Predavanje: Hidroliza soli. Okruženje vodenih rastvora: kiselo, neutralno, alkalno
Hidroliza soliNastavljamo da proučavamo obrasce toka hemijske reakcije. Proučavajući temu, naučili ste da kada elektrolitička disocijacija u vodenom rastvoru, čestice uključene u reakciju supstanci otapaju se u vodi. Ovo je hidroliza. Razne anorganske i organska materija posebno soli. Bez razumijevanja procesa hidrolize soli, nećete moći objasniti pojave koje se dešavaju u živim organizmima.
Suština hidrolize soli svodi se na proces izmjene interakcije jona (katjona i anjona) soli sa molekulima vode. Kao rezultat toga, formira se slab elektrolit - spoj s niskim disocijacijom. U vodenom rastvoru pojavljuje se višak slobodnih H + ili OH - jona. Zapamtite, disocijacijom kojih elektrolita nastaju H + ioni, a koji OH -. Kao što ste pretpostavili, u prvom slučaju imamo posla sa kiselinom, što znači da će vodeni medij sa H+ jonima biti kisel. U drugom slučaju, alkalna. U samoj vodi medij je neutralan, jer se blago disocira na H + i OH - ione iste koncentracije.
Priroda okoliša može se odrediti pomoću indikatora. Fenolftalein detektuje alkalno okruženje i boji rastvor u grimizno. Lakmus postaje crven sa kiselinom i plavi sa alkalijom. Metilnarandžasta - narandžasta, u alkalnoj sredini postaje žuta, u kiseloj - ružičasta. Vrsta hidrolize zavisi od vrste soli.
Vrste soli
Dakle, svaka sol je interakcija kiseline i baze, koje su, kao što razumijete, jake i slabe. Jaki su oni čiji je stepen disocijacije α blizu 100%. Treba imati na umu da se sumporna (H 2 SO 3) i fosforna (H 3 PO 4) kiselina često nazivaju kiselinama srednje jačine. Prilikom rješavanja problema hidrolize ove kiseline se moraju klasificirati kao slabe.
kiseline:
Jaka: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO 4 ; H2SO4. Njihovi kiseli ostaci ne stupaju u interakciju s vodom.
Slab: HF; H2CO3; H 2 SiO 3 ; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organske kiseline. A njihovi kiseli ostaci stupaju u interakciju s vodom, uzimajući vodikove katione H+ iz njenih molekula.
Razlozi:
Jaki: rastvorljivi metalni hidroksidi; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Njihovi metalni katjoni ne stupaju u interakciju s vodom.
Slabo: nerastvorljivi metalni hidroksidi; amonijum hidroksid (NH 4 OH). I metalni katjoni ovdje stupaju u interakciju s vodom.
Na osnovu ovog materijala razmotritevrste soli :
Soli sa jakom bazom i jaka kiselina. Na primjer: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Karakteristike: ne stupaju u interakciju s vodom, što znači da ne prolaze kroz hidrolizu. Otopine takvih soli imaju neutralan reakcijski medij.
Soli sa jakom bazom i slaba kiselina. Na primjer: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Karakteristike: kiseli ostaci ovih soli stupaju u interakciju sa vodom, dolazi do anjonske hidrolize. Medijum vodenih rastvora je alkalni.
Soli sa slabim bazama i jakim kiselinama. Na primjer: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Karakteristike: samo kationi metala stupaju u interakciju s vodom, dolazi do hidrolize katjona. Srijeda je kisela.
Soli sa slabom bazom i slabom kiselinom. Na primjer: CH 3 COONN 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONN 4. Karakteristike: i kationi i anjoni kiselinskih ostataka stupaju u interakciju sa vodom, hidroliza se odvija pomoću katjona i anjona.
Primjer hidrolize na katjonu i formiranje kiselog okruženja:
Hidroliza željeznog hlorida FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekularna jednadžba)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (puna jonska jednadžba)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skraćena ionska jednadžba)
Primjer anionske hidrolize i formiranja alkalne sredine:
Hidroliza natrijum acetata CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekularna jednadžba)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (puna jonska jednadžba)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(skraćena jonska jednačina)
Primjer ko-hidrolize:
- Hidroliza aluminijum sulfida Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
AT ovaj slučaj vidimo potpunu hidrolizu, koja se događa kada se sol formira od slabe nerastvorljive ili hlapljive baze i slabe nerastvorljive ili hlapljive kiseline. U tabeli rastvorljivosti postoje crtice za takve soli. Ako u toku reakcije jonske izmene nastane so koja ne postoji u vodenom rastvoru, tada je potrebno napisati reakciju ove soli sa vodom.
