Milline on soolade vesilahuste keskkond? Soolade hüdrolüüs

Ülesannete raamat üldisest ja anorgaanilisest keemiast

7. Protoliitide vesilahused. 7.1. Vesi. Neutraalne, happeline ja aluseline keskkond. Tugevad protoliidid

Teoreetiline osa

Kaasaegne hapete ja aluste teooria on prootoniteooria Brønsted-Lowry, mis seletab happelise või aluselise funktsiooni avaldumist ainete poolt sellega, et nad reageerivad protolüüs– prootonite (vesinikkatioonide) vahetusreaktsioonid H+:

NA+E A - +EI +

happeline alus alus hape

Selle teooria järgi hape- See prootoneid sisaldav aine HA, mis on oma prootoni doonor; alus on aine E, mis võtab vastu happe poolt loovutatud prootoneid. Üldiselt on reagendiks hape HA ja reagendiks alus E ning produktiks on alus A - ja toode - hape HE + konkureerivad üksteisega prootoni omamise pärast, mis viib pöörduva happe-aluse reaktsiooni olekusse protolüütiline tasakaal. Seetõttu sisaldab süsteem nelja ainet, mis moodustavad kaks konjugeeritud happe-aluse paari: HA / A - ja EI + /E. Aineid, millel on happelised või aluselised omadused, nimetatakse protoliidid .

7.1. Vesi. Neutraalne, happeline ja aluseline keskkond. Tugev protoliidid

Kõige tavalisem vedel lahusti Maal on vesi. Puhas vesi sisaldab toimuva reaktsiooni tõttu lisaks H 2 O molekulidele hüdroksiidioone OH - ja oksooniumi katioone H 3 O + autoprotolüüs vesi:

H 2 O + H 2 O OH − + H 3 O

happe alus hape

Vee autoprotolüüsi kvantitatiivne tunnus on ioonne toode vesi:

K IN= [H30+ ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° KOOS)

Seetõttu puhtas vees

[H3O+] = [OH-] =1. 10–7 mol/l (25° KOOS)

Läbi väljendatakse ka oksooniumi katioonide ja hüdroksiidioonide sisaldus pH väärtus pHJa hüdroksüülindeks pOH:

pH = -lg ,pOH = -lg [ oh – ]

Puhtas vees kell 25 ° KOOSpH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.

Ainete lahjendatud (alla 0,1 mol/l) vesilahustes väärtuspHvõib olla võrdne, suurem või väiksempHpuhas vesi. KellpH= 7 vesilahuse keskkonda nimetatakse neutraalseks, kuipH < 7 – кислотной, при pH> 7 – aluseline. Ioonide kontsentratsiooni märkimisväärne tõusH 3 O + vees (looming happeline keskkond) saavutatakse selliste ainete, nagu vesinikkloriid, perkloor- ja väävelhape, protolüüsi pöördumatu reaktsiooni kaudu:

HCl+H2O= Cl – +H 3 O +, pH< 7

HClO4+H 2 O=ClO 4 – +H 3 O +, pH< 7

H2SO4+2H2O=SO42– +2H3O+, pH< 7

IoonidCl – , ClO 4 – , NII 4 2– , konjugeeritud nende hapetega, ei oma vees aluselisi omadusi. Mõned hüdroanioonid käituvad vesilahuses sarnaselt, näiteks vesiniksulfaadi ioon:

HSO 4 – + H 2 O=SO 4 2– +H 3 O + ,pH< 7

Protolüüsireaktsioonide pöördumatuse tõttu ioon iseH 3 O + , ainedHCl, HClO 4 JaH 2 NII 4 , nendega sarnased protolüütiline omadusedHClO 3 , HBr, HBrO 3 , TERE, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, H 2 SeO 4 , HMnO 4 , ioonidHSO 4 – , HSeO 4 – ja mõned teised vesilahuses tugevad happed. Tugeva happe HA lahjendatud lahuses (st Koos AT vähem kui 1 mol/l) on oksooniumi katioonide kontsentratsioon ja pH seotud analüütilise (valmistamise teel) molaarse kontsentratsiooniga Koos ON järgmiselt:

[ H 3 O + ] = Koos PEAL ,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgKoos PEAL

Näide 1 . Määrake pH väärtus 0,006 M väävelhappe lahuses temperatuuril25 ° KOOS .

