Как найти цвет индикатора

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н⁺ и ОН^—. Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора. 

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н⁺ равно количеству гидроксид-ионов ОН^–.

[Н⁺] = [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ больше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора кислая:

[Н⁺] > [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ меньше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора щелочная:

[Н⁺] < [ОН^–]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7. 

Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
[Н+] > [ОН–]	[Н+] = [ОН–]	[Н+] < [ОН–]
pH < 7	pH = 7	pH > 7

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Индикатор/среда	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H⁺ и анионы кислотных остатков:

HA = H⁺ + A^–

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н⁺, поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты  диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН^–: 

МеОH = Ме⁺ + ОН^–

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН^–, поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН^–. Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей.

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН^–, при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н⁺. Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например, катионы Fe³⁺ подвергаются гидролизу:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н⁺, при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН^–. Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например, ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH₃COOH) подвергаются гидролизу:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH +  OH^—

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Гидролиз не идет	Гидролиз по катиону
Анион слабой кислоты	Гидролиз по аниону	Гидролиз по катиону и аниону

Среда водных растворов солей:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Нейтральная	Кислая
Анион слабой кислоты	Щелочная	Нейтральная*

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Катион/анион	Na+	NH4+
Cl–	NаCl, гидролиз не идет, среда  нейтральная	(NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная
CO32–	Na2CO3, гидролиз по аниону,  среда щелочная	Na2CO3, гидролиз по катиону и аниону,  среда определяется силой кислоты и основания

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Лакмус фиолетовый	Лакмус красный
Анион слабой кислоты	Лакмус синий	Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Катион/анион	Na+	NH4+
Cl–	NаCl, лакмус фиолетовый	(NH4)2CO3 лакмус красный
CO32–	Na2CO3, лакмус синий	Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Практически
реакцию среды можно определить с помощью
индикаторов. Индикаторы представляют
собой сложные вещества, меняющие свою
окраску в зависимости от реакции среды.
Для каждого индикатора характерна своя
область рН-перехода, то есть интервала
рН, в котором изменение окраски наиболее
выражено.

Цвета
наиболее распространенных индикаторов
приведены в таблице 2.

Таблица 2 – Окраска индикаторов в
различных средах

Индикатор	Окраска индикатора в среде
кислой	нейтральной	Щелочной
Фенолфталеин	бесцветный рН < 8	бледно-малиновый 8 < рН < 9,8	малиновый pH > 9,8
Метилоранж	красный рН < 3,1	оранжевый 3,1 < рН < 4,4	желтый pH > 4,4
Лакмус	красный рН < 6	фиолетовый 6 < рН < 8	синий pH > 8

Таким образом, по
изменению окраски фенолфталеина можно
определить, является ли среда щелочной.
Метилоранж используют для доказательства
кислотности среды. Лакмус является
универсальным индикатором, и с его
помощью можно определить как кислую
среду (красный цвет), так и щелочную
(синий цвет).

2.3 Гидролиз солей

2.3.1
Основные положения. Запишем
уравнение реакции нейтрализации:

Основание
+ кислота → соль + Н₂О.

Эта
реакции протекает, поскольку в результате
образуется слабый электролит – вода.
Но если взять сухую соль и поместить ее
в воду, то возможно протекание реакции,
обратной реакции нейтрализации, в том
случае, если при этом также образуется
какой-либо слабый электролит:

Соль
+ Н₂О
→ основание + кислота.

Таким
образом, гидролизом (дословно –
«разложением водой») называется процесс
взаимодействия вещества с водой, при
котором составные части вещества
взаимодействуют с составными частями
воды, образуя слабодиссоциирующие ионы
или молекулы. Гидролиз в большинстве
случаев является процессом обратимым;
чем слабее электролит, образующий соль,
тем глубже протекает процесс гидролиза.
Ему подвергаются соединения различных
классов, чаще всего – соли.

Если
рассматривать соль как продукт
нейтрализации основания кислотой, то
можно разделить соли на четыре группы,
для каждой из которых гидролиз будет
протекать по-своему.