Na primjer:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2
Saberemo ove dvije jednačine, zatim ono što se ponavlja u lijevoj i desni delovi, smanjiti:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Tokom lekcije proučavaćemo temu „Hidroliza. Medijum vodenih rastvora. Indikator vodonika". Naučit ćete o hidrolizi - reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do raspadanja hemijski. Pored toga, biće uvedena definicija za vodonični indeks - tzv. pH.
Tema: Otopine i njihova koncentracija, disperzni sistemi, elektrolitička disocijacija
Lekcija: Hidroliza. Medijum vodenih rastvora. Indikator vodonika
hidroliza - je reakcija izmjene tvari s vodom, što dovodi do njenog raspadanja. Pokušajmo razumjeti razloge za ovaj fenomen.
Elektroliti se dijele na jake i slabe elektrolite. Vidi tabelu. jedan.
Tab. jedan
Voda spada u slabe elektrolite i stoga se samo u maloj mjeri disocira na jone. H 2 O ↔ H + + OH -
Jone tvari koje ulaze u otopinu hidratiziraju molekuli vode. Međutim, može se desiti i drugi proces. Na primjer, anioni soli, koji nastaju prilikom njene disocijacije, mogu stupiti u interakciju s vodikovim kationima, koji se, iako u maloj mjeri, ipak stvaraju tijekom disocijacije vode. U tom slučaju može doći do promjene ravnoteže disocijacije vode. Označimo anjon kiseline X - .
Pretpostavimo da je kiselina jaka. Zatim se, po definiciji, gotovo potpuno raspada na ione. Ako a slaba kiselina, onda se nepotpuno disocira. Nastaje kada se vodi dodaju anioni soli i vodikovi ioni, koji su rezultat disocijacije vode. Zbog njegovog formiranja, vodikovi ioni će se vezati u otopini, a njihova koncentracija će se smanjiti. H + + X - ↔ HX
Ali, prema Le Chatelierovom pravilu, sa smanjenjem koncentracije vodikovih iona, ravnoteža se u prvoj reakciji pomiče u smjeru njihovog nastanka, odnosno udesno. Joni vodonika će se vezati za vodikove jone vode, ali hidroksidni joni neće, i bit će ih više nego što je bilo u vodi prije dodavanja soli. znači, rastvor će biti alkalni. Indikator fenolftaleina će postati grimiz. Vidi sl. jedan.
Rice. jedan
Slično, možemo razmotriti interakciju katjona s vodom. Bez ponavljanja čitavog lanca rezonovanja, sažimamo to ako je baza slaba, tada će se joni vodonika akumulirati u otopini, i okolina će biti kisela.
Kationi i anjoni soli mogu se podijeliti u dvije vrste. Rice. 2.
Rice. 2. Klasifikacija kationa i anjona prema jačini elektrolita
Kako su i kationi i anioni, prema ovoj klasifikaciji, dva tipa, postoje ukupno 4 različite kombinacije u formiranju njihovih soli. Razmotrimo kako se svaka od klasa ovih soli odnosi na hidrolizu. Tab. 2.
|
Kolika je jačina kiseline i baze za formiranje soli? |
Primjeri soli |
Odnos prema hidrolizi |
srijeda |
Lakmus bojanje |
|
Sol jake baze i jake kiseline |
NaCl, Ba(NO 3) 2 , K 2 SO 4 |
Hidroliza nije predmet. |
neutralan |
ljubičasta |
|
Sol slabe baze i jake kiseline |
ZnSO 4 , AlCl 3 , Fe(NO 3) 3 |
Hidroliza na katjonu. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Sol jake baze i slabe kiseline |
Na 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 2 SO 3 |
Anion hidroliza CO 3 2 + HOH |
alkalna |
|
|
Sol slabe baze i slabe kiseline |
FeS, Al(NO 2) 3 , CuS |
Hidroliza i anjona i kationa. |
medij otopine ovisi o tome koje od nastalih spojeva će biti slabiji elektrolit. |
zavisi od jačeg elektrolita. |
HCO3+OHTab. 2.
