baze slabe $NH_4^(+)$ interacționează cu ionii hidroxi $OH^(-)$ (amintim că apa disociază $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), iar anionii acizi slabi $CH_3COO^(-)$ si $HCOO^(-)$ interactioneaza cu $Н^(+)$ cationi pentru a forma molecule de acizi slabi - acetic $CH_3COOH$ si formic $HCOOH$.
Să-l notăm ecuații ionice hidroliză:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
În aceste cazuri, hidroliza este de asemenea reversibilă, dar echilibrul este deplasat către formarea produselor de hidroliză - doi electroliți slabi.
In primul caz, mediul solutie este neutru ($pH = 7$), deoarece $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. În al doilea caz, mediul de soluție este slab acid ($pH
După cum ați observat deja, hidroliza majorității sărurilor este un proces reversibil. Într-o stare de echilibru chimic, doar o parte din sare este hidrolizată. Cu toate acestea, unele săruri sunt complet descompuse de apă, adică. hidroliza lor este un proces ireversibil.
În tabelul „Solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă” veți găsi o notă: „se descompun într-un mediu apos” - aceasta înseamnă că astfel de săruri suferă hidroliză ireversibilă. De exemplu, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ din apă suferă hidroliză ireversibilă, deoarece ionii $H^(+)$ care apar în timpul hidrolizei cationului sunt legați de ionii $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei anionului. Aceasta îmbunătățește hidroliza și duce la formarea de hidroxid de aluminiu insolubil și hidrogen sulfurat gazos:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Prin urmare, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ nu poate fi obținută printr-o reacție de schimb între soluții apoase a două săruri, de exemplu, clorură de aluminiu $AlCl_3$ și sulfură de sodiu $Na_2S$.
Sunt posibile și alte cazuri de hidroliză ireversibilă, ele nu sunt greu de prezis, deoarece pentru ca procesul să fie ireversibil, este necesar ca cel puțin unul dintre produșii de hidroliză să părăsească sfera de reacție.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat atât despre hidroliza cationică, cât și despre hidroliza anioică:
a) dacă sărurile sunt hidrolizate reversibil atât la cation, cât și la anion, atunci echilibrul chimic în reacțiile de hidroliză este deplasat spre dreapta;
b) reacția mediului este fie neutră, fie slab acidă, fie slab alcalină, care depinde de raportul dintre constantele de disociere ale bazei și acidului rezultat;
c) sărurile pot hidroliza atât cationul, cât și anionul ireversibil dacă cel puțin unul dintre produșii de hidroliză părăsește sfera de reacție.
4. Sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză.
Evident că ai ajuns chiar tu la această concluzie.
Să luăm în considerare comportamentul clorurii de potasiu $KCl$ într-o soluție.
$(KOH)↙(\text"bază mono-acid puternic")←KCl→(HCl)↙(\text"mono-acid puternic").$
Sarea dintr-o soluție apoasă se disociază în ioni ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), dar atunci când interacționează cu apa, nu se poate forma un electrolit slab. Mediul de solutie este neutru ($pH=7$), deoarece concentrațiile ionilor $H^(+)$ și $OH^(-)$ în soluție sunt egale, ca și în apa pură.
Alte exemple de astfel de săruri includ halogenuri de metale alcaline, nitraţi, percloraţi, sulfaţi, cromaţi şi dicromaţi, halogenuri de metale alcalino-pământoase (altele decât fluorurile), nitraţi şi percloraţi.
De asemenea, trebuie menționat că reacția de hidroliză reversibilă se supune în totalitate principiului lui Le Chatelier. De aceea hidroliza sării poate fi îmbunătățită(și chiar să o facă ireversibilă) în următoarele moduri:
a) adăugați apă (reduceți concentrația);
b) încălziți soluția, ceea ce crește disociația endotermă a apei:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
ceea ce înseamnă că crește cantitatea de $H^(+)$ și $OH^(-)$, care sunt necesare pentru hidroliza sării;
c) se leagă unul dintre produșii de hidroliză într-un compus puțin solubil sau se îndepărtează unul dintre produși în faza gazoasă; de exemplu, hidroliza cianurii de amoniu $NH_4CN$ va fi îmbunătățită semnificativ datorită descompunerii hidratului de amoniac pentru a forma amoniac $NH_3$ și apă $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hidroliza sărurilor
Legendă:
Hidroliza poate fi suprimată (reducerea semnificativă a cantității de sare care este hidrolizată) făcând următoarele:
a) crește concentrația substanței dizolvate;
b) se răcește soluția (pentru a reduce hidroliza, soluțiile sărate trebuie păstrate concentrate și la temperaturi scăzute);
c) introduceți în soluție unul dintre produșii de hidroliză; de exemplu, acidificați soluția dacă mediul său ca rezultat al hidrolizei este acid sau alcalinizați dacă este alcalin.
Înţeles hydrolysis
Hidroliza sărurilor are atât practice cât și semnificație biologică. Chiar și în antichitate, cenușa era folosită ca detergent. Cenușa conține carbonat de potasiu $K_2CO_3$, care se hidrolizează în anion în apă, soluția apoasă devine săpună datorită ionilor $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei.
