Завдання з коментарями та рішеннями
У попередні роки засвоєння цього елемента змісту перевірялося завданнями із вибором відповіді (базового рівня складності). Ось приклади таких завдань.
Приклад 39.Кислу реакції середовища має водний розчин
1) нітрат кальцію
2) хлориду стронцію
3) хлориду алюмінію
4) сульфату цезію
Згадаємо, що кислу реакцію середовища мають середні солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою (гідроліз за катіоном). Серед запропонованих варіантів відповіді така сіль є – це хлорид алюмінію. Отже, середовище його розчину - кисле:
Приклад 40.Однакову реакцію середовища мають водні розчини сульфату заліза(III) та
1) нітрат кальцію
2) хлориду стронцію
3) хлориду міді
4) сульфату цезію
Водне середовище сульфату заліза(III) кисле, як і для всіх солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою:
У варіантах відповідей є лише одна подібна сіль – це хлорид міді. Отже, середовище його розчину теж кисле:
У екзаменаційній роботі 2017 року знання цього елементу змісту перевірятиметься завданнями підвищеного рівня складності (завдання з короткою відповіддю). Ось приклади таких завдань.
Приклад 41.Встановіть відповідність між назвою солі та реакцією середовища її водного розчину.
Середовище водного розчину солі визначається типом її гідролізу (якщо він можливий). Розглянемо ставлення до гідролізу кожної із запропонованих солей.
A) Нітрат калію KNO 3 є сіллю сильної кислоти та сильної основи. Солі такого складу не піддаються гідролізу. Середовище водного розчину цієї солі – нейтральна (А-2).
Б) Сульфат алюмінію Al 2 (SO 4) 3 є сіллю, утвореною сильною сірчаною кислотою та слабкою основою (гідроксідом алюмінію). Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по катіону:
Внаслідок накопичення іонів Н + середовище розчину солі буде кислим (Б-1).
B) Сульфід калію K 2 S утворений сильною основою та дуже слабкою сірководневою кислотою. Такі солі піддаються гідролізу по аніону:
В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (В-3).
Г) Ортофосфат натрію Na 3 PO 4 утворений сильною основою та досить слабкою ортофосфорною кислотою. Отже, сіль піддаватиметься гідролізу по аніону:
В результаті накопичення іонів ВІН - середовище розчину солі буде лужним (Г-3).
Підіб'ємо підсумок. Перший розчин – нейтральний, другий – кислий, два останні – лужні.
Для отримання правильної відповіді спочатку встановимо природу кислот і основ, якими утворені ці солі.
A) BeSO 4 утворена слабкою основою та сильною сірчаною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.
Б) KNO 2 утворена сильною основою та слабкою азотистою кислотою, такі солі піддаються гідролізу по аніону.
B) Pb(NO 3) 2 утворена слабкою основою та сильною азотною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.
Г) СуСl 2 утворена слабкою основою та сильною соляною кислотою, такі солі піддаються гідролізу по катіону.
Для отримання правильної відповіді встановимо природу кислот та основ, якими утворені запропоновані солі:
A) сульфід літію Li 2 S - сіль, утворена сильною основою і слабкою кислотою, піддається гідролізу по аніону;
Б) хлорат калію КСlO 3 - сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддається;
B) нітрит амонію NH 4 NO 2 - сіль, утворена слабкою основою і слабкою кислотою, гідроліз йде і катіону, і аніону;
Г) пропіонат натрію C 3 H 7 COONa - сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою, гідроліз йде по аніону.
| А | Б | У | Г |
Гідролізом
Типи солей
Забарвлення індикаторів
Алгоритм складання рівняння реакції гідролізу
УВАГА! Дисоціація молекул води – не відбувається. Рівняння дисоціації води записується тільки для того, щоб правильно скласти рівняння гідролізу!
1. Аналізують склад солі:
NaOH (сильна основа)
H 2 CO 3 (слабка кислота)
2. Вибирають іон, що піддається гідролізу:
Na 2 CO 3 ↔ 2Na + + CO 3 2-HOH ↔ H++ OH -
2Na + + CO 3 2- + HOH ↔ 2Na + + HCO 3 - + OH -
3. З отриманого рівняння складають молекулярне, використовуючи ті іони, які брали участь у гідролізі:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
середовище розчину
солі – лужна
4. Даний алгоритм не відноситься до випадку так званого повного гідролізу.