Hidroliza se može poboljšati razrjeđivanjem otopine ili zagrijavanjem sistema.
Soli koje prolaze ireverzibilnu hidrolizu
Reakcije ionske izmjene se odvijaju do kraja kada se formira talog, oslobađa plin ili supstanca koja se slabo odvaja.
2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6H 2 O→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Ako uzmemo sol slabe baze i slabe kiseline, a i kation i anion su višestruko nabijeni, tada će hidrolizom takvih soli nastati i nerastvorljivi hidroksid odgovarajućeg metala i plinoviti produkt. U tom slučaju hidroliza može postati nepovratna. Na primjer, u reakciji (1) ne nastaje talog aluminijum sulfida.
Pod ovo pravilo spadaju sledeće soli: Al 2 S 3, Cr 2 S 3, Al 2 (CO 3) 3, Cr 2 (CO 3) 3, Fe 2 (CO 3) 3, CuCO 3. Ove soli u vodenoj sredini prolaze kroz ireverzibilnu hidrolizu. Ne mogu se dobiti u vodenom rastvoru.
AT organska hemija hidroliza je veoma veliki značaj.
Hidroliza mijenja koncentraciju vodikovih iona u otopini, a mnoge reakcije koriste kiseline ili baze. Stoga, ako znamo koncentraciju vodikovih jona u otopini, lakše ćemo pratiti i kontrolirati proces. Za kvantitativno obilježje sadržaja iona u otopini koristi se pH otopine. Jednaka je negativnom logaritmu koncentracije vodikovih jona.
strH = -lg [ H + ]
Koncentracija vodikovih jona u vodi je 10 -7 stepeni, odnosno pH = 7 u apsolutno čistoj vodi na sobnoj temperaturi.
Ako u otopinu dodate kiselinu ili sol slabe baze i jake kiseline, tada će koncentracija vodikovih iona postati veća od 10 -7 i pH< 7.
Ako se dodaju alkalije ili soli jake baze i slabe kiseline, koncentracija vodikovih jona će postati manja od 10 -7 i pH>7. Vidi sl. 3. Poznavanje kvantitativnog pokazatelja kiselosti neophodno je u mnogim slučajevima. Na primjer, pH želudačnog soka je 1,7. Povećanje ili smanjenje ove vrijednosti dovodi do kršenja probavnih funkcija osobe. AT poljoprivreda prati se kiselost tla. Na primjer, tlo sa pH = 5-6 je najbolje za vrtlarstvo. Pri odstupanju od ovih vrijednosti u tlo se unose zakiseljavajući ili alkalizirajući aditivi.
Rice. 3
Sumiranje lekcije
Tokom lekcije proučavali smo temu „Hidroliza. Medijum vodenih rastvora. Indikator vodonika. Naučili ste o hidrolizi - reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijske tvari. Osim toga, uvedena je i definicija za vodonični indeks - tzv. pH.
Bibliografija
1. Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšta hemija. 11. razred: udžbenik za obrazovne institucije: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Popel P.P. Hemija: 8. razred: udžbenik za opšte obrazovanje obrazovne institucije/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: Informativni centar "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.
3. Gabrielyan O.S. hemija. 11. razred. Osnovni nivo. 2. izdanje, ster. - M.: Drfa, 2007. - 220 str.
Zadaća
1. br. 6-8 (str. 68) Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Zašto je pH kišnice uvijek manji od 7?
3. Šta uzrokuje grimiznu boju otopine natrijum karbonata?
Da bismo razumjeli što je hidroliza soli, prisjetimo se najprije kako se kiseline i alkalije disociraju.
Ono što je zajedničko svim kiselinama je da prilikom disocijacije nužno nastaju vodikovi kationi (H +), dok kada se sve alkalije disocijacije uvijek nastaju hidroksidni joni (OH -).
S tim u vezi, ako u otopini, iz ovog ili onog razloga, ima više H + iona, kažu da otopina ima kiselu reakciju okoline, ako je OH − - alkalnu reakciju okoline.