Наиболее
глубоко, практически полностью, протекает
гидролиз ряда солей, образованных слабой
кислотой и слабым основанием, например:
Cr₂S₃,
Al₂(CO₃)₃,
(NH₄)₂SiO₃.
Эти соли не могут существовать в водных
растворах, так как вследствие полного
гидролиза распадаются на образовавшие
их основание и кислоту. Процесс разложения
соли водой протекает и тем полнее, чем
выше температура и чем больше разбавление
раствора.

Соли,
образованные сильным основанием и
сильной кислотой (например, NaClO₄,
KNO₃
и т. д.) гидролизу не подвергаются, так
как при этом не образуется слабый
электролит, т. е. присутствие ионов такой
соли в растворе не нарушает диссоциацию
чистой воды и реакция среды остается
нейтральной (рН = 7).

Практически
не гидролизуются также и труднорастворимые
соли (CaCO₃,
Mg₃(PO₄)₂
и др.) из-за очень низкой концентрации
ионов в водных растворах этих солей.

Таким
образом, гидролизу подвергаются соли,
образованные:

а)
слабой кислотой и сильным основанием;

б)
слабым основанием и сильной кислотой;

в) слабой кислотой
и слабым основанием.

2.3.2
Три случая гидролиза солей. Помимо
растворения соли в воде происходит ее
гидролиз. Гидролиз
всегда протекает по
слабой
составляющей.
То есть ионы слабого составляющего соли
(катион («+») или анион («–»)) связывают
соответствующие ионы воды (ОН^–
или Н⁺
соответственно заряду)с образованием
малодиссоциирующего соединения. Если
соль образована многоосновной слабой
кислотой, многоосновным слабым основание,
тем и другим одновременно, то гидролиз
протекает ступенчато. Количество стадий
всегда определяется по заряду слабого
составляющего соли. Таким образом, чтобы
написать реакцию гидролиза соли,
необходимо предварительно провести
анализ соли.

2.3.2.1
Первый случай гидролиза – гидролиз по
аниону. Соль,
образованная сильным основанием и
слабой кислотой, гидролизуется по
аниону, в результате образуется слабо
диссоциирующая кислота, а в растворе
накапливаются гидроксид – ионы, создавая
щелочную среду.

Рассмотрим это на
примере.

Ацетат
натрия СН₃СООNa
– соль сильного однокислотного основания
NаOH
и слабой одноосновной кислоты СН₃СООН.
При растворении в воде молекулы СН₃СООNa
полностью диссоциируют на ионы Na⁺
и СН₃СОО^–.
Катионы Nа⁺
не
могут связывать ионы ОН^–
воды, так как NаOH
– сильный электролит. Анионы же СН₃СОО^–
связывают протоны водорода воды, образуя
молекулы слабого электролита СН₃СООН.
Таким образом, соль гидролизуется по
аниону.

Соответствующие
ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакций будут иметь вид:

СН₃СОО^–
+ HOH
СН₃СООН
+ ОH^–
.

При
этом мы получили краткое ионно–молекулярное
уравнение реакции гидролиза, а добавив
в левую и правую части ионы натрия,
получим полное ионно–молекулярное и
далее молекулярное уравнения гидролиза:

СН₃СОО^–
+ Na⁺
+ HOH
СН₃СООН
+ Na⁺
+ ОH^–
.

СН₃СООNa
+ HOH
СН₃СООН
+ NaОH.

В
результате гидролиза в растворе
появляется некоторый избыток ионов
ОН^–,
поэтому раствор СН₃СООNa
имеет щелочную реакцию ( рН > 7 ).

Если
на возможность протекания гидролиза
указывает ион слабого электролита (в
данном случае – это ацетат-ион СН₃СОО^–),
то реакцию среды при гидролизе определяет
ион сильного электролита (в данном
случае – это гидроксид-ионы ОH^–,
образующиеся при диссоциации NaOH).

Рассмотрим, по
какой причине гидролиз протекает
незначительно, но с большим сдвигом в
обратную сторону. Гидролиз соли протекает
до тех пор, пока происходит диссоциация
воды. Диссоциация воды, в свою очередь,
происходит до тех пор, пока не начнется
диссоциация слабого элемента.

.