În prezent, în viața de zi cu zi folosim săpun, praf de spălat și alți detergenți. Componenta principală a săpunului este sărurile de sodiu și potasiu ale acizilor grași superiori. acizi carboxilici: stearati, palmitati, care sunt hidrolizati.
Hidroliza stearatului de sodiu $C_(17)H_(35)COONa$ este exprimată prin următoarea ecuație ionică:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
aceste. soluția are un mediu ușor alcalin.
Sărurile acizilor anorganici (fosfați, carbonați) sunt adăugate special în compoziția pudrelor de spălat și a altor detergenți, care sporesc efectul de curățare prin creșterea pH-ului mediului.
Sărurile care creează mediul alcalin necesar al soluției sunt conținute în revelatorul fotografic. Acestea sunt carbonatul de sodiu $Na_2CO_3$, carbonatul de potasiu $K_2CO_3$, boraxul $Na_2B_4O_7$ și alte săruri care se hidrolizează la nivelul anionului.
Dacă aciditatea solului este insuficientă, plantele dezvoltă o boală numită cloroză. Simptomele sale sunt îngălbenirea sau albirea frunzelor, întârzierea creșterii și dezvoltării. Dacă $pH_(sol) > 7,5$, atunci i se adaugă îngrășământ cu sulfat de amoniu $(NH_4)_2SO_4$, care ajută la creșterea acidității datorită hidrolizei cationului care are loc în sol:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Rolul biologic al hidrolizei anumitor săruri care alcătuiesc corpul nostru este de neprețuit. De exemplu, sângele conține bicarbonat de sodiu și săruri de hidrogenofosfat de sodiu. Rolul lor este de a menține o anumită reacție a mediului. Acest lucru se întâmplă din cauza unei schimbări în echilibrul proceselor de hidroliză:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Dacă în sânge există un exces de ioni $H^(+)$, aceștia se leagă de ionii de hidroxid $OH^(-)$, iar echilibrul se deplasează spre dreapta. Cu un exces de ioni de hidroxid $OH^(-)$, echilibrul se deplasează spre stânga. Din acest motiv, aciditatea sângelui unei persoane sănătoase fluctuează ușor.
Un alt exemplu: saliva umană conține ioni $HPO_4^(2-)$. Datorită acestora se menține un anumit mediu în cavitatea bucală ($pH=7-7,5$).
În cadrul lecției vom studia tema „Hidroliza. Mediu soluție apoasă. indicator de hidrogen”. Veți învăța despre hidroliză - reacția de schimb a unei substanțe cu apa, care duce la descompunere substanta chimica. În plus, va fi introdusă o definiție a indicelui de hidrogen - așa-numitul pH.
Subiect: Soluții și concentrarea lor, sisteme dispersate, disocierea electrolitică
Lecția: Hidroliza. Mediu soluție apoasă. valoarea pH-ului
Hidroliza - aceasta este o reacție de schimb a unei substanțe cu apa, care duce la descompunerea acesteia. Să încercăm să înțelegem motivul acestui fenomen.
Electroliții sunt împărțiți în electroliți puternici și electroliți slabi. Vezi tabel. 1.
Masă 1
Apa este un electrolit slab și, prin urmare, se disociază în ioni doar într-o mică măsură H 2 O ↔ H + + OH -
Ionii de substanță care intră în soluție sunt hidratați de moleculele de apă. Dar poate apărea și un alt proces. De exemplu, anionii de sare, care se formează în timpul disocierii sale, pot interacționa cu cationii de hidrogen, care, deși într-o măsură nesemnificativă, se formează încă în timpul disocierii apei. În acest caz, poate apărea o schimbare a echilibrului disocierii apei. Să notăm anionul acid X - .
Să presupunem că acidul este puternic. Apoi, prin definiție, se dezintegrează aproape complet în ioni. Dacă acid slab, apoi se disociază incomplet. Se va forma prin adăugarea de anioni de sare și ionii de hidrogen rezultați din disocierea apei în apă. Datorită formării sale, ionii de hidrogen se vor lega în soluție, iar concentrația lor va scădea. Н + + Х - ↔ НХ
Dar, conform regulii lui Le Chatelier, pe măsură ce concentrația ionilor de hidrogen scade, echilibrul din prima reacție se deplasează spre formarea lor, adică spre dreapta. Ionii de hidrogen se vor lega de ionii de hidrogen ai apei, dar ionii de hidroxid nu se vor lega și vor fi mai mulți decât erau în apă înainte de a adăuga sare. Mijloace, solutia va fi alcalina. Indicatorul de fenolftaleină va deveni purpuriu. Vezi fig. 1.
Orez. 1
În mod similar, putem lua în considerare interacțiunea cationilor cu apa. Fără a repeta întregul lanț de raționament, rezumăm asta dacă baza este slabă, atunci ionii de hidrogen se vor acumula în soluție și mediul va fi acid.
Cationii și anionii sărurilor pot fi împărțiți în două tipuri. Orez. 2.