Ako je sve jasno s kiselinama i alkalijama, kakva će onda biti reakcija medija u otopinama soli?
Na prvi pogled, uvijek bi trebao biti neutralan. A istina je odakle, na primjer, u otopini natrijum sulfida može doći višak vodikovih kationa ili hidroksidnih iona. Sam natrijum sulfid ne formira jone nijednog tipa tokom disocijacije:
Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-
Međutim, da imate, na primjer, vodene otopine natrijevog sulfida, natrijevog klorida, cink nitrata i elektronski pH metar (digitalni uređaj za određivanje kiselosti medija), otkrili biste neobična pojava. Instrument bi vam pokazao da je pH rastvora natrijum sulfida veći od 7, tj. ima jasan višak hidroksidnih jona. Okruženje rastvora natrijum hlorida bilo bi neutralno (pH = 7), a rastvor Zn(NO 3) 2 bio bi kisel.
Jedina stvar koja ispunjava naša očekivanja je medij rastvora natrijum hlorida. Ispostavilo se da je, očekivano, neutralno.
Ali odakle dolazi višak iona hidroksida u rastvoru natrijum sulfida i vodikovih kationa u rastvoru cink nitrata?
Pokušajmo to shvatiti. Da bismo to učinili, moramo naučiti sljedeće teorijske tačke.
Bilo koja sol se može smatrati produktom reakcije kiseline i baze. Kiseline i baze dijele se na jake i slabe. Podsjetimo da se one kiseline i baze, čiji je stupanj disocijacije blizu 100%, nazivaju jakim.
Napomena: sumporne (H 2 SO 3) i fosforne (H 3 PO 4) često se nazivaju kiselinama srednje jačine, ali kada se razmatraju zadaci hidrolize, treba ih klasifikovati kao slabe.
Kiseli ostaci slabih kiselina sposobni su za reverzibilnu interakciju s molekulama vode, otkidajući od njih vodikove katjone H +. Na primjer, sulfidni ion, koji je kiseli ostatak slabog hidrosulfidna kiselina, stupa u interakciju s njim na sljedeći način:
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -
Kao što se može vidjeti, kao rezultat ove interakcije nastaje višak hidroksidnih iona, koji je odgovoran za alkalnu reakciju medija. Odnosno, kiseli ostaci slabih kiselina povećavaju alkalnost medija. U slučaju otopina soli koje sadrže takve kisele ostatke, kaže se da za njih anjonska hidroliza.
Kiseli ostaci jakih kiselina, za razliku od slabih, ne stupaju u interakciju s vodom. Odnosno, ne utiču na pH vodenog rastvora. Na primjer, kloridni ion, koji je kiseli ostatak jakog hlorovodonične kiseline, ne reaguje sa vodom:
Odnosno, joni klorida ne utiču na pH rastvora.
Od metalnih katjona, samo oni koji odgovaraju slabim bazama također mogu stupiti u interakciju s vodom. Na primjer, kation Zn 2+, koji odgovara slaboj bazi cink hidroksida. U vodenim rastvorima soli cinka dešavaju se sledeći procesi:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Kao što se može vidjeti iz gornjih jednačina, kao rezultat interakcije katjona cinka sa vodom, u otopini se akumuliraju kationi vodonika koji povećavaju kiselost medija, odnosno snižavaju pH. Ako sastav soli uključuje katione, koji odgovaraju slabim bazama, u ovom slučaju kažu da je so hidrolizovan na katjonu.
Kationi metala, koji odgovaraju jakim bazama, ne stupaju u interakciju s vodom. Na primjer, kation Na + odgovara jakoj bazi - natrijum hidroksidu. Zbog toga joni natrija ne reaguju sa vodom i ni na koji način ne utiču na pH rastvora.
Dakle, na osnovu gore navedenog, soli se mogu podijeliti u 4 vrste, odnosno formirane:
1) jaka baza i jaka kiselina,
Takve soli ne sadrže kisele ostatke niti metalne katjone koji stupaju u interakciju s vodom, tj. mogu utjecati na pH vodene otopine. Otopine takvih soli imaju neutralan reakcijski medij. Za takve soli se kaže da su ne podležu hidrolizi.
primjeri: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 itd.
