Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.
Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную.
Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется ГИДРОЛИЗОМ.
Катионы и анионы, образованные слабым основанием или слабой кислотой, взаимодействуют с водой, отрывая от нее Н или ОН.
Причина этого: образование БОЛЕЕ ПРОЧНОЙ связи, чем в самой воде.
По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой - НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ , в растворе только диссоциирует на ионы. Среда нейтральная. ПРИМЕР: Не гидролизуются соли – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т. п. В растворе эти соли только диссоциируют: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42 - | 2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ . Анион слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода , связывает их. В растворе образуется избыток ионов ОН - - среда щелочная. ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли - Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот. K 3 PO 4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион. PO 4 3- + НОН ⇄ НРО42-+ОН- K 3 PO 4 + Н2О ⇄ К2НРО4 + КОН (это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени) |
3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ . Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся избыток ионов H+ - среда кислая. ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO 4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди: Cu +2 + НОН ⇄ CuOH + + H + 2 CuSO 4 +2 H 2 O ⇄ (CuOH )2 SO 4 + H 2 SO 4 | 4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ. Если какие-либо из продуктов выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз необратимый , если оба продукта гидролиза остаются в растворе - гидролиз обратимый. ПРИМЕР: Гидролизуются соли – · Al2S3,Cr2S3(необратимо): Al2S3 + H2O à Al(OH)3 ¯ + H2S · NH4F, CH3COONH4(обратимо) NH4F + H 2 O ⇄ NH4OH + HF |
Взаимный гидролиз двух солей.
Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз – т. е. катион металла связывает ОН-группы, а анион кислоты – Н+
1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(все 2+, кроме Са, Sr, Ba)
Характеристика процесса гидролиза:
1) Процесс гидролиза является обратимым , протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ;
2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Какие факторы усиливают гидролиз?
1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается;
2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз.
Как подавить (ослабить) процесс гидролиза?
Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого:
1. Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды);
2. Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту , если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.
Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия ?
Хлорид алюминия AlCl 3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону:
Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H +
Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным.
Вспомните:
Реакция нейтрализации — это реакция между кислотой и щелочью, в результате которой образуются соль и вода;
Под чистой водой химики понимают химически чистую воду, не содержащую никаких примесей и растворенных солей, т. е. дистиллированную воду.
Кислотность среды
Для различных химических, промышленных и биологических процессов очень важной характеристикой является кислотность растворов, характеризующая содержание кислот или щелочей в растворах. Поскольку кислоты и щелочи являются электролитами, то для характеристики кислотности среды используют содержание ионов H+ или OH - .
В чистой воде и в любом растворе вместе с частицами растворенных веществ присутствуют также ионы H+ и OH - . Это происходит благодаря диссоциации самой воды. И хотя мы считаем воду неэлектролитом, тем не менее она может диссоциировать: H 2 O ^ H+ + OH - . Но этот процесс происходит в очень незначительной степени: в 1 л воды на ионы распадается только 1 . 10 -7 моль молекул.
В растворах кислот в результате их диссоциации появляются дополнительные ионы H+. В таких растворах ионов H+ значительно больше, чем ионов OH - , образовавшихся при незначительной диссоциации воды, поэтому эти растворы называют кислотными (рис. 11.1, слева). Принято говорить, что в таких растворах кислотная среда. Чем больше ионов H+ содержится в растворе, тем больше кислотность среды.
В растворах щелочей в результате диссоциации, наоборот, преобладают ионы OH - , а катионы H+ ввиду незначительной диссоциации воды почти отсутствуют. Среда таких растворов щелочная (рис. 11.1, справа). Чем выше концентрация ионов OH - , тем более щелочной является среда раствора.
В растворе поваренной соли количество ионов H+ и OH - одинаково и равно 1 . 10 -7 моль в 1 л раствора. Такую среду называют нейтральной (рис. 11.1, по центру). Фактически это означает, что раствор не содержит ни кислоты, ни щелочи. Нейтральная среда характерна для растворов некоторых солей (образованных щелочью и сильной кислотой) и многих органических веществ. У чистой воды также нейтральная среда.