Lahendus

OH-ioonide kontsentratsiooni märkimisväärne tõus vees (leeliselise keskkonna loomine) saavutatakse selliste ainete lahustumisel ja täielikul elektrolüütilisel dissotsiatsioonil nagu kaalium- ja baariumhüdroksiidid, nn. leelised:

KOH = K + + OH – ; Va(OH) 2 + 2OH – , pH >7

Ained KOH, B A(OH) 2,NaOHja sarnased aluselised hüdroksiidid tahkes olekus on ioonkristallid; Nende elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus vesilahuses tekivad OH-ioonid (see tugev alus) , samuti ioonidK + , Va 2+ ,Na + jne, millel ei ole vees happelisi omadusi. Leelise MOH antud analüütilise kontsentratsiooni korral lahjendatud lahuses ( Koos Balla 0,1 mol/l) meil on:

[OH – ] = Koos M Oh; pH = 14 – pOH = 14+lg[OH – ] = 14 +lgKoos MOH

Näide 2 . Määrake pH 0,012 M baariumhüdroksiidi lahuses temperatuuril 25 °C° KOOS.

Pidage meeles:

Neutraliseerimisreaktsioon on reaktsioon happe ja aluse vahel, mille käigus tekib sool ja vesi;

Puhta vee all mõistavad keemikud keemiliselt puhast vett, mis ei sisalda lisandeid ega lahustunud sooli, st destilleeritud vett.

Keskkonna happesus

Erinevate keemiliste, tööstuslike ja bioloogiliste protsesside puhul on väga oluliseks tunnuseks lahuste happesus, mis iseloomustab hapete või leeliste sisaldust lahustes. Kuna happed ja leelised on elektrolüüdid, kasutatakse keskkonna happesuse iseloomustamiseks H+ või OH - ioonide sisaldust.

Puhtas vees ja igas lahuses on koos lahustunud ainete osakestega ka H+ ja OH - ioone. See tekib vee enda dissotsiatsiooni tõttu. Ja kuigi me peame vett mitteelektrolüüdiks, võib see sellest hoolimata dissotsieeruda: H 2 O ^ H+ + OH - . Kuid see protsess toimub väga vähesel määral: 1 liitris vees laguneb ioonideks ainult 1 ioon. 10-7 molekuli.

Happelahustes tekivad nende dissotsiatsiooni tulemusena täiendavad H+ ioonid. Sellistes lahustes on H+ ioone oluliselt rohkem kui vee kergel dissotsiatsioonil tekkivaid OH - ioone, mistõttu neid lahuseid nimetatakse happelisteks (joon. 11.1, vasakul). Tavaliselt öeldakse, et sellistes lahustes on happeline keskkond. Mida rohkem H+ ioone lahus sisaldab, seda happelisem on keskkond.

Leeliselahustes domineerivad dissotsiatsiooni tulemusena vastupidiselt OH - ioonid ja vee ebaolulise dissotsiatsiooni tõttu H + katioonid peaaegu puuduvad. Selliste lahuste keskkond on aluseline (joonis 11.1, paremal). Mida suurem on OH - ioonide kontsentratsioon, seda aluselisem on lahuse keskkond.

Lauasoola lahuses on H+ ja OH ioonide arv sama ja võrdne 1-ga. 10-7 mol 1 liitris lahuses. Sellist keskkonda nimetatakse neutraalseks (joon. 11.1, keskel). Tegelikult tähendab see, et lahus ei sisalda ei hapet ega leelist. Neutraalne keskkond on iseloomulik mõnede soolade (moodustuvad leelise ja tugeva happega) ja paljude orgaaniliste ainete lahustele. Puhtal veel on ka neutraalne keskkond.

pH väärtus

Kui võrrelda keefiri ja sidrunimahla maitset, siis võib julgelt väita, et sidrunimahl on palju happelisem ehk nende lahuste happesus on erinev. Te juba teate, et puhas vesi sisaldab ka H+ ioone, kuid vee hapukat maitset pole tunda. Selle põhjuseks on H+ ioonide liiga madal kontsentratsioon. Sageli ei piisa sellest, kui öelda, et keskkond on happeline või aluseline, vaid on vaja seda kvantitatiivselt iseloomustada.

Keskkonna happesust iseloomustab kvantitatiivselt vesiniku indikaator pH (hääldatakse "p-tuhk"), mis on seotud kontsentratsiooniga

Vesinikuioonid. pH väärtus vastab teatud vesiniku katioonide sisaldusele 1 liitris lahuses. Puhas vesi ja neutraalsed lahused sisaldavad 1 liitrit 1 liitris. 10 7 mol H+ ioone ja pH väärtus on 7. Happelistes lahustes on H+ katioonide kontsentratsioon suurem kui puhtas vees ja aluselistes lahustes väiksem. Vastavalt sellele muutub pH väärtuse väärtus: happelises keskkonnas on see vahemikus 0 kuni 7 ja leeliselises keskkonnas vahemikus 7 kuni 14. Taani keemik Peder Sørensen pakkus esmakordselt välja pH väärtuse kasutamise.