Типи солей та характер їх гідролізу
Сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном сильної кислоти.
Солі цього гідролізу не піддаються, тому що при їх взаємодії з водою рівновагу іонів H + і ВІН - не порушується. У розчинах таких солей середовище залишається нейтральним (рН = 7).
NaOH (сильна основа)
HNO 3 (сильна кислота)
Сіль, утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти.
Гідроліз цього солей інакше називається гідролізом по аніону. Розглянемо як приклад гідроліз K 2 SO 3
KOH (сильна основа)
H 2 SO 3 (слабка кислота)
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
середовище розчину
солі – лужна
Таким чином, кожен іон Н + нейтралізує одну одиницю негативного заряду іону кислотного залишку 3 2- , а з молекули води НОН звільняються гідроксид-іон ОН - . Ці іони гідроксиду ОН - , будучи надлишком, надають лужну реакцію (рН>7).
Отже, розчини солей, утворені сильною основою та слабкою кислотою, мають лужну реакцію.
Даний випадок гідролізу оборотний.
Необоротний гідроліз неорганічних і органічних речовин
Необоротний гідроліз двоелементних (бінарних) сполук неметалів
Багато бінарних сполук неметалів «не витримують» випробування водою і незворотно гідролізуються з утворенням, як правило, двох кислот: кисневмісної (менше електронегативний елемент у бінарній сполукі) і безкисневої (більше електронегативний елемент).
SiCI 4 + 3H 2 O = H 2 SiO 3 + 4HCI
P 2 S 5 + 8H 2 O = 2H 3 PO 4 + 5H 2 S
СОЛІ ФОСФОРНОЇ КИСЛОТИ
Розчинні середні соліфосфорної кислоти піддаються гідролізу по аніонукислоти та їх розчини мають сильно лужну реакцію:
Na 3 PO 4 + HOH → Na 2 HPO 4 + NaOH
HOH + PO 4 3- → HPO 4 2- + OH -
Кислі солі фосфорної кислоти (особливо дигідрофосфати) гідролізуються значно меншою мірою, крім того, продукти гідролізу, що при цьому утворюються: H 2 PO 4 – , H 3 PO 4 – можуть частково дисоціювати з утворенням іонів Н + . Тому в розчинах гідрофосфатівсередовище є слаболужний, а в розчинах дигідрофосфатівнавіть слабокислий, т.к. процес дисоціації H2PO4-іонів превалює над процесом їх гідролізу.
Тренувальні завдання:
ВІДПОВІДІ:
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
Гідроліз солей. Середа водних розчинів: кисла, нейтральна, лужна
Однією з найважливіших властивостей солей є гідроліз. Гідролізомназивають взаємодію іонів солі з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту.
Залежно від сили кислот і основ солі, що утворюються ними, ділять на чотири типи:
1) солі, утворені катіоном сильної основи та аніоном сильної кислоти;
2) солі, утворені катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти;
3) солі, утворені катіоном слабкої основи та аніоном сильною кислотою;
4) солі, утворені катіоном слабкої основи та аніоном слабкою кислотою.
Типи солей
Забарвлення індикаторів
Хоча гідроліз солей – різновид реакції обміну, технологія складання рівнянь реакцій цього процесу має особливості. Головна відмінність – те, що у разі спочатку становлять іонне рівняння реакції, та був на його основі записують молекулярне.
Досліджуємо дію універсального індикатора на розчини деяких солей 
Як бачимо, середовище першого розчину — нейтральна (рН=7), другого — кисла (рН< 7), третьего щелочная (рН >7). Чим же пояснити такий цікавий факт? 🙂
Для початку, давайте згадаємо, що таке рН і від чого він залежить.
pH-водневий показник, міра концентрації іонів водню в розчині (за першими буквами латинських слів potentia hydrogeni – сила водню).
pH обчислюється як негативний десятковий логарифм концентрації водневих іонів, вираженої в молях на один літр:
У чистій воді при 25 °C концентрації іонів водню та гідроксид-іонів однакові і становлять 10 -7 моль/л (рН=7).
Коли концентрації обох видів іонів у розчині однакові, розчин має нейтральну реакцію. Коли розчин є кислим, а при > - лужним.