Водородный показатель
Если сравнивать вкус кефира и лимонного сока, то можно смело утверждать, что лимонный сок намного кислее, т. е. кислотность этих растворов разная. Вы уже знаете, что в чистой воде также содержатся ионы H+, но кислого вкуса воды не ощущается. Это объясняется слишком малой концентрацией ионов H+. Часто бывает недостаточно сказать, что среда кислотная или щелочная, а необходимо количественно ее охарактеризовать.
Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH (произносится «пэ-аш»), связанным с концентрацией
ионов Гидрогена. Значение pH соответствует определенному содержанию катионов Гидрогена в 1 л раствора. В чистой воде и в нейтральных растворах в 1 л содержится 1 . 10 7 моль ионов H+, а значение pH равно 7. В растворах кислот концентрация катионов H+ больше, чем в чистой воде, а в щелочных растворах меньше. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя pH: в кислотной среде он находится в пределах от 0 до 7, а в щелочных — от 7 до 14. Впервые водородный показатель предложил использовать датский химик Педер Сёренсен.
Вы могли заметить, что значение pH связано с концентрацией ионов H+. Определение pH напрямую связано с вычислением логарифма числа, которое вы будете изучать на уроках математики в 11 классе. Но взаимосвязь между содержанием ионов в растворе и значением pH можно проследить по следующей схеме:
Значение рН водных растворов большинства веществ и природных растворов находится в интервале от 1 до 13 (рис. 11.2).
Рис. 11.2. Значение рН различных природных и искусственных растворов
Сёрен Педер Лауриц Сёренсен
Датский физико-химик и биохимик, президент Датского королевского общества. Окончил Копенгагенский университет. В 31 год стал профессором Датского политехнического института. Возглавлял престижную физико-химическую лабораторию при пивоваренном заводе Карлсберга в Копенгагене, где сделал свои главные научные открытия. Основная научная деятельность посвящена теории растворов: он ввел понятие о водородном показателе (рН), изучал зависимость активности ферментов от кислотности растворов. За научные достижения Сёренсен внесен в перечень «100 выдающихся химиков XX века», но в истории науки он остался прежде всего как ученый, который ввел понятия «рН» и «рН-метрия».
Определение кислотности среды
Для определения кислотности раствора в лабораториях чаще всего используют универсальный индикатор (рис. 11.3). По его окраске можно определить не только наличие кислоты или щелочи, но и значение рН раствора с точностью до 0,5. Для более точного измерения рН существуют специальные приборы — рН-метры (рис. 11.4). Они позволяют определить рН раствора с точностью до 0,001-0,01.
Используя индикаторы или рН-метры, можно следить за тем, как протекают химические реакции. Например, если к раствору натрий гидроксида приливать хлоридную кислоту, то произойдет реакция нейтрализации:
Рис. 11.3. Универсальным индикатором определяют приблизительное значение рН
Рис. 11.4. Для измерения pH растворов используют специальные приборы — рН-метры: а — лабораторный (стационарный); б — портативный
В этом случае растворы реагентов и продуктов реакции бесцветны. Если же в исходный раствор щелочи поместить электрод рН-метра, то о полной нейтрализации щелочи кислотой можно судить по значению рН образованного раствора.
Применение водородного показателя
Определение кислотности растворов имеет большое практическое значение во многих областях науки, промышленности и других сферах жизни человека.
Экологи регулярно измеряют рН дождевой воды, воды рек и озер. Резкое повышение кислотности природных вод может быть следствием загрязнения атмосферы или попадания в водоемы отходов промышленных предприятий (рис. 11.5). Такие изменения влекут за собой гибель растений, рыбы и других обитателей водоемов.
Водородный показатель очень важен для изучения и наблюдения процессов, происходящих в живых организмах, т. к. в клетках протекают многочисленные химические реакции. В клинической диагностике определяют pH плазмы крови, мочи, желудочного сока и др. (рис. 11.6). Нормальное значение pH крови — от 7,35 до 7,45. Даже небольшое изменение pH крови человека вызывает серьезные заболевания, а при рН = 7,1 и ниже начинаются необратимые изменения, которые могут привести к смерти.