Пока
ионы Н⁺
связываются в слабую кислоту, происходит
диссоциация воды:

H₂O
H⁺
+
OH^–
.

В соответствии со
своей степенью диссоциации начинает
диссоциировать слабая кислота. В реакцию
вступают ионы водорода, и диссоциация
воды прекращается. Таким образом,
гидролиз соли прекращается тогда, когда
начинается диссоциация слабого
электролита.

Вывод.
Чем слабее составляющая соли, тем полнее
протекает гидролиз.

Соли
слабых многоосновных кислот гидролизуются
ступенчато (с образованием
кислых солей в качестве промежуточных
продуктов). Рассмотрим это на примере.

Силикат
калия К₂СO₃
– соль сильного однокислотного основания
КOH
и слабой многоосновной кислоты H₂SiО₃.
При растворении в воде молекулы К₂SiO₃
полностью диссоциируют на ионы К⁺
и SiО₃^2–.
Катионы К⁺
не
могут связывать ионы ОН^–
воды, так как КOH
– сильный электролит. Анионы же SiО₃^2–
связывают протоны водорода воды, образуя
ионы кислой соли НSiО₃^–.
Образование молекул Н₂SiО₃
практически
не происходит, поскольку НSiО₃^–
диссоциирует гораздо труднее, чем
Н₂SiО₃.
В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Соль гидролизуется по
аниону. Однако, если повысить температуру,
разбавить раствор или связать образующиеся
гидроксид-ионы, то становится возможным
протекание второй стадии гидролиза.

Поскольку
заряд слабого составляющего соли –
силикат иона (SiО₃^2–)
– «2–», то гидролиз протекает в две
стадии.

Соответствующие
ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакций будут иметь вид:

1)
SiО₃^2–
+ HOH
НSiО₃^–
+ ОH^–
;

2К⁺
+ SiО₃^2–
+ HOH
К⁺
+ НSiО₃^–
+ К⁺
+
ОH^–
;

К₂SiО₃
+ HOH
КНSiО₃
+ КOH;

2)
НSiО₃^–
+ HOH
Н₂SiО₃
+
ОH^–
;

К⁺
+ НSiО₃^–
+ HOH
Н₂SiО₃
+ К⁺
+
ОH^–
;

КНSiО₃
+ HOH
Н₂SiО₃
+
КOH.

В
результате гидролиза в растворе
появляется некоторый избыток ионов
ОН^–,
поэтому раствор К₂SiО₃
имеет щелочную реакцию ( рН > 7 ).

2.3.2.2
Второй случай гидролиза – гидролиз по
катиону. Соль,
образованная слабым основанием и сильной
кислотой, гидролизуется по катиону, в
результате образуется слабо диссоциирующее
основание, а в растворе накапливаются
ионы водорода, создавая кислую среду.

Рассмотрим это на
примере.

Хлорид
аммония NH₄Cl
– соль слабого однокислотного основания
NH₄OH
и сильной одноосновной кислоты HCl.
При растворении в воде молекулы NH₄Cl
полностью диссоциируют на катионы NH₄⁺
и анионы Cl^–.
Ионы Cl^–
не
могут связывать ионы Н⁺
воды, так как HCl
– сильный электролит. Ионы же NH₄⁺
связывают гидроксид-ионы воды, образуя
молекулы слабого электролита NH₄ОН.
Таким образом, соль гидролизуется по
катиону. Соответствующие ионно-молекулярные
и молекулярные уравнения реакций будут
иметь вид:

NH₄⁺
+ HOH NH₄OH
+ H⁺
;

NH₄⁺
+ Cl^–
+ HOH NH₄OH
+ H⁺
+ Cl^–
;

NH₄Cl
+ HOH
NH₄OH
+ HCl.

В
результате гидролиза в растворе
появляется некоторый избыток ионов Н⁺,
поэтому раствор NH₄Cl
имеет кислую реакцию ( рН < 7 ).

В
данном случае на возможность протекания
гидролиза указывает ион слабого
электролита – катион NH₄⁺,
а реакция среды при гидролизе определяется
ионами сильного электролита – ионами
водорода, образующиеся при диссоциации
HCl.

Гидролиз
солей, образованных многовалентным
катионом протекает ступенчато, через
стадии образования основных солей.
Рассмотрим это на примере.