Võib-olla olete märganud, et pH väärtus on seotud H+ ioonide kontsentratsiooniga. PH määramine on otseselt seotud arvu logaritmi arvutamisega, mida õpid 11. klassi matemaatikatundides. Kuid seost lahuse ioonide sisalduse ja pH väärtuse vahel saab jälgida järgmise skeemi järgi:

Enamiku ainete ja looduslike lahuste vesilahuste pH väärtus jääb vahemikku 1 kuni 13 (joonis 11.2).

Riis. 11.2. Erinevate looduslike ja tehislike lahuste pH väärtus

Søren Peder Laurits Sørensen

Taani füüsikaline keemik ja biokeemik, Taani Kuningliku Seltsi president. Lõpetanud Kopenhaageni ülikooli. 31-aastaselt sai temast Taani Polütehnilise Instituudi professor. Ta juhtis Kopenhaagenis asuva Carlsbergi õlletehase mainekat füüsikalis-keemilist laborit, kus ta tegi oma peamised teaduslikud avastused. Tema peamine teaduslik tegevus oli pühendatud lahuste teooriale: ta tutvustas pH väärtuse mõistet ja uuris ensüümi aktiivsuse sõltuvust lahuste happesusest. Oma teaduslike saavutuste eest kanti Sørensen "20. sajandi 100 silmapaistva keemiku" nimekirja, kuid teadusajaloos jäi ta peamiselt teadlaseks, kes tutvustas mõisteid "pH" ja "pH-meetria".

Keskmise happesuse määramine

Lahuse happesuse määramiseks laborites kasutatakse kõige sagedamini universaalset indikaatorit (joonis 11.3). Selle värvi järgi saate määrata mitte ainult happe või leelise olemasolu, vaid ka lahuse pH väärtuse 0,5 täpsusega. PH täpsemaks mõõtmiseks on spetsiaalsed seadmed - pH-meetrid (joonis 11.4). Need võimaldavad teil määrata lahuse pH täpsusega 0,001-0,01.

Indikaatorite või pH-meetrite abil saate jälgida keemiliste reaktsioonide edenemist. Näiteks kui naatriumhüdroksiidi lahusele lisatakse kloriidhapet, toimub neutraliseerimisreaktsioon:

Riis. 11.3. Universaalne indikaator määrab ligikaudse pH väärtuse

Riis. 11.4. Lahuste pH mõõtmiseks kasutatakse spetsiaalseid seadmeid - pH-mõõtjaid: a - laboratoorne (statsionaarne); b - kaasaskantav

Sel juhul on reaktiivide ja reaktsioonisaaduste lahused värvitud. Kui algsesse leeliselahusesse asetatakse pH-meetri elektrood, saab leelise täielikku neutraliseerimist happega hinnata saadud lahuse pH väärtuse järgi.

pH indikaatori kasutamine

Lahuste happesuse määramisel on suur praktiline tähtsus paljudes teaduse, tööstuse ja muudes inimelu valdkondades.

Ökoloogid mõõdavad regulaarselt vihmavee, jõgede ja järvede pH-d. Loodusveekogude happesuse järsk tõus võib olla tingitud õhusaastest või tööstusjäätmete sattumisest veekogudesse (joonis 11.5). Sellised muutused toovad kaasa taimede, kalade ja teiste veekogude elanike hukkumise.

Vesinikuindeks on elusorganismides toimuvate protsesside uurimiseks ja vaatlemiseks väga oluline, kuna rakkudes toimub arvukalt keemilisi reaktsioone. Kliinilises diagnostikas määratakse vereplasma, uriini, maomahla jne pH (joon. 11.6). Normaalne vere pH on vahemikus 7,35 kuni 7,45. Juba väike muutus inimese vere pH-s põhjustab tõsiseid haigusi ning pH = 7,1 ja alla selle algavad pöördumatud muutused, mis võivad lõppeda surmaga.

Enamiku taimede jaoks on mulla happesus oluline, seetõttu viivad agronoomid eelnevalt läbi mullaanalüüsid, määrates nende pH (joon. 11.7). Kui happesus on konkreetse põllukultuuri jaoks liiga kõrge, lubjatakse muld kriidi või lubja lisamisega.

Toiduainetööstuses kasutatakse toiduainete kvaliteedi kontrollimiseks happe-aluse näitajaid (joonis 11.8). Näiteks piima normaalne pH on 6,8. Sellest väärtusest kõrvalekaldumine näitab kas võõrlisandite olemasolu või selle hapnemist.