Для большинства растений важна кислотность почвы, поэтому агрономы заранее проводят анализ почв, определяя их рН (рис. 11.7). Если кислотность слишком велика для определенной культуры, почву известкуют — добавляют мел или известь.
В пищевой промышленности при помощью кислотно-основных индикаторов проводят контроль качества продуктов питания (рис. 11.8). Например, в норме для молока pH = 6,8. Отклонение от этого значения свидетельствует либо о наличии посторонних примесей, либо о его скисании.
Рис. 11.5. Влияние уровня pH воды в водоемах на жизнедеятельность растений в них
Важным является значение pH для косметических средств, которые мы используем в быту. В среднем для кожи человека pH = 5,5. Если кожа контактирует со средствами, кислотность которых существенно отличается от этого значения, то это влечет преждевременное старение кожи, ее повреждение или воспаление. Было замечено, что у прачек, которые длительное время использовали для стирки обычное хозяйственное мыло (pH = 8-10) или стиральную соду (Na 2 CO 3 , pH = 12-13), кожа рук становилась очень сухой и покрывалась трещинами. Поэтому очень важно использовать различные косметические средства (гели, кремы, шампуни и т. д.) с pH, близким к естественному pH кожи.
ЛАБОРАТОРНЫЕ ОПЫТЫ № 1-3
Оборудование: штатив с пробирками, пипетка.
Реактивы: вода, хлоридная кислота, растворы NaCl, NaOH, столовый уксус, универсальный индикатор (раствор или индикаторная бумага), пищевые продукты и косметическая продукция (например, лимон, шампунь, зубная паста, стиральный порошок, газированные напитки, соки и т. д.).
Правила безопасности:
Для опытов используйте небольшие количества реактивов;
Остерегайтесь попадания реактивов на кожу, в глаза; при попадании едкого вещества смойте его большим количеством воды.
Определение ионов Гидрогена и гидроксид-ионов в растворах. Установление приблизительного значения pH воды, щелочных и кислых растворов
1. В пять пробирок налейте по 1-2 мл: в пробирку № 1 — воды, № 2 — хлоридной кислоты, № 3 — раствора натрий хлорида, № 4 — раствора натрий гидроксида и № 5 — столового уксуса.
2. В каждую пробирку добавьте по 2-3 капли раствора универсального индикатора или опустите индикаторную бумагу. Определите pH растворов, сравнивая цвет индикатора по эталонной шкале. Сделайте выводы о наличии в каждой пробирке катионов Гидрогена или гидроксид-ионов. Составьте уравнения диссоциации этих соединений.
Исследование pH пищевой и косметической продукции
Испытайте универсальным индикатором образцы пищевых продуктов и косметической продукции. Для исследования сухих веществ, например, стирального порошка, их необходимо растворить в небольшом количестве воды (1 шпатель сухого вещества на 0,5-1 мл воды). Определите pH растворов. Сделайте выводы о кислотности среды в каждом из исследованных продуктов.
Ключевая идея
Контрольные вопросы
130. Наличием каких ионов в растворе обусловлена его кислотность?
131. Какие ионы содержатся в избытке в кислотных растворах? в щелочных?
132. Какой показатель количественно описывает кислотность растворов?
133. Каково значение рН и содержание ионов H+ в растворах: а) нейтральных; б) слабокислотных; в) слабощелочных; г) сильнокислотных; д) сильнощелочных?
Задания для усвоения материала
134. Водный раствор некоторого вещества имеет щелочную среду. Каких ионов больше в этом растворе: H+ или OH - ?
135. В двух пробирках находятся растворы нитратной кислоты и нитрата калия. Какие индикаторы можно использовать для определения, в какой пробирке содержится раствор соли?
136. В трех пробирках находятся растворы барий гидроксида, нитратной кислоты и кальций нитрата. Как с помощью одного реактива распознать эти растворы?
137. Из приведенного перечня выпишите отдельно формулы веществ, растворы которых имеют среду: а) кислотную; б) щелочную; в) нейтральную. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .
138. Дождевая вода имеет рН = 5,6. Что это означает? Какое вещество, содержащееся в воздухе, при растворении в воде определяет такую кислотность среды?
139. Какая среда (кислотная или щелочная): а) в растворе шампуня (рН = 5,5);
б) в крови здорового человека (рН = 7,4); в) в желудочном соке человека (рН = 1,5); г) в слюне (рН = 7,0)?
140. В составе каменного угля, используемого на теплоэлектростанциях, содержатся соединения Нитрогена и Сульфура. Выброс в атмосферу продуктов сжигания угля приводит к образованию так называемых кислотных дождей, содержащих небольшие количества нитратной или сульфитной кислот. Какие значения рН характерны для такой дождевой воды: больше 7 или меньше 7?
141. Зависит ли рН раствора сильной кислоты от ее концентрации? Ответ обоснуйте.
142. К раствору, содержащему 1 моль калий гидроксида, прилили раствор фенолфталеина. Изменится ли окраска этого раствора, если к нему добавить хлоридную кислоту количеством вещества: а) 0,5 моль; б) 1 моль;
в) 1,5 моль?
143. В трех пробирках без надписей находятся бесцветные растворы натрий сульфата, натрий гидроксида и сульфатной кислоты. Для всех растворов измерили значение рН: в первой пробирке — 2,3, во второй — 12,6, в третьей — 6,9. В какой пробирке содержится какое вещество?
144. Ученик купил в аптеке дистиллированную воду. рН-метр показал, что значение рН этой воды равно 6,0. Затем ученик прокипятил эту воду в течение длительного времени, заполнил контейнер до верха горячей водой и закрыл крышкой. Когда вода остыла до комнатной температуры, рН-метр определил значение 7,0. После этого ученик трубочкой пропускал воздух через воду, и рН-метр снова показал 6,0. Как можно объяснить результаты этих измерений рН?
145. Как вы считаете, почему в двух бутылках уксуса от одного производителя могут содержаться растворы с несколько различными значениями рН?
Это материал учебника
Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).
Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.
Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.
Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.
Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^{+}$ или $ОН^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.
Классификация солей
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.
В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.
Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.
1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.
Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$
$KCN=K^{+}+CN^{-}$
Образующиеся при этих процессах ионы $Н^{+}$ и $CN^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^{-}$.
Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):
$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$
Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.
$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);
б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:
Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.
${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.
$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$
$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$
Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.
Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^{-}$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:
а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.
Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.
${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
В водном растворе соли происходят два процесса:
1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:
$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$
2) полная диссоциация соли (сильного электролита):
$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$
Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$
Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$
Уравнение показывает, что:
а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН
б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.
В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные $М^{2+}$ (например, $Ni^{2+}, Cu^{2+}, Zn^{2+}…$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные $М^{3+}$ (например, $Fe^{3+}, Al^{3+}, Cr^{3+}…$).
Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $Ni(NO_3)_2$.
${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$
Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.
Полное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$
Сокращенное ионное уравнение гидролиза:
$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$
Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.
Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН
Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:
а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;
б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;
в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН
г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.
3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.
Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.
Катион слабого основания связывает ионы $ОН^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание ; анион слабой кислоты связывает ионы $Н^{+}$ из молекул воды, образуя слабую кислоту . Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.
Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:
1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$
2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$
В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.
Запишем ионные уравнения гидролиза:
1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.
В первом случае среда раствора нейтральная ($рН = 7$), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH
Как вы уже заметили, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. их гидролиз является необратимым процессом.
В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы $Н^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $ОН^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.
Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.
Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:
а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;
б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;
в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.
4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.
К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.
Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.
${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$
Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($KCl=K^{+}+Cl^{-}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($рН=7$), т.к. концентрации ионов $Н^{+}$ и $ОН^{-}$ в растворе равны, как в чистой воде.
Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.
Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:
а) добавить воды (уменьшить концентрацию);
б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:
$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,
а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;
в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:
$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3{}↖{⇄}H_2$
Гидролиз солей
Условные обозначения:
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:
а) увеличить концентрацию растворенного вещества;
б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);
в) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.