Хлорид
цинка ZnCl₂
– соль слабого многокислотного основания
Zn(OH)₂
и сильной одноосновной кислоты HCl.
При растворении в воде молекулы ZnCl₂
полностью диссоциируют на катионы Zn²⁺
и анионы Cl^–.
Ионы Cl^–
не
могут связывать ионы Н⁺
воды, так как HCl
– сильный электролит. Ионы же Zn²⁺
связывают гидроксид-ионы воды, образуя
катионы основной соли ZnOH⁺.
Образование молекул Zn(OH)₂
практически не происходит, поскольку
они являются более сильными электролитами,
чем ZnOH⁺.
В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Соль гидролизуется по
катиону. Однако, если связывать
образующиеся ионы водорода, то ион ZnOH⁺
в свою очередь подвергается гидролизу
(вторая ступень гидролиза).

Поскольку
заряд слабого составляющего соли –
катиона цинка (Zn²⁺)
– «2+», то гидролиз протекает в две
стадии.

Соответствующие
ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакций будут иметь вид:

1)
Zn²⁺
+
HOH ZnOH⁺
+
H⁺
;

Zn²⁺
+
2Cl^–
+ HOH ZnOH⁺
+
Cl^–
+
H⁺
+
Cl^–
;

ZnCl₂
+
HOH ZnOHCl + HCl;

2)
ZnOH⁺
+
HOH Zn(OH)₂
+
H⁺
;

ZnOH⁺
+
Cl^–
+
HOH Zn(OH)₂
+
H⁺
+
Cl^–
;

ZnOHCl +
HOH Zn(OH)₂
+
HCl.

В
результате этого концентрация ионов
Н⁺
в растворе становится больше концентрации
ионов ОН^–
и раствор ZnCl₂
приобретает кислую реакцию ( рН < 7 ).

Рассмотрим чуть
более сложный вариант ступенчатого
гидролиза соли, образованной слабым
основанием и сильной кислотой на примере
сульфата алюминия.

Сульфат
алюминия Al₂(SO₄)₃
– соль слабого многокислотного основания
Al(OH)₃
и сильной двухосновной кислоты H₂SO₄.
При растворении в воде молекулы Al₂(SO₄)₃
полностью диссоциируют на катионы Al³⁺
и анионы SO₄^2–.
Ионы SO₄^2–
не могут связывать ионы Н⁺
воды, так как H₂SO₄
– сильный электролит. Ионы же Al³⁺
связывают гидроксид-ионы воды, образуя
катионы основной соли AlOH²⁺.
Образование ионов Al(OH)₂⁺
и молекул Al(OH)₃
практически не происходит, поскольку
они являются более сильными электролитами,
чем AlOH²⁺.
В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Соль гидролизуется по
катиону. Однако, если связывать
образующиеся ионы водорода, то ион
AlOH²⁺
в свою очередь подвергается гидролизу
(вторая и третья ступени гидролиза).

Поскольку
заряд слабого составляющего соли –
катиона алюминия (Al³⁺)
– «3+», то гидролиз протекает в три
стадии.

Соответствующие
ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакций будут иметь вид:

1)
Al³⁺
+ HOH AlOH²⁺
+ H⁺
;

2Al³⁺
+ 3SO₄^2–
+ 2HOH 2AlOH²⁺
+ 2SO₄^2–
+ 2H⁺
+ SO₄^2–
;

Al₂(SO₄)₃
+ 2HOH 2AlOHSO₄
+ H₂SO₄
;

2)
AlOH²⁺
+ HOH Al(OH)₂⁺
+ H⁺
;

2AlOH²⁺
+ 2SO₄^2–
+
2HOH 2Al(OH)₂⁺
+ SO₄^2–
+ 2H⁺
+ SO₄^2–
;

2AlOHSO₄
+ 2HOH [Al(OH)₂]₂SO₄
+
H₂SO₄
;

3)
Al(OH)₂⁺
+ HOH Al(OH)₃
+ H⁺
;

2Al(OH)₂⁺
+ SO₄^2–
+ 2HOH 2Al(OH)₃
+ 2H⁺
+ SO₄^2–
;

[Al(OH)₂]₂SO₄

+ 2HOH 2Al(OH)₃+
H₂SO₄
.