Riis. 11.5. Veehoidlates oleva vee pH-taseme mõju taimede elutegevusele neis

Igapäevaelus kasutatavate kosmeetikatoodete pH väärtus on oluline. Inimese naha keskmine pH on 5,5. Kui nahk puutub kokku toodetega, mille happesus erineb oluliselt sellest väärtusest, põhjustab see naha enneaegset vananemist, kahjustusi või põletikku. Täheldati, et pesunaistel, kes kasutasid pesemiseks pikka aega tavalist pesuseepi (pH = 8-10) või pesusoodat (Na 2 CO 3, pH = 12-13), muutus käte nahk väga kuivaks ja kattus praod. Seetõttu on väga oluline kasutada erinevaid kosmeetikatooteid (geelid, kreemid, šampoonid jne), mille pH on lähedane naha loomulikule pH-le.

LABORATOORSED KATSED nr 1-3

Varustus: rest katseklaasidega, pipett.

Reaktiivid: vesi, kloriidhape, NaCl, NaOH lahused, lauaäädikas, universaalne indikaator (lahus või indikaatorpaber), toiduained ja kosmeetikatooted (näiteks sidrun, šampoon, hambapasta, pesupulber, gaseeritud joogid, mahlad jne.) .

Ohutusnõuded:

Katsete jaoks kasutage väikeses koguses reaktiive;

Olge ettevaatlik, et reaktiivid ei satuks nahale või silmadesse; Kui söövitav aine satub, peske see rohke veega maha.

Vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide määramine lahustes. Vee, leeliseliste ja happeliste lahuste ligikaudse pH väärtuse määramine

1. Valage 1-2 ml viide katseklaasi: katseklaasi nr 1 – vesi, nr 2 – kloriidhape, nr 3 – naatriumkloriidi lahus, nr 4 – naatriumhüdroksiidi lahus ja nr 5 – lauaäädikas. .

2. Lisage igasse katseklaasi 2-3 tilka universaalset indikaatorlahust või langetage indikaatorpaber. Määrake lahuste pH, võrreldes indikaatori värvust standardskaalal. Tehke järeldused vesinikkatioonide või hüdroksiidioonide olemasolu kohta igas katseklaasis. Kirjutage nende ühendite dissotsiatsioonivõrrandid.

Toidu- ja kosmeetikatoodete pH-uuringud

Toidu- ja kosmeetikatoodete proovinäidised universaalse indikaatoriga. Kuivaine, näiteks pesupulbri uurimiseks tuleb need lahustada väikeses koguses vees (1 spaatel kuivainet 0,5-1 ml vee kohta). Määrake lahuste pH. Tehke järeldused iga uuritud toote keskkonna happesuse kohta.

Põhiidee

Kontrollküsimused

130. Milliste ioonide olemasolu lahuses määrab selle happesuse?

131. Milliseid ioone leidub happelahustes ülemääraselt? aluselises?

132. Milline näitaja kirjeldab kvantitatiivselt lahuste happesust?

133. Mis on pH väärtus ja H+ ioonide sisaldus lahustes: a) neutraalsed; b) nõrgalt happeline; c) kergelt aluseline; d) tugevalt happeline; d) väga aluseline?

Ülesanded materjali valdamiseks

134. Teatud aine vesilahuses on leeliseline keskkond. Milliseid ioone on selles lahuses rohkem: H+ või OH -?

135. Kahes katseklaasis on nitraathappe ja kaaliumnitraadi lahused. Milliste näitajate abil saab kindlaks teha, milline katseklaas sisaldab soolalahust?

136. Kolmes katseklaasis on baariumhüdroksiidi, nitraathappe ja kaltsiumnitraadi lahused. Kuidas neid lahuseid ühe reagendi abil ära tunda?

137. Ülaltoodud loetelust kirjutage eraldi üles nende ainete valemid, mille lahuses on keskkond: a) happeline; b) aluseline; c) neutraalne. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, KNO 3.

138. Vihmavee pH on 5,6. Mida see tähendab? Milline õhus sisalduv aine vees lahustatuna määrab keskkonna happesuse?

139. Millises keskkonnas (happeline või aluseline): a) šampoonilahuses (pH = 5,5);

b) terve inimese veres (pH = 7,4); c) inimese maomahlas (pH = 1,5); d) süljes (pH = 7,0)?

140. Soojuselektrijaamades kasutatav kivisüsi sisaldab lämmastiku ja väävli ühendeid. Söe põlemisproduktide atmosfääri paiskamine toob kaasa nn happevihmade tekke, mis sisaldavad vähesel määral nitraat- või sulfithappeid. Millised pH väärtused on sellisele vihmaveele tüüpilised: üle 7 või alla 7?