2) jaka baza i slaba kiselina
U otopinama takvih soli samo kiseli ostaci reagiraju s vodom. Okruženje vodenih rastvora takvih soli je alkalno; u odnosu na soli ove vrste kažu da hidrolizuju na anjonu
primjeri: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S, itd.
3) slaba baza i jaka kiselina
U takvim solima kationi reagiraju s vodom, a kiseli ostaci ne reagiraju - hidroliza soli na katjonu, kisela sredina.
primjeri: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4, itd.
4) slaba baza i slaba kiselina.
I kationi i anioni kiselinskih ostataka reagiraju s vodom. Hidroliza soli ove vrste je i kation i anion ili. Pričaju i o takvim solima kojima su izloženi nepovratna hidroliza.
Šta to znači da su nepovratno hidrolizovani?
Budući da u ovom slučaju i katjoni metala (ili NH 4 +) i anjoni kiselinskog ostatka reagiraju s vodom, u otopini se istovremeno pojavljuju i H + ioni i OH − ioni koji formiraju izuzetno nisku disocijsku tvar - vodu (H 2 O ).
To, pak, dovodi do činjenice da se soli formirane od kiselih ostataka slabih baza i slabih kiselina ne mogu dobiti reakcijama izmjene, već samo sintezom u čvrstoj fazi, ili se uopće ne mogu dobiti. Na primjer, prilikom miješanja otopine aluminij nitrata s otopinom natrijevog sulfida, umjesto očekivane reakcije:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S \u003d Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- tako da se reakcija ne odvija!)
Uočava se sljedeća reakcija:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Međutim, aluminij sulfid se može dobiti bez problema spajanjem aluminijskog praha sa sumporom:
2Al + 3S = Al 2 S 3
Kada se aluminij sulfid doda vodi, on, kao i kada se pokušava dobiti u vodenom rastvoru, prolazi kroz nepovratnu hidrolizu.
Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Hidroliza soli. Okruženje vodenih rastvora: kiselo, neutralno, alkalno
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, u vodenoj otopini čestice otopljene tvari stupaju u interakciju s molekulima vode. Takva interakcija može dovesti do reakcije hidrolize (od grč. hidro- voda, liza dezintegracija, propadanje).
Hidroliza je reakcija metaboličke razgradnje tvari vodom.
su podvrgnuti hidrolizi razne supstance: neorganski - soli, karbidi i hidridi metala, halogenidi nemetala; organski - haloalkani, estri i masti, ugljikohidrati, proteini, polinukleotidi.
Vodeni rastvori soli imaju različite pH vrednosti i različite vrste medija - kisele ($pH 7$), neutralne ($pH = 7$). To je zbog činjenice da soli u vodenim otopinama mogu biti podvrgnute hidrolizi.
Suština hidrolize se svodi na razmjenu hemijska interakcija kationi ili anjoni soli sa molekulima vode. Kao rezultat ove interakcije, formira se jedinjenje s niskom disocijacijom (slab elektrolit). A u vodenoj otopini soli pojavljuje se višak slobodnih jona $H^(+)$ ili $OH^(-)$, a otopina soli postaje kisela ili alkalna, respektivno.
Klasifikacija soli
Bilo koja sol se može smatrati proizvodom interakcije baze s kiselinom. Na primjer, sol $KClO$ formirana je od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HClO$.
U zavisnosti od jačine baze i kiseline mogu se razlikovati četiri vrste soli.
Razmotrite ponašanje soli razne vrste u rastvoru.
1. Soli formirane od jake baze i slabe kiseline.
Na primjer, sol kalijevog cijanida $KCN$ formirana je od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HCN$:
$(KOH)↙(\text"jaka monokiselina baza")←KCN→(HCN)↙(\text"slaba monokiselina kiselina")$
1) blaga reverzibilna disocijacija molekula vode (veoma slab amfoterni elektrolit), što se može pojednostavljeno napisati pomoću jednačine
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Ioni $H^(+)$ i $CN^(-)$ koji nastaju tokom ovih procesa međusobno djeluju, vezujući se u molekule slabog elektrolita — cijanovodonične kiseline $HCN$, dok hidroksid $OH^(-)$ jon ostaje u rastvoru, čineći ga alkalnim. Hidroliza se dešava na anjonu $CN^(-)$.