В
результате гидролиза в растворе
появляется некоторый избыток ионов Н⁺,
поэтому раствор Al₂(SO₄)₃
имеет кислую реакцию ( рН < 7 ).

Гидролиз
протекает достаточно сильно по первой
ступени, слабо –
по второй ступени и совсем слабо –
по третьей ступени (ввиду накопления
ионов водорода, процесс смещается в
сторону исходных веществ). Более полному
гидролизу способствует разбавление
раствора и повышение температуры. (В
этом случае можно учитывать гидролиз
и по третьей ступени.)

2.3.2.3
Третий случай гидролиза – гидролиз по
катиону и по аниону. Соль
образованная слабым основание и слабой
кислотой, гидролизуется одновременно
по катиону и аниону. Очевидно, что
гидролиз протекает глубже, чем в первых
двух случаях. Характер среды слабо
щелочной, слабокислый, нейтральный
(чаще указывают рН ≈ 7).

Рассмотрим
это на следующем примере. Ацетат аммония
– соль, образованная слабым однокислотным
основанием NH₄OH
и слабой одноосновной кислотой CH₃COOH.
В растворе CH₃COONH₄
полностью диссоциирует на катионы NH₄⁺
и анионы CH₃COO^–.
Ионы аммония связывают гидроксид-ионы
воды, а ацетат-ионы – ионы водорода,
образующиеся при диссоциации воды:

CH₃COO^–
+ NH₄⁺
+ H₂O
CH₃COOH
+ NH₄OH;

CH₃COONH₄
+ H₂O
CH₃COOH
+ NH₄OH.

Гидролиз таких
солей протекает очень сильно, поскольку
в результате его образуются и слабое
основание, и слабая кислота.

Реакция
среды в растворах солей, образованных
слабым основанием и слабой кислотой,
будет меняться несущественно, рН будет
зависеть от того, какой из электролитов,
образовавших соль, является относительно
более сильным, т. е. от их констант
диссоциации (K_D).

Если
K_D
(основания) 
>
K_D
(кислоты)
,
то pH
> 7.

Если
K_D
(основания) < K_D
(кислоты), то pH
< 7.

В
случае гидролиза CH₃COONH₄
K_D(NH₄OH)
= 6,3∙10^–5;
K_D
(CH₃COOH)
= 1,8∙10^–5,
поэтому реакция водного раствора этой
соли будет слабощелочной, почти
нейтральной (pH
≈ 7).

2.3.3
Количественные характеристики гидролиза.
Количественно
гидролиз солей может быть охарактеризован
степенью гидролиза и константой
гидролиза.

h –
степень гидролиза
показывает, какая часть соли
прогидролизовалась, то есть превратилась
в свои составляющие. Измеряется в
процентах или долях единицы.

Степень гидролиза
не является константой.

K_Г
–
константа гидролиза
– константа равновесия обратимой
реакции.

t 0C ↑ KГ ↑	Зависит от температуры, но не зависит от концентрации раствора.
t 0C ↓ КГ ↑

Степень
гидролиза α_гидр.
– отношение числа гидролизованных
молекул к общему числу растворенных
молекул (выражается в процентах):

_гидр.
=
([C]_гидр.
/ [C]_раств.)∙100.

Степень
гидролиза зависит от химической природы
образующейся при гидролизе кислоты
(основания) и будет тем больше, чем слабее
кислота (основание) в определенных
равных условиях.

2.3.4
Случай полного, необратимого гидролиза
солей. Соль
гидролизуется полностью и необратимо
при выполнении следующих условий.

1
Кислота является либо легколетучей,
либо трудно растворимой и ее константа
диссоциации не превышает 10^–7.

2
Основание является трудно растворимым
соединением и ее константа диссоциации
не превышает 10^–8.

3 Если
основание и кислота, образующие соль,
являются не только слабыми электролитами,
но и малорастворимы или неустойчивы и
разлагаются с образованием летучих
продуктов, то в этом случае гидролиз
соли протекает необратимо.

Рассмотрим
это на примере.