За рахунок чого в деяких водних розчинах солей відбувається порушення рівності концентрацій іонів водню та гідроксид-іонів?
Справа в тому, що відбувається зміщення рівноваги дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів (або) з іонами солі з утворенням малодисоційованого, важкорозчинного або летючого продукту. Це і є суть гідролізу.
- Це хімічна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до утворення слабкого електроліту -кислоти (або кислої солі), або основи (або основної солі).
Слово "гідроліз" означає розкладання водою ("гідро"-вода, "лізис" - розкладання).
Залежно від того, який іон солі вступає у взаємодію з водою, розрізняють три типи гідролізу:
- гідроліз по катіону (в реакцію з водою вступає тільки катіон);
- гідроліз по аніону (в реакцію з водою вступає тільки аніон);
- Сумісний гідроліз - гідроліз по катіону і по аніону (в реакцію з водою вступає і катіон, і аніон).
Будь-яку сіль можна розглядати як продукт, утворений взаємодією основи та кислоти:
Гідроліз солі - взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу.
Процес гідролізу протікає лише за участю розчиннихсолей і складається з двох етапів:
1)дисоціаціясолі у розчині – незворотняреакція (ступінь дисоціації, або 100%);
2) власне , тобто. взаємодія іонів солі з водою, - оборотнареакція (ступінь гідролізу 1, або 100%)
Рівняння 1-го та 2-го етапів – перший з них незворотний, другий звернемо – складати не можна!
Зазначимо, що солі, утворені катіонами лугівта аніонами сильнихкислот, гідролізу не піддаються, вони лише дисоціюють при розчиненні у питній воді. У розчинах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 та BaI середовище нейтральна.
Гідроліз по аніону
У разі взаємодії аніоніврозчиненої солі з водою процес називається гідролізом солі по аніону.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоціація)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (гідроліз)
Дисоціація солі KNO 2 протікає повністю, гідроліз аніону NO 2 - дуже мало (для 0,1 М розчину - на 0,0014%), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став лужним(Серед продуктів гідролізу присутній іон OH -), в ньому p H = 8,14.
Гідролізу піддаються аніони тільки слабкихкислот (у цьому прикладі – нітрит-іон NO 2 , відповідальний слабкої азотистої кислоті HNO 2). Аніон слабкої кислоти притягує до себе катіон водню, що є у воді, і утворює молекулу цієї кислоти, а гідроксид-іон залишається вільним:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Приклади:
а) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Зверніть увагу, що в прикладах (в-д) не можна збільшити кількість молекул води та замість гідроаніонів (HCO 3, HPO 4, HS) писати формули відповідних кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гідроліз - оборотна реакція, і протікати "до кінця" (до утворення кислоти) він не може.
Якби така нестійка кислота, як H 2 CO 3 утворювалася в розчині своєї солі NaCO 3 , то спостерігалося б виділення з розчину газу CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однак, при розчиненні соди у воді утворюється прозорий розчин без газовиділення, що є свідченням неповноти протікання гідролізу аніону з появою розчину тільки гідраніонів вугільної кислоти HCO 3 - .
Ступінь гідролізу солі по аніону залежить від ступеня дисоціації продукту гідролізу – кислоти. Чим слабша кислота, тим вище ступінь гідролізу.Наприклад, іони CO 3 2- , PO 4 3- і S 2- піддаються гідролізу більшою мірою, ніж іон NO 2 , так як дисоціація H 2 CO 3 і H 2 S по 2-му ступені, а H 3 PO 4 по 3-го ступеня протікає значно менше, ніж дисоціація кислоти HNO 2 . Тому розчини, наприклад, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 і BaS будуть сильнолужними(у чому легко переконатися по милості соди на дотик) .
Надлишок іонів ВІН у розчині легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами (рН-метрами).
Якщо концентрований розчин сильно гідролізується по аніону солі,
наприклад Na 2 CO 3 внести алюміній, то останній (внаслідок амфотерності) прореагує з лугом і буде спостерігатися виділення водню. Це – додатковий доказ протікання гідролізу, адже розчин соди ми не додавали луг NaOH!