Pišemo punu ionsku jednačinu tekućeg procesa (hidrolize):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Ovaj proces je reverzibilan i hemijska ravnoteža pomaknut ulijevo (prema formiranju polaznih supstanci), jer voda je mnogo slabiji elektrolit od cijanovodonične kiseline $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Jednačina pokazuje da:
a) u rastvoru ima slobodnih hidroksidnih jona $OH^(-)$ i njihova koncentracija je veća nego u čista voda, pa otopina soli $KCN$ ima alkalnom okruženju($pH > 7$);
b) Ioni $CN^(-)$ učestvuju u reakciji sa vodom, u kom slučaju kažu da postoji anjonska hidroliza. Drugi primjeri aniona koji reagiraju s vodom su:
Razmotrite hidrolizu natrijevog karbonata $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"jaka monokiselina baza")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"slaba dvobazna kiselina")$
Sol se hidrolizira na anjonu $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Proizvodi hidrolize - kisela sol$NaHCO_3$ i natrijum hidroksid $NaOH$.
Okruženje vodenog rastvora natrijum karbonata je alkalno ($pH > 7$), jer se koncentracija $OH^(-)$ jona povećava u rastvoru. Kisela sol $NaHCO_3$ također može biti podvrgnuta hidrolizi, koja se odvija u vrlo maloj mjeri i može se zanemariti.
Da rezimiramo ono što ste naučili o anionskoj hidrolizi:
a) na anjonu soli, po pravilu, reverzibilno hidroliziraju;
b) hemijska ravnoteža u takvim reakcijama je snažno pomerena ulevo;
c) reakcija medija u rastvorima sličnih soli je alkalna ($rN > 7$);
d) tokom hidrolize soli koje nastaju slabim višebaznim kiselinama dobijaju se kisele soli.
2. Soli nastale od jake kiseline i slabe baze.
Razmotrite hidrolizu amonijum hlorida $NH_4Cl$.
$(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazna baza")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"jaka jednobazna kiselina")$
Dva procesa se odvijaju u vodenom rastvoru soli:
1) blaga reverzibilna disocijacija molekula vode (veoma slab amfoterni elektrolit), što se može pojednostavljeno napisati pomoću jednačine:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) potpuna disocijacija soli (jaki elektrolit):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Rezultirajući joni $OH^(-)$ i $NH_4^(+)$ međusobno djeluju kako bi dobili $NH_3 H_2O$ (slab elektrolit), dok ioni $H^(+)$ ostaju u otopini, uzrokujući većinu svog kiselog okruženja.
Jednačina pune jonske hidrolize:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3 H_2O$
Proces je reverzibilan, hemijska ravnoteža se pomera ka stvaranju polaznih supstanci, jer voda $N_2O$ je mnogo slabiji elektrolit od hidrata amonijaka $NH_3·H_2O$.
Skraćena jednačina ionske hidrolize:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$
Jednačina pokazuje da:
a) u rastvoru se nalaze slobodni vodikovi joni $H^(+)$, a njihova koncentracija je veća nego u čistoj vodi, pa rastvor soli ima kiselo okruženje($ pH
b) amonijum katjoni $NH_4^(+)$ učestvuju u reakciji sa vodom; u tom slučaju kažu da dolazi katjonska hidroliza.
Višestruko nabijeni katjoni također mogu učestvovati u reakciji s vodom: dva metka$M^(2+)$ (na primjer, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), osim za katione zemnoalkalni metali, tri metka$M^(3+)$ (na primjer, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Razmotrimo hidrolizu nikl nitrata $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"slaba baza dikiselina")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"jaka jednobazna kiselina")$
Sol se hidrolizira na kationu $Ni^(2+)$.
Jednačina pune jonske hidrolize:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Skraćena jednačina ionske hidrolize:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Proizvodi hidrolize - osnovna sol$NiOHNO_3$ i Azotna kiselina$HNO_3$.
Medijum vodenog rastvora nikl nitrata je kisel ($ pH
Hidroliza soli $NiOHNO_3$ se odvija u mnogo manjem stepenu i može se zanemariti.