Сульфид
алюминия Al₂S₃
– соль слабого многокислотного основания
Al(OH)₃
и слабой многоосновной кислоты H₂S.
При растворении в воде сульфид алюминия
диссоциирует на катионы Al³⁺
и анионы S^2–.
Ионы алюминия связывают гидроксид-ионы
воды с образованием катионов основной
соли AlОН²⁺
, а сульфид-ионы связывают ионы водорода
воды с образованием анионов кислой соли
НS^–.
В результате происходит усиление
гидролиза и он протекает практически
до конца (образующиеся слабые электролиты
уходят из зоны реакции).

Соответствующие
ионно-молекулярные и молекулярные
уравнения реакций будут иметь вид:

2Al³⁺

+ 3S^2–
+ 6HOH → 2Al(OH)₃↓

+ 3H₂S↑;

Al₂S₃
+ 6HOH → 2Al(OH)₃↓

+ 3H₂S↑.

Реакция
водного раствора будет близка к
нейтральной (рН ≈ 7).

Поэтому
сульфид алюминия не может существовать
в виде водных растворов, может быть
получен только «сухим способом»,
например, из элементов при высокой
температуре: 2Al
+ 3S 
→^t
 Al₂S₃

и должен храниться в герметических
сосудах, исключающих попадание влаги.

2.3.5
Совместный гидролиз. Если
поместить в один сосуд две соли, одна
из которых образована слабым основанием
(гидролизуется по катиону), а вторая –
слабой кислотой (гидролизуется по
аниону), то происходит совместное
усиление гидролиза и он протекает до
конца практически необратимо.

При
смешивании растворов Al₂(SO₄)₃
и Na₂S
каждая из взятых солей гидролизуется
необратимо до конца с образованием
соответствующих основания и кислоты.

Сульфат
алюминия Al₂(SO₄)₃
– соль слабого многокислотного основания
Al(OH)₃
и сильной многоосновной кислоты H₂SO₄.
При растворении в воде молекулы Al₂(SO₄)₃
полностью диссоциируют на катионы Al³⁺
и анионы SO₄^2–.
Ионы SO₄^2–
не
могут связывать ионы Н⁺
воды, так как H₂SO₄
– сильный электролит. Ионы же Al³⁺
связывают гидроксид-ионы воды, образуя
катионы основной соли AlOH²⁺.
В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Соль гидролизуется по
катиону:

Al³⁺
+
HOH
AlOH²⁺
+
H⁺
.

Сульфид
натрия Na₂S
– соль сильного однокислотного основания
NаOH
и слабой многоосновной кислоты H₂S.
При растворении в воде молекулы Na₂S
полностью диссоциируют на ионы Nа⁺
и S^2–.
Катионы Nа⁺
не
могут связывать ионы ОН^–
воды, так как NаOH
– сильный электролит. Анионы же S^2–
связывают протоны водорода воды, образуя
ионы кислой соли НS^–.
В обычных условиях гидролиз идет по
первой ступени. Соль гидролизуется по
аниону:

S^2–
+
HOH
НS^–
+
ОH^–
.

Однако,
если растворы этих солей находятся в
одном сосуде, то идет взаимное усиление
гидролиза каждой из них, так как ионы
Н⁺
и ОН^–
образуют молекулы слабого электролита
Н₂О.
При этом гидролитическое равновесие
сдвигается вправо и гидролиз каждой из
взятых солей идет до конца с образованием
Al(OH)₃
и H₂S.

Сокращенное
и полное ионно-молекулярные уравнения
совместного гидролиза:

2Al³⁺
+
3S^2–
+
6HOH → 2Al(OH)₃
+
3H₂S;

2Al³⁺
+
3SO₄^2–
+
6Na⁺
+
3S^2–
+
6HOH → 2Al(OH)₃
+
3H₂S
+ 6Na⁺

+ 3SO₄^2–
.

Молекулярное
уравнение:

Al₂(SO₄)₃
+
3Na₂S
+ 6HOH → 2Al(OH)₃
+
3H₂S
+ 3Na₂SO₄
.

2.3.6
Способы подавления гидролиза солей.
Существует
три способа подавления гидролиза солей.