Зверніть особливу увагу на солі кислот середньої сили – ортофосфорної та сірчистої. На першому ступені ці кислоти дисоціюють досить добре, тому їх кислі солі гідролізу не піддаються, і середовище розчину таких солей — кисле (через наявність катіону водню у складі солі). А середні солі гідролізуються по аніону - середовище лужне. Отже, гідросульфіти, гідрофосфати та дигідрофосфати - не гідролізуються по аніону, середовище кисле. Сульфіти та фосфати - гідролізуються по аніону, середовище лужне.
Гідроліз по катіону
У разі взаємодії катіону розчиненої солі з водою процес називається
гідролізом солі по катіону
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (дисоціація)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гідроліз)
Дисоціація солі Ni(NO 3) 2 протікає націло, гідроліз катіону Ni 2+ - дуже мало (для 0,1М розчину - на 0,001%), але цього виявляється достатньо, щоб середовище стало кислотним (серед продуктів гідролізу присутній іон H + ).
Гідролізу піддаються катіони тільки малорозчинних основних та амфотерних гідроксидів та катіон амонію. NH 4+. Катіон металу відщеплює від молекули води гідроксид-іон і звільняє катіон водню H+.
Катіон амонію в результаті гідролізу утворює слабку основу - гідрат аміаку та катіон водню:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +
Зверніть увагу, що не можна збільшувати кількість молекул води і замість гідроксокатіонів (наприклад, NiOH +) писати формули гідроксидів (наприклад, Ni(OH) 2). Якби гідроксиди утворилися, то із розчинів солей випали б опади, чого не спостерігається (ці солі утворюють прозорі розчини).
Надлишок катіонів водню легко знайти індикатором або виміряти спеціальними приладами. У концентрований розчин сильно солі, що гідролізується по катіону, вноситься магній або цинк, то останні реагують з кислотою з виділенням водню.
Якщо сіль нерозчинна - то гідролізу немає, тому що іони не взаємодіють з водою.
Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, у водному розчині частинки розчиненої речовини взаємодіють із молекулами води. Така взаємодія може призвести до реакції гідролізу (від грец. hydro- Вода, lysis- Розпад, розкладання).
Гідроліз – це реакція обмінного розкладання речовини водою.
Гідролізу піддаються різні речовини: неорганічні - солі, карбіди та гідриди металів, галогеніди неметалів; органічні - галогеналкани, складні ефірита жири, вуглеводи, білки, полінуклеотиди.
Водні розчини солей мають різні значення рН і різні типи середовищ - кислотне ($ рН 7 $), нейтральне ($ рН = 7 $). Це тим, що солі у водних розчинах можуть піддаватися гідролізу.
Сутність гідролізу зводиться до обмінної хімічної взаємодії катіонів або аніонів солі з молекулами води. В результаті цієї взаємодії утворюється малодисоціююча сполука (слабкий електроліт). А у водному розчині солі з'являється надлишок вільних іонів $Н^(+)$ або $ОН^(-)$, і розчин солі стає кислотним або лужним відповідно.
Класифікація солей
Будь-яку сіль можна як продукт взаємодії основи з кислотою. Наприклад, сіль $KClO$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HClO$.
Залежно від сили основи та кислоти можна виділити чотири типи солей.
Розглянемо поведінку солей різних типіву розчині.
1. Солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою.
Наприклад, сіль ціанід калію $KCN$ утворена сильною основою $KOH$ і слабкою кислотою $HCN$:
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCN→(HCN)↙(\text"слабка однокислотна кислота")$
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Іони $Н^(+)$ і $CN^(-)$, що утворюються при цих процесах, взаємодіють між собою, зв'язуючись у молекули слабкого електроліту — ціаністоводневої кислоти $HCN$, тоді як гідроксид — іон $ОН^(-)$ залишається в розчині, обумовлюючи тим самим його лужне середовище. Відбувається гідроліз по аніону $CN^(-)$.
Запишемо повне іонне рівняння процесу, що відбувається (гідролізу):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Цей процес звернемо, і хімічна рівновагазміщено вліво (у бік освіти вихідних речовин), т.к. вода — значно слабший електроліт, ніж ціаністоводнева кислота $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні гідроксид-іони $ОН^(-)$, і концентрація їх більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі $KCN$ має лужне середовище($ рН > 7 $);
б) у реакції з водою беруть участь іони $CN^(-)$, у такому разі кажуть, що йде гідроліз по аніону. Інші приклади аніонів, які беруть участь у реакції з водою:
Розглянемо гідроліз карбонату натрію $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"слабка двоосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі по аніону $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Продукти гідролізу кисла сіль$NaHCO_3$ і гідроксид натрію $NaOH$.
