Кислоты и щелочи – два крайних положения одной шкалы: их свойства (совершенно противоположные) обусловливает одна и та же величина – концентрация ионов водорода (H+). Однако само по себе это число очень неудобное: даже в кислых средах, где концентрация ионов водорода выше, это число составляет сотые, тысячные доли единицы. Поэтому для удобства пользуются десятичным логарифмом этого значения, умноженным на минус один. Принято говорить, что это pH (potentia Hydrogen), или же водородный показатель.
Возникновение понятия
Вам будет интересно:Какие свойства воздуха использует костер? Или все-таки люди, его разжигая?
Вообще тот факт, что кислая среда и щелочная среда определяются концентрацией ионов водорода H+ и что чем выше их концентрация, тем раствор более кислый (и наоборот, чем ниже концентрация H+, тем более щелочная среда и выше концентрация противоположных ионов OH-), был известен науке достаточно давно. Однако лишь в 1909 году датский химик Серенсен впервые опубликовал исследования, в которых пользовался понятием водородного показателя – PH, впоследствии замененным на pH.
Расчет кислотности
При расчете водородного показателя исходят из того, что молекулы воды в растворе, хоть и в очень малых количествах, все же диссоциируют на ионы. Эта реакция называется автопротолизом воды:
Вам будет интересно:Термин таймшит. Таймшит – это…
H2O –> H+ + OH-
Реакция обратима, поэтому для нее определена константа равновесия (показывающая, какие в среднем устанавливаются концентрации каждого компонента). Здесь дано значение константы для стандартных условий – температуры 22 °С.
Внизу в квадратных скобках – молярные концентрации указанных компонентов. Молярная концентрация воды в воде – приблизительно 55 моль/литр, то есть величина второго порядка. Следовательно, произведение концентраций ионов H+ и OH- – около 10-14. Эта величина называется ионным произведением воды.
В чистой воде концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов равны 10-7. Соответственно, водородный показатель воды будет приблизительно 7. Это значение pH принимают за нейтральную среду.
Далее нужно отвлечься от воды и рассмотреть раствор какой-нибудь кислоты или щелочи. Возьмем, например, уксусную кислоту. Ионное произведение воды останется прежним, однако баланс между ионами H+ и OH- сместится в сторону первых: ионы водорода придут от частично продиссоциировавшей уксусной кислоты, а “лишние” гидроксид-ионы уйдут в недиссоциировавшие молекулы воды. Таким образом, концентрация ионов водорода будет выше, и pH будет меньше (не надо забывать, что логарифм берется со знаком “минус”). Соответственно, кислая среда и щелочная среда связаны с pH. И связаны следующим образом. Чем меньше значение водородного показателя, тем более кислая среда.
Свойства кислой среды
Кислая среда – это растворы с pH меньше 7. Следует оговориться, что, хотя значение ионного произведения воды на первый взгляд ограничивает значения водородного показателя в пределах от 1 до 14, на самом деле растворы с pH меньше единицы (и даже меньше нуля) и больше 14 существуют. Например, в концентрированных растворах сильных кислот (серной, соляной) pH может достигать -2.
От того, имеем ли мы кислую среду или среду щелочную, может зависеть растворимость некоторых веществ. Например, возьмем гидроксиды металлов. Растворимость определяется величиной произведения растворимости, которое по структуре есть то же, что и ионное произведение воды: перемноженные концентрации. В случае с гидроксидом в произведение растворимости входит концентрация иона металла и концентрация гидроксид-ионов. В случае избытка ионов водорода (в кислой среде) они будут активнее “вырывать” гидроксид-ионы из осадка, тем самым смещая равновесие в сторону растворенной формы, повышая растворимость осадка.
Также стоит упомянуть, что весь пищеварительный тракт человека имеет кислую среду: pH желудочного сока колеблется от 1 до 2. Отклонение от этих значений в меньшую или большую сторону может являться признаком различных заболеваний.