1 Первый
способ –
регулирование рН солевого раствора.
Обратимся
к уже рассмотренным процессам гидролиза.

Соли,
образованные слабым гидроксидом и
сильной кислотой, необходимо подкислять
для подавления гидролиза, то есть
понижать рН.

Гидролиз хлорида
аммония:

NH₄⁺
+ HOH NH₄OH
+ H⁺
;

NH₄Cl
+ HOH NH₄OH
+ HCl.

При
гидролизе хлорида аммония образуются
ионы водорода, поэтому если к раствору
этой соли добавить любую кислоту
(например, HCl
→ Н⁺
+Cl^–),
то за счет увеличения концентрации
ионов водорода, образующихся при
диссоциации кислоты, равновесие гидролиза
по принципу Ле Шателье смещается в
обратном направлении, то есть в сторону
образования соли и степень гидролиза
NH₄Cl
уменьшится.

Соли, образованные
сильным гидроксидом и слабой кислотой,
необходимо подщелачивать для подавления
гидролиза, то есть повышать РН.

Гидролиз ацетата
натрия:

СН₃СОО^–
+ HOH
СН₃СООН
+ ОH^–
;

СН₃СООNa
+ HOH
СН₃СООН
+ NaОH.

При
гидролизе ацетата натрия образуются
гидроксид-ионы, поэтому если к раствору
этой соли добавить любую щелочь (например,
NaOH
→ Na⁺
+ ОН^–),
то за счет увеличения концентрации
гидроксид-ионов, образующихся при
диссоциации щелочи, равновесие гидролиза
по принципу Ле Шателье смещается в
обратном направлении, то есть в сторону
образования соли и степень гидролиза
СН₃СООNa
уменьшится.

2 Как
мы помним, увеличение температуры
приводит к увеличению константы и
степени гидролиза (пункт 2.3.3). Следовательно,
понижение температуры солевого раствора
будет вызывать уменьшение степени
гидролиза, т. е. будет происходить процесс
подавления гидролиза.

3 При
уменьшении концентрации раствора (при
его разбавлении) происходит увеличение
степени диссоциации соли согласно
закону разбавления Оствальда (пункт
1.1.6). В результате значительно возрастает
количество гидролизующихся ионов, т.е.
увеличивается степень гидролиза. Поэтому
для подавления процесса гидролиза
необходимо повышать концентрацию
солевого раствора.

Данные
способы применяются к солям, образованным
слабым гидроксидом и слабой кислотой,
для которых регулирование PH раствора
не действенно. На практике, как правило,
применяют все три способа подавления
гидролиза одновременно.

Содержание

• – Почему в нейтральной среде индикаторы не меняют свой цвет?
• – Почему индикаторы меняют свой цвет?
• – Как меняется цвет индикатора?
• – Какой цвет у фенолфталеина?
• – Как кислоты действуют на индикаторы?
• – Как индикаторы меняют цвет в щелочной среде?
• – Какие индикаторы используются в методе нейтрализации?
• – Как заменить слово индикатор?
• – Как работают химические индикаторы?
• – Как определить цвет лакмуса?
• – Какой цвет индикатора у мыла?
• – Что такое окраска индикатора?
• – Как меняет цвет Фенолфталеин?
• – Какая формула фенолфталеина?
• – Какие вещества не окрашивают Фенолфталеин?

В кислой среде и метилоранж, и лакмус приобретают красный цвет. … Красный и синий цвета при смешивании дают фиолетовый. Лакмус в щелочной среде становится синим. Оба индикатора более удобны на практике для определения кислой среды.

Почему в нейтральной среде индикаторы не меняют свой цвет?

Индикаторы, как слабые электролиты, имеют малые величины констант диссоциации. Например, К д фенолфталеина равна 2∙10 -10 и в нейтральных средах он находится преимущественно в виде своих молекул вследствие очень малой концентрации ионов, почему и остается бесцветным.

Почему индикаторы меняют свой цвет?

Причина изменения цвета — изменения в строении молекул индикатора в кислой и щелочной среде, что приводит к изменению спектра поглощения раствора.

Как меняется цвет индикатора?