Середовище водного розчину карбонату натрію — лужне ($рН > 7$), оскільки у розчині збільшується концентрація іонів $ОН^(-)$. Кисла сіль $NaHCO_3$ теж може піддаватися гідролізу, який протікає дуже незначною мірою, і ним можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по аніону:
а) по аніону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага у таких реакціях сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах подібних солей лужна ($ рН > 7 $);
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатоосновними кислотами, виходять кислі солі.
2. Солі, утворені сильною кислотою та слабкою основою.
Розглянемо гідроліз хлориду амонію $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
У водному розчині солі відбуваються два процеси:
1) незначна оборотна дисоціація молекул води (дуже слабкого амфотерного електроліту), яку спрощено можна записати за допомогою рівняння:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) повна дисоціація солі (сильного електроліту):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Іони $OH^(-)$ і $NH_4^(+)$, що утворюються при цьому, взаємодіють між собою з отриманням $NH_3·H_2O$ (слабкий електроліт), тоді як іони $Н^(+)$ залишаються в розчині, обумовлюючи тим самим його кислотне середовище.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Процес звернемо, хімічна рівновага зміщена у бік утворення вихідних речовин, т.к. вода $Н_2О$ - значно слабший електроліт, ніж гідрат аміаку $NH_3·H_2O$.
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Рівняння показує, що:
а) у розчині є вільні іони водню $Н^(+)$, та їх концентрація більша, ніж у чистій воді, тому розчин солі має кислотне середовище($рН
б) у реакції з водою беруть участь катіони амонію $NH_4^(+)$; у такому разі кажуть, що йде гідроліз по катіону.
У реакції з водою можуть брати участь і багатозарядні катіони: двозарядні$М^(2+)$ (наприклад, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), крім катіонів лужноземельних металів, тризарядні$М^(3+)$ (наприклад, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Розглянемо гідроліз нітрату нікелю $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"слабка двокислотна основа")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"сильна одноосновна кислота")$
Відбувається гідроліз солі за катіоном $Ni^(2+)$.
Повне іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Скорочене іонне рівняння гідролізу:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Продукти гідролізу основна сіль$NiOHNO_3$ та азотна кислота$HNO_3$.
Середовище водного розчину нітрату нікелю кислотне ($рН
Гідроліз солі $NiOHNO_3$ протікає значно меншою мірою, і ним можна знехтувати.
Підіб'ємо підсумок того, що ви дізналися про гідроліз по катіону:
а) по катіону солі, як правило, гідролізуються оборотно;
б) хімічна рівновага реакцій сильно зміщена вліво;
в) реакція середовища у розчинах таких солей кислотна ($рН
г) при гідролізі солей, утворених слабкими багатокислотними основами, виходять основні солі.
3. Солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою.
Вам, очевидно, вже ясно, що такі солі піддаються гідролізу і катіону, і аніону.
Катіон слабкої основи пов'язує іони $ОН^(-)$ з молекул води, утворюючи слабка основа; аніон слабкої кислоти пов'язує іони $Н^(+)$ з молекул води, утворюючи слабку кислоту. Реакція розчинів цих солей може бути нейтральною, слабокислотною або слаболужною. Це залежить від констант дисоціації двох слабких електролітів - кислоти та основи, які утворюються в результаті гідролізу.
Наприклад, розглянемо гідроліз двох солей: ацетату амонію $NH_4(CH_3COO)$ і форміату амонію $NH_4(HCОO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"сильна одноосновна кислота");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"слабка однокислотна основа")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"слабка одноосновна кислота").$
У водних розчинах цих солей катіони слабкої основи $NH_4^(+)$ взаємодіють з гідроксидіонами $ОН^(-)$ (нагадаємо, що вода дисоціює $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), а аніони слабких кислот $CH_3COO^(-)$ і $HCOO^(-)$ взаємодіють з катіонами $Н^(+)$ з утворенням молекул слабких кислот — оцтової $CH_3COOH$ і мурашиною $HCOOH$.
Запишемо іонні рівняннягідролізу:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
У цих випадках гідроліз теж оборотний, але рівновага зміщена у бік утворення продуктів гідролізу - двох слабких електролітів.