Свойства щелочной среды
В щелочной среде водородный показатель принимает значения, превышающие 7. Для удобства в средах с высокой концентрацией гидроксид-ионов вместо водородного показателя кислотности pH пользуются показателем основности pOH. Нетрудно догадаться, что он обозначает величину, равную -lg[OH-] (отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксид-ионов). Непосредственно из ионного произведения воды следует равенство pH + pOH =14. Поэтому pOH = 14 – pH. Таким образом, у всех утверждений, верных для показателя кислотности pH, верны обратные утверждения для показателя основности pOH. Если pH щелочной среды большой по определению, то ее pOH, очевидно, маленький, и чем сильнее раствор щелочи, тем меньше показатель pOH.
В этом предложении только что появился логический парадокс, вносящий путаницу во многие рассуждения о кислотности: маленький показатель кислотности обозначает высокую кислотность среды, и наоборот: большие значения pH соответствуют низкой кислотности. Этот парадокс появляется потому, что логарифм берется со знаком минус, и шкала кислотности как бы инвертируется.
Практическое определение кислотности
Для определения кислотности среды применяются так называемые индикаторы. Обычно это достаточно сложно устроенные органические молекулы, которые меняют свой цвет в зависимости от pH среды. Индикатор меняет свой цвет в очень узком интервале pH: это используется в кислотно-основном титровании, чтобы добиться точных результатов: титрование прекращают, как только индикатор меняет цвет.
Наиболее известные индикаторы – метиловый оранжевый (интервал перехода в области с маленьким pH), фенолфталеин (интервал перехода в области с большим pH), лакмус, тимоловый голубой и другие. В кислых средах и щелочных средах применяются разные индикаторы в зависимости от того, в какой области лежит их интервал перехода.
Существуют также универсальные индикаторы – они меняют свой цвет постепенно с красного на глубоко фиолетовый при переходе из сильно кислотных сред в сильно щелочные. На самом деле универсальные индикаторы представляют собой смесь из обычных.
Для более точного определения кислотности используют прибор – pH-метр (потенциометр, метод, соответственно, называется потенциометрия). Его принцип работы основан на измерении ЭДС в цепи, элементом которой является раствор с измеряемым pH. Потенциал электрода, погруженного в раствор, чувствителен к концентрации ионов водорода в растворе – отсюда изменение ЭДС, на основании которого рассчитывается реальный pH.
Кислотность различных сред в быту
Показатель кислотности имеет большое значение в повседневной жизни. Например, слабые кислоты – уксусная, яблочная – используются в качестве консервантов. Щелочные растворы являются моющими средствами, в том числе и мыло. Самое простое мыло представляет собой натриевые соли жирных кислот. В воде они диссоциируют: остаток жирной кислоты – очень длинный – с одной стороны имеет отрицательный заряд, а с другой своей стороны – длинную неполярную цепочку атомов углерода. Тот конец молекулы, на котором заряд участвует в гидратации, собирает вокруг себя молекулы воды. Второй конец присоединяется к другим неполярным вещам, например, молекулам жира. В результате образуются мицеллы – шарики, у которых наружу торчат “хвосты” с отрицательным зарядом, а внутри спрятаны “хвосты” и частички жира и грязи. Поверхность отмывается от жира и грязи за счет того, что моющее средство связывает весь жир и грязь в такие мицеллы.
Кислотность и здоровье
Уже было упомянуто, что pH имеет большое значение для человеческого организма. Кроме пищеварительного тракта, показатель кислотности важно контролировать и в других частях организма: кровь, слюна, кожа – для многих биологических процессов имеют большое значение кислая среда и щелочная среда. Их определение позволяет оценить состояние организма.
Сейчас набирают популярность pH-тесты – так называемые экспресс-тесты для проверки кислотности. Они представляют собой обычные полоски универсальной индикаторной бумаги.
1.4.7. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная.
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н+), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН−).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н+ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН− — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na2S = 2Na+ + S2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO3)2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H2SO3) и фосфорную (H3PO4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H+. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S2- + H2O ↔ HS− + OH−
HS−+ H2O ↔ H2S + OH−
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn2+, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn2+ + H2O ↔ Zn(OH) + + H+
Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH)+ + H+
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону.
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na+ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.
Примеры: Ba(NO3)2, KCl, Li2SO4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K2CO3, Li2S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.
Примеры: Zn(NO3)2, Fe2(SO4)3, CuSO4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу.