Цвет индикатора в щелочной среде имеет малиновую окраску. Поэтому фенолфталеин используют лишь для определения щелочной среды. … В сильнокислой среде его окраска сменится жёлтой, а в сильнощелочной среде – цвет индикатора исчезнет (раствор станет прозрачным).

Какой цвет у фенолфталеина?

Фенолфталеи́н (4,4′-диоксифталофенон или 3,3-бис-(4-гидроксифенил)фталид) — трифенилметановый краситель, кислотно-основный индикатор, изменяющий окраску от бесцветной (при pH < 8,2) до красно-фиолетовой, «малиновой» (в щелочной); но в кислоте — вновь бесцветен. В щелочи розовый катион.

Как кислоты действуют на индикаторы?

Действие кислот на индикаторы Для определения реакции среды используют индикаторы лакмус, метилоранж, фенолфталеин. … Лакмус и метилоранж в кислой среде изменяют цвет – растворы становятся соответственно красным и розовым. Фенолфталеин в кислой среде остается бесцветным.

Как индикаторы меняют цвет в щелочной среде?

Действительно, в щелочной среде метилоранж приобретает жёлтый цвет. Красный и синий цвета при смешивании дают фиолетовый. Лакмус в щелочной среде становится синим. Оба индикатора более удобны на практике для определения кислой среды.

Какие индикаторы используются в методе нейтрализации?

окраски этих индикаторов в кислой и щелочной средах:

• Индикатор
• Окраска (рН<7) Окраска (рН>7) Ka.
• рКа
• Метилоранж
• Метилкрасный красная
• Лакмус
• Фенолфталеин бесцветная красная

Как заменить слово индикатор?

индикатор — существительное, имеет следующие синонимы:

• дриллометр
• бленкер
• гелиантин
• метилоранж
• мессур
• фенолфталеин
• микроиндикатор
• макроиндикатор

Как работают химические индикаторы?

Принцип их работы прост — химические индикаторы контрастно изменяют свой цвет после прохождения цикла стерилизации (химические индикаторы 1 типа) или после соблюдения заданных стандартом параметров стерилизации (индикаторы 4 типа и индикаторы 5 типа) и позволяют определить, соответствуют ли реальные условия …

Как определить цвет лакмуса?

Хорошо растворяется в чистой воде, образуя растворы фиолетового цвета. В кислых средах (pH<4,5) лакмус приобретает красную окраску, в щелочных (pH>8,3) — синюю. У лакмуса, по сравнению с остальными индикаторами, сравнительно небольшая погрешность в определении среды вещества.

Какой цвет индикатора у мыла?

Ответ: Мыло – щелочь. В щелочной среде – в растворе гидроксида натрия – лакмус окрашивается в синий цвет, метилоранж – в желтый, фенолфталеин становится малиновым.

Что такое окраска индикатора?

Кислотно-основные индикаторы – это соединения, окраска которых меняется в зависимости от кислотности среды. Например, лакмус в кислой среде окрашен в красный цвет, а в щелочной – в синий. Это свойство можно использовать для быстрой оценки pH растворов. Кислотно-основные индикаторы находят широкое применение в химии.

Как меняет цвет Фенолфталеин?

Обычно фенолфталеин прозрачен, потому что через него проходят все цвета света. При воздействии щелочных растворов он начинает блокировать синие цвета спектра, который превращается в светло-розоватый. Чем сильнее щелочной раствор, тем больше изменяется молекула фенолфталеина и тем темнее будет розовый оттенок.

Какая формула фенолфталеина?

C₂₀H₁₄O₄

Какие вещества не окрашивают Фенолфталеин?

ФенолфталеиН не окрашивает водный раствор соли: CrSO4. CuSO4. Na2SO4. FeCl3.

Интересные материалы:

Как позвонить в поддержку EA Sports?
Как позвонить в службу поддержки мэйл ру?
Как правильно более 500 или более 500?
Как правильно бросать игральные кости?
Как правильно брызгать спрей в нос?
Как правильно будет я из Москвы или с Москвы?
Как правильно чистить болгарский перец?
Как правильно чистить говяжью печень?
Как правильно чистить свеклу для борща?
Как правильно чистить вареные кальмары?