141. Kas tugeva happe lahuse pH sõltub selle kontsentratsioonist? Põhjenda oma vastust.

142. Lahusele, mis sisaldas 1 mol kaaliumhüdroksiidi, lisati fenoolftaleiini lahus. Kas selle lahuse värvus muutub, kui sellele lisada kloriidhapet koguses: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. Kolm märgistamata katseklaasi sisaldavad naatriumsulfaadi, naatriumhüdroksiidi ja sulfaathappe värvituid lahuseid. Kõigi lahuste pH väärtust mõõdeti: esimeses katseklaasis - 2,3, teises - 12,6, kolmandas - 6,9. Milline katseklaas millist ainet sisaldab?

144. Õpilane ostis apteegist destilleeritud vett. pH-meeter näitas, et selle vee pH väärtus oli 6,0. Seejärel keetis õpilane seda vett kaua, täitis anuma otsani kuuma veega ja sulges kaane. Kui vesi jahtus toatemperatuurini, tuvastas pH-meeter väärtuse 7,0. Pärast seda lasi õpilane kõrrega õhku läbi vee ja pH-meeter näitas taas 6,0. Kuidas nende pH mõõtmiste tulemusi seletada?

145. Miks võivad teie arvates kaks sama tootja pudelit äädikat sisaldada lahuseid, mille pH väärtus on veidi erinev?

See on õpiku materjal

Keemiliselt saab lahuse pH-d määrata happe-aluse indikaatorite abil.

Happe-aluse indikaatorid on orgaanilised ained, mille värvus sõltub keskkonna happesusest.

Levinumad indikaatorid on lakmus, metüülapelsin ja fenoolftaleiin. Lakmus muutub happelises keskkonnas punaseks ja leeliselises keskkonnas siniseks. Fenoolftaleiin on happelises keskkonnas värvitu, kuid leeliselises keskkonnas muutub karmiinpunaseks. Metüüloranž muutub happelises keskkonnas punaseks ja leeliselises keskkonnas kollaseks.

Laboratoorses praktikas segatakse sageli mitmeid indikaatoreid, mis valitakse nii, et segu värvus muutub laias pH väärtuste vahemikus. Nende abiga saate määrata lahuse pH ühe täpsusega. Neid segusid nimetatakse universaalsed näitajad.

On olemas spetsiaalsed seadmed - pH-meetrid, millega saate määrata lahuste pH vahemikus 0 kuni 14 0,01 pH-ühiku täpsusega.

Soolade hüdrolüüs

Mõne soola lahustumisel vees häirub vee dissotsiatsiooniprotsessi tasakaal ja vastavalt muutub keskkonna pH. Seda seetõttu, et soolad reageerivad veega.

Soolade hüdrolüüs – lahustunud soolaioonide keemilise vahetuse interaktsioon veega, mis viib nõrgalt dissotsieeruvate saaduste (nõrkade hapete või aluste molekulid, happesoolade anioonid või aluseliste soolade katioonid) moodustumiseni ja millega kaasneb keskkonna pH muutus.

Vaatleme hüdrolüüsi protsessi sõltuvalt soola moodustavate aluste ja hapete olemusest.

Tugevate hapete ja tugevate alustega (NaCl, kno3, Na2so4 jt) moodustunud soolad.

Ütleme et kui naatriumkloriid reageerib veega, tekib hüdrolüüsireaktsioon, moodustades happe ja aluse:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Selle interaktsiooni olemuse õigeks mõistmiseks kirjutame reaktsioonivõrrandi ioonsel kujul, võttes arvesse, et ainus nõrgalt dissotsieeruv ühend selles süsteemis on vesi:

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -

Kui tühistada võrrandi vasakul ja paremal küljel olevad identsed ioonid, jääb vee dissotsiatsiooni võrrand alles:

H 2 O ↔ H + + OH -

Nagu näete, ei ole lahuses üleliigseid H + ega OH - ioone võrreldes nende veesisaldusega. Lisaks ei moodustu teisi nõrgalt dissotsieeruvaid või vähelahustuvaid ühendeid. Sellest järeldame, et tugevate hapete ja alustega moodustunud soolad ei hüdrolüüsi ning nende soolade lahuste reaktsioon on sama, mis vees, neutraalne (pH = 7).

Hüdrolüüsireaktsioonide ioon-molekulaarsete võrrandite koostamisel on vajalik:

1) kirjutage üles soola dissotsiatsiooni võrrand;

2) määrab katiooni ja aniooni olemuse (leiab nõrga aluse katiooni või nõrga happe aniooni);

3) kirjutage üles reaktsiooni ioon-molekulaarne võrrand, võttes arvesse, et vesi on nõrk elektrolüüt ja laengute summa peaks olema mõlemal võrrandipoolel sama.

Nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustunud soolad

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa Ja jne. .)