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH4+) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H+, и ионы OH− , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H2O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO3)3 + 3Na2S = Al2S3 + 6NaNO3 ( − так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O= 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al2S3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Гидролиз
Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет реакции с молекулами воды.
В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз (вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.
Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:
- NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
- KNO3 — производное основания KOH и кислоты HNO3
- CuSO4 — производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
- Al3PO4 — производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
- Ca(NO2)2 — производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2
Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются слабыми, а какие — сильными.
При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем интеллектуальном составляющем 😉
По катиону, по аниону или нет гидролиза?
Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr, CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4, FeSO3, CaSO3.
Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.
Катион NH4 + и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2 не происходит.
Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4, NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, Li2SiO3.
Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2, Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.
Среда раствора
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль, вы должны будете определить ее тип раствора.
Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда раствора — нейтральная.
Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда раствора будет щелочная. Изучите примеры.
Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры: NH4H2PO4, LiHSO4. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K2HPO4, Na2HPO4.
Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили. Ниже будет располагаться решение.
С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.
Запомните, что кислая среда характеризуется pH 7.
Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 — кислой (pH
Cреда водных растворов веществ. Индикаторы
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 + ] – ] |
| pH | 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 Fe 3+ подвергаются гидролизу:
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + 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:
| Катио н/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:
| Катио н/анион | Катион сильного основания | Катион слабого основания |
| Анион сильной кислоты | Нейтральная | Кислая |
| Анион слабой кислоты | Щелочна я | 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:
| Катио н/анион | Na + | NH4 + |
| Cl – | NаCl, гидролиз не идет, среда нейтральная | (NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная |
| CO3 2 – | Na2CO3, гидролиз по аниону, среда щелочна я | 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:
| Катио н/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:
| Катио н/анион | Na + | NH4 + |
| Cl – | NаCl, лакмус фиолетовый | (NH4)2CO3 лакмус красный |
| CO3 2 – | Na2CO3, лакмус синий | Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания |
Добавить комментарий
Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.
Гидролиз
О чем эта статья:
11 класс, ЕГЭ/ОГЭ
Определение гидролиза
Гидролиз — это процесс взаимодействия сложного химического вещества с водой, итогом которого становится разложение молекул этого вещества. Сам термин происходит от двух греческих слов: hydor, что значит «вода», и lysis, то есть «распад».
Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.
Гидролиз солей — это реакция взаимодействия ионов соли с Н + и ОН − ионами воды, которая ведет к распаду исходного соединения. В результате такого ионного обмена образуется слабый электролит — кислотный, щелочной или нейтральный.
Условия гидролиза
Далеко не все соединения распадаются, вступая в реакцию с молекулами воды. Сейчас мы на примере солей рассмотрим, какие вещества подвергаются гидролизу, а какие нет, и от чего это зависит.
Начнем с того, что любая соль включает основание — амфотерный гидроксид, и кислотный остаток.
сульфат меди CuSO4состоит из основания Cu(ОН)2и кислоты H2SO4;
хлорид натрия NaCl состоит из основания NaOH и кислоты HCl;
хлорид цинка ZnCl2состоит из основания Zn(ОН)2 и кислоты HCI;
карбонат натрия Na2CO3состоит из основания NaOH и кислоты H2CO3.
В жизни первым разрушается самое слабое, и гидролиз в химии действует по тому же принципу. В ходе этой реакции распадаются более слабые соединения (основания или кислотные остатки). Слабый катион или слабый анион вступают во взаимодействие с ионами воды и связывают один из них или оба. В растворе образуется избыток ионов H + или гидроксильная группа OH − .
В зависимости от того, какие соли подвергаются гидролизу — со слабым основанием или слабой кислотой, в итоге может получиться кислая, щелочная или нейтральная среда водного раствора.
А что происходит, если соль состоит из сильного основания и сильного кислотного остатка? Ничего. 🙂 В этом случае ее сильные катионы и анионы не взаимодействуют с ионами воды. Такая соль не распадается, то есть не подвержена гидролизу.
Схема химической реакции гидролиза выглядит так:
XY + HOH ↔ XH + HOY
В данном случае:
XY — формула соли;
XH — кислотный остаток;
Индикаторы среды раствора
Для определения среды раствора за считанные секунды используются специальные индикаторы. Самый распространенный из них — лакмусовая бумага, но также популярны фенолфталеин и метиловый оранжевый. В нейтральной среде они не меняют свой цвет, а в кислотной или щелочной — приобретают другую окраску.