Orez. 2. Clasificarea cationilor si anionilor dupa puterea electrolitilor
Deoarece atât cationii, cât și anionii, conform acestei clasificări, sunt de două tipuri, există în total 4 combinații diferite în formarea sărurilor lor. Să luăm în considerare modul în care fiecare dintre clasele acestor săruri se referă la hidroliză. Masă 2.
|
Ce putere de acid și bază este folosită pentru a forma sarea? |
Exemple de săruri |
Relația cu hidroliza |
miercuri |
Colorarea de turnesol |
|
Sare cu o bază tare și un acid tare |
NaCI, Ba(N03)2, K2S04 |
Nu sunt supuse hidrolizei. |
neutru |
violet |
|
Sare de bază slabă și acid tare |
ZnS04, AlCI3, Fe(NO3)3 |
Hidroliza prin cation. Zn2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Sare cu o bază tare și cu un acid slab |
Na2C03, K2Si03, Li2SO3 |
Hidroliza prin anion CO32 + HOH |
alcalin |
|
|
Sare de bază slabă și acid slab |
FeS, Al(N02)3, CuS |
Hidroliza atât a anionului, cât și a cationului. |
Mediul soluției depinde de care dintre compușii rezultați va fi un electrolit mai slab. |
depinde de un electrolit mai puternic. |
HCO3+OHMasă 2.
Hidroliza poate fi îmbunătățită prin diluarea soluției sau încălzirea sistemului.
Săruri care suferă hidroliză ireversibilă
Reacțiile de schimb ionic se completează cu formarea unui precipitat, eliberarea de gaz sau a unei substanțe slab disociate.
2Al (N03)3 + 3Na2S +6N 2 DESPRE→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Dacă luăm o sare a unei baze slabe și un acid slab și atât cationul, cât și anionul sunt încărcate în mod multiplicat, atunci la hidroliza unor astfel de săruri se vor forma atât un hidroxid insolubil al metalului corespunzător, cât și un produs gazos. În acest caz, hidroliza poate deveni ireversibilă. De exemplu, în reacția (1) nu se formează nici un precipitat de sulfură de aluminiu.
Următoarele săruri se încadrează în această regulă: 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. Aceste săruri în mediu apos suferă hidroliză ireversibilă. Ele nu pot fi obținute într-o soluție apoasă.
ÎN chimie organică hidroliza are o foarte mare valoare.
Hidroliza modifică concentrația ionilor de hidrogen dintr-o soluție, iar multe reacții implică acizi sau baze. Prin urmare, dacă cunoaștem concentrația ionilor de hidrogen din soluție, va fi mai ușor de monitorizat și controlat procesul. Pentru caracteristici cantitative conținutul de ioni dintr-o soluție este utilizat pentru a determina pH-ul soluției. Este egal cu logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen.
pN = -lg [ H + ]
Concentrația ionilor de hidrogen în apă este de 10 -7 grade, respectiv, pH = 7 pentru apa absolut pură la temperatura camerei.
Dacă adăugați un acid într-o soluție sau adăugați o sare a unei baze slabe și a unui acid puternic, concentrația ionilor de hidrogen va deveni mai mare de 10 -7 și pH-ul< 7.
Dacă adăugați alcali sau săruri ale unei baze puternice și unui acid slab, concentrația ionilor de hidrogen va deveni mai mică de 10 -7 și pH-ul>7. Vezi fig. 3. Cunoașterea indicatorului cantitativ al acidității este necesară în multe cazuri. De exemplu, valoarea pH-ului sucului gastric este 1,7. O creștere sau scădere a acestei valori duce la perturbarea funcțiilor digestive umane. ÎN agricultură se monitorizează aciditatea solului. De exemplu, cel mai bun sol pentru grădinărit este pH = 5-6. Dacă există o abatere de la aceste valori, în sol se adaugă aditivi de acidificare sau alcalinizare.
Orez. 3
Rezumând lecția
În timpul lecției am studiat tema „Hidroliza. Mediu soluție apoasă. indicator de hidrogen”. Ați învățat despre hidroliză - reacția de schimb a unei substanțe cu apa, care duce la descompunerea unei substanțe chimice. În plus, a fost introdusă o definiție a indicatorului de hidrogen, așa-numitul pH.
Referințe
1. Rudzitis G.E. Chimie. Bazele chimie generală. clasa a XI-a: manual pt institutii de invatamant: nivel de bază/ G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.
2. Popel P.P. Chimie: clasa a VIII-a: manual pentru învăţământul general institutii de invatamant/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC „Academia”, 2008. - 240 p.: ill.
3. Gabrielyan O.S. Chimie. clasa a XI-a. Nivel de bază. Ed. a II-a, șters. - M.: Butarda, 2007. - 220 p.
Teme pentru acasă
1. Nr. 6-8 (p. 68) Rudzitis G.E. Chimie. Fundamentele chimiei generale. Clasa a XI-a: manual pentru instituțiile de învățământ general: nivel de bază / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.
2. De ce pH-ul apei de ploaie este întotdeauna mai mic de 7?
3. Ce cauzează culoarea purpurie a unei soluții de carbonat de sodiu?