Mõelge naatriumatsetaadi hüdrolüüsireaktsioonile. See lahuses olev sool laguneb ioonideks: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + on tugeva aluse katioon, CH 3 COO - on nõrga happe anioon.

Na + katioonid ei suuda veeioone siduda, kuna NaOH, tugev alus, laguneb täielikult ioonideks. Nõrga äädikhappe CH 3 COO anioonid - seovad vesinikioone, moodustades kergelt dissotsieerunud äädikhappe:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

Näha on, et CH 3 COONa hüdrolüüsi tulemusena tekkis lahuses liig hüdroksiidioone ning keskkonna reaktsioon muutus aluseliseks (pH > 7).

Seega võime järeldada, et nõrga happe ja tugeva aluse moodustatud soolad hüdrolüüsitakse anioonil ( An n - ). Sel juhul seovad soolaanioonid H ioone + , ja OH ioonid kogunevad lahusesse - , mis põhjustab leeliselise keskkonna (pH>7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (hetkel n=1 tekib HAn - nõrk hape).

Kahe- ja kolmealuseliste nõrkade hapete ja tugevate aluste soolade hüdrolüüs toimub astmeliselt

Vaatleme kaaliumsulfiidi hüdrolüüsi. K 2 S dissotsieerub lahuses:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- ;

K + on tugeva aluse katioon, S 2 on nõrga happe anioon.

Kaaliumi katioonid ei osale hüdrolüüsireaktsioonis, veega suhtlevad ainult nõrgad vesiniksulfiidi anioonid. Selle reaktsiooni esimene etapp on nõrgalt dissotsieeruvate HS-ioonide moodustumine ja teine ​​​​etapp on nõrga happe H2S moodustumine:

1. etapp: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

2. etapp: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

Hüdrolüüsi esimeses etapis moodustunud OH-ioonid vähendavad oluliselt hüdrolüüsi tõenäosust järgmises etapis. Sellest tulenevalt on tavaliselt praktilise tähtsusega protsess, mis toimub alles esimeses etapis, mis reeglina piirdub soolade hüdrolüüsi hindamisel normaaltingimustes.

Uurime universaalse indikaatori mõju teatud soolade lahustele

Nagu näeme, on esimese lahuse keskkond neutraalne (pH = 7), teise lahuse keskkond on happeline (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kuidas saame seletada nii huvitavat fakti? 🙂

Kõigepealt meenutagem, mis on pH ja millest see sõltub.

pH on vesinikuindeks, vesinikioonide kontsentratsiooni mõõt lahuses (vastavalt ladinakeelsete sõnade potentia hydrogeni esimestele tähtedele – vesiniku tugevus).

pH arvutatakse vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmina, väljendatuna moolides liitri kohta:

Puhtas vees temperatuuril 25 °C on vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonid samad ja ulatuvad 10 -7 mol/l-ni (pH = 7).

Kui mõlemat tüüpi ioonide kontsentratsioonid lahuses on võrdsed, on lahus neutraalne. Kui > on lahus happeline ja millal > leeliseline.

Mis põhjustab vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonide võrdsuse rikkumist mõnedes soolade vesilahustes?

Fakt on see, et vee dissotsiatsiooni tasakaalus toimub nihe, kuna üks selle ioonidest ( või ) seondub soolaioonidega, moodustades kergelt dissotsieerunud, halvasti lahustuva või lenduva produkti. See on hüdrolüüsi olemus.

- see on soolaioonide keemiline interaktsioon veeioonidega, mis viib nõrga elektrolüüdi - happe (või happesoola) või aluse (või aluselise soola) - moodustumiseni.

Sõna "hüdrolüüs" tähendab lagunemist vee toimel ("hüdro" - vesi, "lüüs" - lagunemine).

Sõltuvalt sellest, milline soolaioon veega interakteerub, eristatakse kolme tüüpi hüdrolüüsi:

1. hüdrolüüs katiooniga (ainult katioon reageerib veega);
2. hüdrolüüs aniooniga (ainult anioon reageerib veega);
3. liigeste hüdrolüüs - hüdrolüüs katioonil ja anioonil (nii katioon kui anioon reageerivad veega).

Mis tahes soola võib pidada tooteks, mis moodustub aluse ja happe koostoimel:

Soola hüdrolüüs on selle ioonide interaktsioon veega, mis põhjustab happelise või aluselise keskkonna ilmnemist, kuid sellega ei kaasne sademe või gaasi moodustumist.
Hüdrolüüsiprotsess toimub ainult osalusel lahustuv soolad ja koosneb kahest etapist:
1)dissotsiatsioon soolad lahuses - pöördumatu reaktsioon (dissotsiatsiooniaste või 100%);
2) tegelikult , st. soolaioonide koostoime veega, - pööratav reaktsioon (hüdrolüüsiaste ˂ 1 või 100%)
1. ja 2. etapi võrrandid - esimene neist on pöördumatu, teine ​​on pöörduv - te ei saa neid lisada!
Pange tähele, et katioonidest moodustuvad soolad leelised ja anioonid tugev happed ei läbi hüdrolüüsi, nad dissotsieeruvad ainult vees lahustumisel. KCl, NaNO 3, NaSO 4 ja BaI soolade lahustes on sööde neutraalne.