Изменение цвета индикатора однозначно говорит о том, что произошла гидролизация. Однако если цвет остался тем же — это не всегда означает отсутствие гидролиза. Среда будет почти нейтральной и в том случае, когда гидролизу подвергается соль со слабым основанием и слабой кислотой. Но об этом поговорим дальше, а пока посмотрите таблицу.
Виды гидролиза
Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.
Соль с сильным основанием и сильной кислотой
Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO4, Ba(NO3)2 и т. д.
Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.
Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).
Соль со слабым основанием и сильной кислотой
Гидролиз по катиону. Как мы помним, гидролизация происходит только при наличии слабого иона, в данном случае — иона основания. Его катион вступает в реакцию и связывает гидроксид-ионы воды OH − . В итоге образуется раствор с избытком ионов водорода H + .
Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.
Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.
Нитрат аммония NH4NO3 состоит из слабого основания NH4OH и сильного кислотного остатка HNO3, поэтому он гидролизуется по катиону, то есть его катион NH4 + связывает ионы воды OH − .
Соль с сильным основанием и слабой кислотой
Гидролиз по аниону. Если слабым оказывается ион кислотного остатка, его отрицательно заряженная частица (анион) взаимодействует с катионом водорода H + в молекуле воды. В итоге получается раствор с повышенным содержанием OH − .
Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.
Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.
Нитрат калия KNO2 отличается сильным основанием KOH и слабым кислотным остатком HNO2, поэтому он гидролизуется по аниону. Другими словами, анион кислоты NO2 − связывает ионы воды H + .
Молекулярное уравнение: KNO2 + H2O ↔ HNO2 + KOH
Ионное уравнение: K + + NO2 − + HOH ↔ HNO2 + K + + OH −
Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH − а анион кислоты связывает ионы H +
Среда водного раствора: нейтральная, слабокислая или слабощелочная.
Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.
Цианид аммония NH4CN включает слабое основание NH4OH и слабую кислоту HCN.
Молекулярное уравнение: NH4CN + H2O ↔ NH4OH + HCN
Ионное уравнение: NH4 + + CN − + HOH ↔ NH4OH + HCN
Среда в данном случае будет слабощелочной.
Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.
Ступенчатый гидролиз
Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.
Как определить количество ступеней:
если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;
если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.
Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K2CO3. У нас есть двухосновная слабая кислота H2CO3, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.
I ступень: K2CO3+HOH ↔ KOH+KHCO3, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO3).
II ступень: K2HCO3+HOH ↔ KOH+H2CO3, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H2CO3).
Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.
Обратимый и необратимый гидролиз
Химические вещества могут гидролизоваться обратимо или необратимо. В первом случае распадается лишь некоторое количество частиц, а во втором — практически все. Если соль полностью разлагается водой, это необратимый процесс, и его называют полным гидролизом.
Необратимо гидролизуются соли, в составе которых есть слабые нерастворимые основания и слабые и/или летучие кислоты. Такие соединения могут существовать лишь в сухом виде, их не получить путем смешивания водных растворов других солей.
Например, полному гидролизу подвергается сульфид алюминия:
Как видите, в результате гидролизации образуется гидроксид алюминия и сероводород.
Необратимые реакции при взаимодействии с водой имеют место и в органической химии. В качестве примера рассмотрим полный гидролиз органического вещества — карбида кальция, в результате которого образуется ацетилен:
Степень гидролиза
Взаимодействие соли или другого химического соединения с водой может усиливаться или ослабляться в зависимости от нескольких факторов. Если нужно получить количественное выражение гидролиза, говорят о его степени, которая указывается в процентах.
h — степень гидролиза,
nгидр. — количество гидролизованного вещества,
nобщ. — общее количество растворенного в воде вещества.
На степень гидролизации может повлиять:
температура, при которой происходит процесс;
концентрация водного раствора;
состав участвующих в гидролизе веществ.