Значение гидролиза
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия $K_2CO_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $ОН^{-}$.
В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.
Гидролиз стеарата натрия $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:
$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,
т.е. раствор имеет слабощелочную среду.
В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рН среды.
Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.
Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:
$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:
$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$
$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$
Если в крови избыток ионов $Н^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.
Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).
Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).
Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.
Задачи урока:
- Образовательные. Закрепить следующие понятия индикаторы, реакция среды (типы) , pH, фильтрат, фильтрование на основе выполнения заданий практической работы. Проверить знания учащихся, которые отражают зависимость “ раствор вещества (формула) – значение pH (числовое значение) – реакция среды”. Рассказать учащимся о способах снижения кислотности почв Архангельской области.
- Развивающие. Способствовать развитию логического мышления учащихся на основании анализа результатов, полученные в ходе практической работы, их обобщения, а также умения делать вывод. Подтвердить правило: практика доказывает теорию или опровергает ее. Продолжить формирование эстетических качеств личность учащихся на основе разнообразного спектра представленных растворов, а также поддержать интерес ребят к изучаемому предмету “Химия”.
- Воспитывающие. Продолжить формировать умения учащихся выполнять задания практической работы, придерживаясь, правил по охране труда и технике безопасности, в том числе правильно выполнять процессы фильтрования, нагревания.
Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.
Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.
Ход урока
Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.
Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?
- нейтральная, щелочная и кислотная.
Что такое индикаторы?
- вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.
Какие индикаторы вам известны?
- в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.
- сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага
Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?
- влажным и сухим.
Что такое pH среды?
- водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg )
Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?
- Датский химик Сёренсен.
Молодцы!!! Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .
Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.
Вспомним правила при работе с кислотами и щелочами!
Выполните опыт из задания №1.
Сделайте вывод. Таким образом, если раствор имеет pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная.
Задание №2.Получите почвенный раствор и определите его pH при помощи универсального индикатора.
Прочитайте задание на с.21-с.22, выполните задание по плану, результаты занесите в таблицу.
Вспомним правилами безопасности при работе с нагревательными приборами (спиртовкой).
Что такое фильтрование?
- процесс разделение смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала – фильтрата по отношению к составляющим смесь частицам.
Что такое фильтрат?
- это прозрачный раствор, получаемый после фильтрования.
Результаты оформите в виде таблицы.
Какая реакция среды почвенного раствора?
- Кислая
Что необходимо сделать, чтобы повысить качество почвы в нашем регионе?
- CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2
Внесение удобрений, которые имеют щелочную реакцию среды: молотый известняк и других карбонатных минералов: мела, доломита. В Пинежском районе Архангельской области есть залежи такого минерала, как известняк, вблизи карстовых пещер, поэтому он доступен.
Сделайте вывод. Реакция среды полученного почвенного раствора pH=4,слабокислая, следовательно, для повышения качества почвы необходимо известкование.
Задание №3. Определите pH некоторых растворов и соков при помощи универсального индикатора.
Прочитайте задание на с.22, выполните задание по алгоритму, результаты занесите в таблицу.
Источник сока |
Источник сока |
||
Картофель |
Силикатный клей |
||
Капуста свежая |
Столовый уксус |
||
Капуста квашеная |
Раствор питьевой соды |
||
Апельсин |
|||
Свекла свежая |
|||
Свекла вареная |
Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).
pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).
pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).
Задание №4. Изучите растительные индикаторы.
Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?
- ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
- вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.
Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.
Результаты оформите в таблицу.
Растительный материал (природные индикаторы) |
Цвет раствора природного индикатора |
||
Кислотная среда |
Естественный цвет раствора (нейтральная среда) |
Щелочная среда |
|
Клюква (сок) |
фиолетовый |
||
Клубника (сок) |
оранжевый |
персиково – розовый |
|
Черника (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
|
Черная смородина (сок) |
красно-фиолетовый |
сине – фиолетовый |
Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.
Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.
По окончании работы приведите в порядок рабочее место.
Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?
Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.
Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.
pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .
pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).
pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).
Оценка за работу_______________