Hüdrolüüs aniooniga

Interaktsiooni korral anioonid vees lahustatud sool protsessi nimetatakse soola hüdrolüüs anioonil.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissotsiatsioon)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hüdrolüüs)
KNO 2 soola dissotsiatsioon toimub täielikult, NO 2 aniooni hüdrolüüs toimub väga vähesel määral (0,1 M lahuse puhul - 0,0014%), kuid sellest piisab, et lahus muutuks. aluseline(hüdrolüüsi saaduste hulgas on OH - ioon), see sisaldab lk H = 8,14.
Anioonid läbivad ainult hüdrolüüsi nõrk happed (selles näites nitritioon NO 2, mis vastab nõrgale lämmastikhappele HNO 2). Nõrga happe anioon tõmbab ligi vees olevat vesinikkatiooni ja moodustab selle happe molekuli, samas kui hüdroksiidioon jääb vabaks:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Näited:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 3 K + + 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 —
Pange tähele, et näidetes (c-e) ei saa te veemolekulide arvu suurendada ja hüdroanioonide (HCO 3, HPO 4, HS) asemel kirjutage vastavate hapete valemid (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hüdrolüüs on pöörduv reaktsioon ja see ei saa kulgeda "lõpuni" (kuni happe moodustumiseni).
Kui selle soola NaCO 3 lahuses moodustuks selline ebastabiilne hape nagu H 2 CO 3, siis täheldataks CO 2 gaasi eraldumist lahusest (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Kui sooda lahustatakse vees, moodustub aga läbipaistev lahus ilma gaasi eraldumiseta, mis annab tunnistust aniooni hüdrolüüsi mittetäielikkusest, kui lahusesse ilmuvad ainult süsihappehüdranioonid HCO 3 -.
Soola hüdrolüüsi aste aniooniga sõltub hüdrolüüsiprodukti – happe – dissotsiatsiooniastmest. Mida nõrgem on hape, seda kõrgem on hüdrolüüsi aste. Näiteks CO 3 2-, PO 4 3- ja S 2- ioonid hüdrolüüsitakse suuremal määral kui NO 2 ioon, kuna H 2 CO 3 ja H 2 S dissotsiatsioon on 2. etapis ja H 3 PO 4 3. etapis toimub oluliselt vähem kui happe HNO 2 dissotsiatsioon. Seetõttu on lahused, näiteks Na 2 CO 3, K 3 PO 4 ja BaS väga aluseline(mida on lihtne näha selle järgi, kui seebine sooda katsudes on) .

OH-ioonide ülejääki lahuses saab hõlpsasti tuvastada indikaatoriga või mõõta spetsiaalsete seadmetega (pH-meetrid).
Kui aniooniga tugevalt hüdrolüüsitud soola kontsentreeritud lahuses,
näiteks Na 2 CO 3, lisage alumiinium, siis viimane (amfoteersuse tõttu) reageerib leelisega ja jälgitakse vesiniku eraldumist. See on lisatõend hüdrolüüsi kohta, sest me ei lisanud sooda lahusele NaOH leelist!

Pöörake erilist tähelepanu keskmise tugevusega hapete sooladele - ortofosfor- ja väävelhape. Esimeses etapis dissotsieeruvad need happed üsna hästi, mistõttu nende happelised soolad ei hüdrolüüsi ning selliste soolade lahustumiskeskkond on happeline (soolas sisalduva vesinikkatiooni tõttu). Ja keskmised soolad hüdrolüüsivad anioonil - keskkond on aluseline. Seega hüdrosulfitid, vesinikfosfaadid ja divesinikfosfaadid anioonil ei hüdrolüüsu, keskkond on happeline. Sulfitid ja fosfaadid hüdrolüüsitakse aniooniga, keskkond on aluseline.

Hüdrolüüs katioonide abil

Kui lahustunud soolakatioon interakteerub veega, nimetatakse seda protsessi
soola hüdrolüüs katioonis

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (dissotsiatsioon)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hüdrolüüs)

Ni(NO 3) 2 soola dissotsiatsioon toimub täielikult, Ni 2+ katiooni hüdrolüüs toimub väga vähesel määral (0,1 M lahuse puhul - 0,001%), kuid sellest piisab, et keskkond muutuks happeliseks. (H+ ioon on hüdrolüüsiproduktide hulgas).