Можно усилить гидролиз с помощью воды (просто разбавить полученный раствор) или стимулировать процесс повышением температуры. Более сложным способом будет добавление в раствор такого вещества, которое могло бы связать один из продуктов гидролиза. К соли со слабой кислотой и сильным основанием нужно добавить соль со слабым основанием и сильной кислотой.
Для ослабления гидролиза раствор охлаждают и/или делают более концентрированным. Также можно изменить его состав: если гидролизация идет по катиону — добавляют кислоту, а если по аниону — щелочь.
Итак, мы разобрались, что такое гидролиз солей и каким он бывает. Пора проверить свои знания и ответить на вопросы по материалу.
Вопросы для самопроверки:
Назовите необходимое условие для гидролиза.
Какие типы гидролиза вы знаете?
В каком случае в результате гидролиза может образоваться слабощелочная или слабокислая среда?
По какому типу гидролизуется соль с сильным основанием и слабым кислотным остатком?
При гидролизе соли с сильным основанием и слабой кислотой для ослабления процесса нужно добавить в раствор кислоту или щелочь?
Как воздействует на гидролиз разбавление раствора водой?
Как определяется количество ступеней гидролиза?
Какая среда раствора образуется при гидролизации солей NaF, KCl, FeBr2, Na2PO4? Ответов может быть несколько.
Какие из солей гидролизуются по катиону: Csl, FeSO4, RbNO3, CuSO4, Mn(NO3)2? Ответов может быть несколько.
Какая из солей не подвергается гидролизу: K2HPO4, KNO3, KCN, Ni(NO3)2?
источники:
http://chemege.ru/sreda-rastvorov-indikatory/
http://skysmart.ru/articles/chemistry/gidroliz
Гидролиз (греч. hydor – вода и lysis – разрушение) – процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.
В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает “слабое” – это правило вам очень пригодится.
Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:
- NaCl – производное основания NaOH и кислоты HCl
- KNO3 – производное основания KOH и кислоты HNO3
- CuSO4 – производное основания Cu(OH)2 и кислоты H2SO4
- Al3PO4 – производное основания Al(OH)3 и кислоты H3PO4
- Ca(NO2)2 – производное основания Ca(OH)2 и кислоты HNO2
Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие – сильными.
При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт – она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем 😉
По катиону, по аниону или нет гидролиза?
Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты – гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO4. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO4,
FeSO3, CaSO3.
Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае – катион. Примеры: AlCl3, MgBr2, Cr2SO4, NH4NO3.
Катион NH4+ и его основание NH4OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH4Cl. Замечу также, что Ca(OH)2 считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl2
не происходит.
Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K3PO4,
NaNO2, Ca(OCl)2, Ba(CH3COO)2, K2SiO3.
Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO2)2,
Al2S3, Cr2(SO3)3, CH3COONH4.
Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI2, Li2SiO3, Ba(NO2)2, CuBr2, Zn(H2PO4)2.
Ниже вы найдете решение.
Среда раствора
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.
Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора – нейтральная.
Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда – кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.
Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH4H2PO4, LiHSO4. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K2HPO4, Na2HPO4.
Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.
С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так “среду раствора” могут заменить водородным показателем pH.
Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.
Например, в соли CaCl2 среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl3 – кислой (pH < 7).
Индикаторы (лат. indicator – указатель)
Индикатор – вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.
Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.
Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам? 🙂
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.
Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение 😉
Лакмус
Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий –
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.
Фенолфталеин
Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это –
В кислотах он без цвета.
Метиловый оранжевый
От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки –
Здесь я оранжевый практически всегда!
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2023
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
|
Если есть в домашней аптечке пурген (фенолфталеин), то можно определить щелочную среду, растворить в воде и капнуть. Щелочная среда окрашивает фенолфталеин в фиолетовый цвет. А кислота при взаимодействии с питьевой содой выделяет углекислый газ. автор вопроса выбрал этот ответ лучшим
ДРЕССИРОВЩИК 10 лет назад легко берёте нейтральную палочку (стеклянную или пластмассовую) мокаете в раствор и в кухонную соду если защипело значет кислотная, а если нет щелочная вот и вся проверка только в то что проверяете соду не сыпте
Костин 10 лет назад Если конечно не пробовать на вкус, то можно проверить по реакции “кухонными химикатами”. На кислотность – содой, на щелочность – уксусом. Знаете ответ? |