У першому випадку середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^(-5)$. У другому випадку середовище розчину слабокислотне ($ pH
Як ви вже помітили, гідроліз більшості солей є оборотним процесом. У стані хімічної рівноваги гідролізована лише частина солі. Проте, деякі солі повністю розкладаються водою, тобто. їхній гідроліз є незворотним процесом.
У таблиці "Розчинність кислот, основ і солей у воді" ви знайдете примітку: "у водному середовищі розкладаються" - це означає, що такі солі піддаються незворотному гідролізу. Наприклад, сульфід алюмінію $Al_2S_3$ у воді піддається незворотному гідролізу, тому що іони, що з'являються при гідролізі за катіоном $Н^(+)$ зв'язуються утворюються при гідролізі по аніону іонами $ОН^(-)$. Це посилює гідроліз і призводить до утворення нерозчинного гідроксиду алюмінію та газоподібного сірководню:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Тому сульфід алюмінію $Al_2S_3$ не можна отримати реакцією обміну між водними розчинами двох солей, наприклад, хлориду алюмінію $AlCl_3$ та сульфіду натрію $Na_2S$.
Можливі й інші випадки незворотного гідролізу, їх неважко передбачити, адже для незворотності процесу необхідно, щоб хоча б один із продуктів гідролізу йшов із сфери реакції.
Підіб'ємо підсумок тому, що ви дізналися про гідроліз і по катіону, і по аніону:
а) якщо солі гідролізуються і по катіону, і по аніону звернено, то хімічна рівновага в реакціях гідролізу зміщено праворуч;
б) реакція середовища при цьому або нейтральна, або слабокислотна, або слаболужна, що залежить від співвідношення констант дисоціації основи і кислоти, що утворюються;
в) солі можуть гідролізуватися і по катіону, і по аніону незворотно, якщо хоча б один із продуктів гідролізу йде зі сфери реакції.
4. Солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, не піддаються гідролізу.
Цього висновку, очевидно, ви дійшли самі.
Розглянемо поведінку у розчині хлориду калію $KCl$.
$(KOH)↙(\text"сильна однокислотна основа")←KCl→(HCl)↙(\text"сильна одноосновна кислота").$
Сіль у водному розчині дисоціює на іони ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), але при взаємодії з водою слабкий електроліт утворитися не може. Середовище розчину нейтральна ($ рН = 7 $), т.к. концентрації іонів $Н^(+)$ і $ОН^(-)$ у розчині рівні, як у чистій воді.
Іншими прикладами подібних солей можуть бути галогеніди, нітрати, перхлорати, сульфати, хромати та дихромати лужних металів, галогеніди (крім фторидів), нітрати та перхлорати лужноземельних металів.
Слід зазначити, що реакція оборотного гідролізу повністю підпорядковується принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солі можна посилити(і навіть зробити незворотнім) такими способами:
а) додати води (зменшити концентрацію);
б) нагріти розчин, при цьому посилюється ендотермічна дисоціація води:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ кДж,
отже, збільшується кількість $Н^(+)$ і $ОН^(-)$, які необхідні здійснення гідролізу солі;
в) зв'язати один із продуктів гідролізу у важкорозчинну сполуку або видалити один із продуктів у газову фазу; наприклад, гідроліз ціаніду амонію $NH_4CN$ значно посилюватиметься за рахунок розкладання гідрату аміаку з утворенням аміаку $NH_3$ і води $Н_2О$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Гідроліз солей
Умовні позначення:
Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість солі, що піддається гідролізу), діючи наступним чином:
а) збільшити концентрацію розчиненої речовини;
б) охолодити розчин (для ослаблення гідролізу розчини солей слід зберігати концентрованими та при низьких температурах);
в) ввести в розчин один із продуктів гідролізу; наприклад, підкислювати розчин, якщо його середовище в результаті гідролізу кислотне, або підлужувати, якщо лужна.
Значення гідролізу
Гідроліз солей має і практичне, і біологічне значення. Ще в давнину як миючий засіб використовували золу. У золі міститься карбонат калію $K_2CO_3$, який у воді гідролізується по аніону, водний розчин набуває милості за рахунок іонів, що утворюються при гідролізі $ОН^(-)$.