Ainult halvasti lahustuvate aluseliste ja amfoteersete hüdroksiidide katioonid ja ammooniumkatioonid hüdrolüüsivad NH4+. Metalli katioon eraldab veemolekulist hüdroksiidiooni ja vabastab vesinikkatiooni H +.

Hüdrolüüsi tulemusena moodustab ammooniumkatioon nõrga aluse - ammoniaakhüdraadi ja vesinikkatiooni:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Pange tähele, et te ei saa suurendada veemolekulide arvu ja kirjutada hüdroksokatsioonide (näiteks NiOH +) asemel hüdroksiidi valemeid (näiteks Ni(OH) 2). Hüdroksiidide moodustumisel tekiks soolalahustest sade, mida ei täheldata (need soolad moodustavad läbipaistvaid lahuseid).
Vesiniku katioonide ülejääki saab hõlpsasti tuvastada indikaatoriga või mõõta spetsiaalsete seadmetega. Magneesium või tsink lisatakse soola kontsentreeritud lahusele, mida katioon tugevalt hüdrolüüsib, ja viimane reageerib happega, vabastades vesiniku.

Kui sool on lahustumatu, siis hüdrolüüsi ei toimu, kuna ioonid ei suhtle veega.

soolad – need on ioonsed ühendid, mis vette sattudes dissotsieeruvad ioonideks. Vesilahuses on need ioonid HÜDREERITUD – ümbritsetud veemolekulidega.

Leiti, et paljude soolade vesilahustel ei ole neutraalset keskkonda, vaid need on kas kergelt happelised või aluselised.

Selle seletuseks on soolaioonide koostoime veega. Seda protsessi nimetatakse HÜDROLÜÜS.

Moodustusid katioonid ja anioonid nõrk alus või nõrk hape, reageerida veega, eemaldades sellest H või OH.

Põhjus selleks: TUGEVAMA sideme teke kui vees endas.

Vee osas võib soolad jagada 4 rühma:

Kahe soola vastastikune hüdrolüüs.

See tekib siis, kui proovitakse saada vahetusreaktsiooni kaudu sooli, mis on vesilahuses täielikult hüdrolüüsitud. Sel juhul toimub vastastikune hüdrolüüs - st metalli katioon seob OH rühmad ja happe anioon seob H+

1) Metallisoolad oksüdatsiooniastmega +3 ja lenduvate hapete soolad (karbonaadid, sulfiidid, sulfitid)– nende vastastikuse hüdrolüüsi käigus moodustub hüdroksiidi sade ja gaas:

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

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

2) +2 oksüdatsiooniastmega metallide soolad (va kaltsium, strontsium ja baarium) ja lahustuvad karbonaadid hüdrolüüsivad ka koos, kuid sel juhul moodustub BASIC metallkarbonaadi sade:

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

(kõik 2+, välja arvatud Ca, Sr, Ba)

Hüdrolüüsiprotsessi omadused:

1) Hüdrolüüsiprotsess on pööratav, ei liigu lõpuni, vaid ainult TASAKAALU hetkeni;

2) Hüdrolüüsiprotsess on neutraliseerimisreaktsiooni vastupidine protsess, seetõttu toimub hüdrolüüs. endotermiline protsess (edastub soojuse neeldumisega).

KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q

Millised tegurid suurendavad hüdrolüüsi?

1. Küte - temperatuuri tõustes nihkub tasakaal ENDTERMILISE reaktsiooni suunas – hüdrolüüs suureneb;

2. Vee lisamine– kuna hüdrolüüsireaktsiooni lähteaineks on vesi, suurendab lahuse lahjendamine hüdrolüüsi.

Kuidas hüdrolüüsiprotsessi maha suruda (nõrgestada)?

Sageli on vaja vältida hüdrolüüsi. Selle jaoks:

1. Lahendus on valmistatud võimalikult kontsentreeritud (vähendage vee kogust);

2. Tasakaalu nihutamiseks vasakule lisage üks hüdrolüüsiproduktidest –hape, kui hüdrolüüs toimub katioonis või leelis, kui anioonil toimub hüdrolüüs.

Näide: kuidas pärssida alumiiniumkloriidi hüdrolüüsi?

AlumiiniumkloriidAlCl3 – see on sool, mille moodustavad nõrk alus ja tugev hape – hüdrolüüsitakse katiooniks:

Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+

Keskkond on happeline. Seetõttu tuleb hüdrolüüsi mahasurumiseks lisada rohkem hapet. Lisaks tuleks lahus valmistada võimalikult kontsentreeritult.