В даний час ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила - це натрієві та калієві солі вищих жирних карбонових кислот: стеарати, пальмітати, що гідролізуються.
Гідроліз стеарату натрію $С_(17)Н_(35)COONa$ виражається наступним іонним рівнянням:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
тобто. розчин має слаболужне середовище.
До складу пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот (фосфати, карбонати), які посилюють миючу дію за рахунок підвищення рН середовища.
Солі, що створюють необхідне лужне середовище розчину, містяться у фотографічному проявнику. Це карбонат натрію $Na_2CO_3$, карбонат калію $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ та інші солі, що гідролізуються по аніону.
Якщо кислотність грунту недостатня, рослин з'являється хвороба — хлороз. Її ознаки - пожовтіння або побіління листя, відставання у зростанні та розвитку. Якщо $рН_(ґрунти) > 7.5$, то до неї вносять добриво сульфат амонію $(NH_4)_2SO_4$, яке сприяє підвищенню кислотності завдяки гідролізу по катіону, що проходить у ґрунті:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Неоціненна біологічна роль гідролізу деяких солей, що входять до складу нашого організму. Наприклад, до складу крові входять солі гідрокарбонат та гідрофосфат натрію. Їхня роль полягає у підтримці певної реакції середовища. Це відбувається за рахунок усунення рівноваги процесів гідролізу:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Якщо в крові надлишок іонів $Н^(+)$, вони зв'язуються з гідроксид-іонами $ОН^(-)$, і рівновага зміщується вправо. При надлишку гідроксид-іонів $ОН^(-)$ рівновага зміщується вліво. Завдяки цьому кислотність крові здорової людини коливається незначною мірою.
Інший приклад: у складі слини людини є іони $HPO_4^(2-)$. Завдяки їм у порожнині рота підтримується певне середовище ($рН = 7-7.5 $).
У ході уроку вивчимо тему «Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник». Ви дізнаєтеся про гідроліз - обмінну реакцію речовини з водою, що призводить до розкладання хімічної речовини. Крім того, буде введено визначення водневого показника – так званого РН.
Тема: Розчини та їх концентрація, дисперсні системи, електролітична дисоціація
Урок: Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник
Гідроліз -це обмінна реакція речовини з водою, що призводить до її розкладання. Спробуємо розібратися у причині цього явища.
Електроліти поділяються на сильні електроліти та слабкі. Див Табл. 1.
Табл. 1
Вода відноситься до слабких електролітів і тому дисоціює на іони лише незначною мірою Н 2 О ↔ Н + + ВІН -
Іони речовин, які у розчин, гідратуються молекулами води. Але при цьому може відбуватися інший процес. Наприклад, аніони солі, які утворюються при її дисоціації, можуть взаємодіяти з катіонами водню, які, хай і незначною мірою, але все-таки утворюються при дисоціації води. При цьому може відбуватися усунення рівноваги дисоціації води. Позначимо аніон кислоти Х -.
Припустимо, що сильна кислота. Тоді вона за визначенням практично повністю розпадається на іони. Якщо кислота слабка, вона дисоціює неповністю. Вона утворюватиметься при додаванні у воду з аніонів солі та іонів водню, що виходять при дисоціації води. За рахунок її утворення, в розчині зв'язуватимуться іони водню, і їх концентрація зменшуватиметься. Н + + Х - ↔ НХ
Але, за правилом Ле Шательє, при зменшенні концентрації іонів водню рівновага зміщується в першій реакції у бік їх утворення, тобто вправо. Іони водню зв'язуватимуться з іонами водню води, а гідроксид іони - ні, і їх стане більше, ніж було у воді до додавання солі. Значить, середовище розчину буде лужним. Індикатор фенолфталеїну стане малиновим. рис. 1.
Мал. 1
Аналогічно можна розглянути взаємодію катіонів із водою. Не повторюючи весь ланцюжок міркувань, підсумовуємо, що якщо підстава слабка, то в розчині будуть накопичуватися іони водню, і середа буде кисла.
Катіони та аніони солей можна розділити на два типи. Мал. 2.
Мал. 2. Класифікація катіонів та аніонів за силою електролітів
Оскільки і катіони та аніони, згідно з даною класифікацією, бувають двох типів, то всього існує 4 різноманітні комбінації при утворенні їх солей. Розглянемо, як ставиться до гідролізу кожен із класів цих солей. Табл. 2.
|
Якими за силою кислотою та основою утворена сіль |
Приклади солей |
Ставлення до гідролізу |
Середа |
Забарвлення лакмусу |
|
Сіль сильної основи та сильної кислоти |
NaCl, Ba(NO 3) 2 , K 2 SO 4 |
Гідроліз не піддаються. |
нейтральна |
фіолетовий |
|
Сіль слабкої основи та сильної кислоти |
ZnSO 4 , AlCl 3 , Fe(NO 3) 3 |
Гідроліз по катіону. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Сіль сильної основи та слабкої кислоти |
Na 2 CO 3 ,К 2 SiO 3 Li 2 SO 3 |
Гідроліз по аніону CO 3 2 + HOH |
лужна |
|
|
Сіль слабкої основи та слабкої кислоти |
FeS, Al(NO 2) 3 , CuS |
Гідроліз і аніону, і катіону. |
середовище розчину залежить від того, яка з сполук, що утворюються, буде більш слабким електролітом. |
залежить від сильнішого електроліту. |
HCO 3 + OHТабл. 2.
Підсилити гідроліз можна розведенням розчину або нагріванням системи.
Солі, які піддаються незворотному гідролізу
Реакції іонного обміну протікають до кінця при випаданні осаду, виділення газу або речовини, що малодисується.
2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6Н 2 Про→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Якщо взяти сіль слабкої основи і слабкої кислоти і при цьому катіон і аніон будуть багатозарядними, то при гідролізі таких солей утворюватиметься і нерозчинний гідроксид відповідного металу, і газоподібний продукт. У разі гідроліз може стати незворотним. Наприклад, реакції (1) не утворюється осад сульфіду алюмінію.
Під це правило підпадають наступні солі: 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 . Ці солі у водному середовищі піддаються незворотному гідролізу.Їх неможливо одержати у водному розчині.
У органічної хіміїгідроліз має дуже велике значення.
При гідроліз змінюється концентрація іонів водню в розчині, а в багатьох реакціях використовуються кислоти або основи. Тому, якщо ми знатимемо концентрацію іонів водню в розчині, то буде легше стежити за процесом і керувати ним. Для кількісної характеристикивмісту іонів у розчині використовується рН розчину. Він дорівнює негативному логарифму концентрації іонів водню.
pН = -lg [ H + ]
Концентрація іонів водню у воді дорівнює 10 -7 ступеня, відповідно, рН = 7 абсолютно чистої води при кімнатній температурі.
Якщо долити розчин кислоти або додати сіль слабкої основи і сильної кислоти, то концентрація іонів водню стане більше 10 -7 і рН< 7.
Якщо додати луги або солі сильної основи та слабкої кислоти, то концентрація іонів водню стане меншою, ніж 10 -7 і рН>7. рис. 3. Знати кількісний показник кислотності необхідно у багатьох випадках. Наприклад, водневий показник шлункового соку дорівнює 1,7. Збільшення чи зменшення цього значення призводить до порушення травних функцій людини. У сільському господарствіведеться контроль кислотності ґрунту. Наприклад, для садівництва найкращим є ґрунт із рН = 5-6. При відхиленні від цих значень в грунт вносять добавки, що підкислюють або підлуговують.
Мал. 3
Підбиття підсумку уроку
У ході уроку вивчили тему «Гідроліз. Середовище водяних розчинів. Водневий показник». Ви дізналися про гідроліз - обмінну реакцію речовини з водою, що призводить до розкладання хімічної речовини. Крім того, було введено визначення водневого показника – так званого рН.
Список литературы
1. Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/ Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.
2. Попіль П.П. Хімія: 8 кл.: підручник для загальноосвітніх навчальних закладів/ П.П. Попель, Л.С.Крівля. – К.: ІЦ «Академія», 2008. – 240 с.: іл.
3. Габрієлян О.С. Хімія. 11 клас. Базовий рівень. 2-ге вид., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.
Домашнє завдання
1. № №6-8 (с. 68) Рудзітіс Г.Є. Хімія. Основи загальної хімії. 11 клас: підручник для загальноосвітніх установ: базовий рівень/Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - 14-те вид. - М: Просвітництво, 2012.
2. Чому рН дощової води завжди менше 7?
3. Що зумовлює малинове забарвлення розчину карбонату натрію?