Da rezimiramo ono što ste naučili o kationskoj hidrolizi:
a) katjonom soli, po pravilu, hidroliziraju se reverzibilno;
b) hemijska ravnoteža reakcija je snažno pomerena ulevo;
c) reakcija medija u rastvorima takvih soli je kisela ($ pH
d) tokom hidrolize soli koje nastaju slabim polikiselim bazama dobijaju se bazične soli.
3. Soli nastale od slabe baze i slabe kiseline.
Očigledno vam je već jasno da se takve soli podvrgavaju hidrolizi i na kationu i na anjonu.
Slab bazni kation vezuje $OH^(-)$ jone iz molekula vode, formirajući slaba baza; anjon slabe kiseline veže $H^(+)$ jone iz molekula vode, formirajući slaba kiselina. Reakcija otopina ovih soli može biti neutralna, slabo kisela ili slabo alkalna. Zavisi od konstanti disocijacije dva slaba elektrolita - kiseline i baze, koji nastaju kao rezultat hidrolize.
Na primjer, razmotrite hidrolizu dvije soli: amonijevog acetata $NH_4(CH_3COO)$ i amonijevog formata $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazna baza")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"jaka monobazna kiselina");$
2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazna baza")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"slaba monobazna kiselina").$
U vodenim rastvorima ovih soli, kationi slabe baze $NH_4^(+)$ stupaju u interakciju sa hidroksidnim ionima $OH^(-)$ (podsjetimo da voda disocira $H_2O⇄H^(+)+OH^(- )$), a anjoni slabe kiseline $CH_3COO^(-)$ i $HCOO^(-)$ stupaju u interakciju sa $N^(+)$ kationima i formiraju molekule slabih kiselina - sirćetne $CH_3COOH$ i mravlje $HCOOH$ .
Hajde da zapišemo jonske jednačine hidroliza:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3 H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCOOH.$
U tim slučajevima, hidroliza je također reverzibilna, ali se ravnoteža pomjera prema stvaranju produkata hidrolize - dva slaba elektrolita.
U prvom slučaju, rastvor rastvora je neutralan ($rN = 7$), jer $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3 H_2O)=1,8 10^(-5)$. U drugom slučaju, medij rastvora je slabo kisel ($pH
Kao što ste već primijetili, hidroliza većine soli je reverzibilan proces. U stanju hemijske ravnoteže hidrolizira se samo dio soli. Međutim, neke soli se potpuno razgrađuju vodom, tj. njihova hidroliza je nepovratan proces.
U tabeli "Rastvorljivost kiselina, baza i soli u vodi" naći ćete napomenu: "razgrađuju se u vodenoj sredini" - to znači da takve soli prolaze ireverzibilnu hidrolizu. Na primjer, aluminijum sulfid $Al_2S_3$ u vodi prolazi kroz ireverzibilnu hidrolizu, pošto su ioni $H^(+)$ koji se pojavljuju tokom hidrolize na katjonu vezani za jone $OH^(-)$ koji nastaju tokom hidrolize na anjonu. Ovo pojačava hidrolizu i dovodi do stvaranja nerastvorljivog aluminijum hidroksida i gasa vodonik sulfida:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Zbog toga se aluminijum sulfid $Al_2S_3$ ne može dobiti reakcijom razmene između vodenih rastvora dve soli, na primer aluminijum hlorida $AlCl_3$ i natrijum sulfida $Na_2S$.
Mogući su i drugi slučajevi ireverzibilne hidrolize, koje nije teško predvidjeti, jer je za ireverzibilnost procesa potrebno da barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcijsku sferu.
Da rezimiramo ono što ste naučili o kationskoj i anionskoj hidrolizi:
a) ako se soli hidroliziraju i katjonom i anjonom reverzibilno, tada se kemijska ravnoteža u reakcijama hidrolize pomjera udesno;
b) reakcija medija je ili neutralna, ili slabo kisela, ili slabo alkalna, što zavisi od odnosa konstanti disocijacije formirane baze i kiseline;
c) soli mogu biti hidrolizirane i katjonom i anjonom ireverzibilno ako barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcionu sferu.
4. Soli formirane od jake baze i jake kiseline ne podliježu hidrolizi.
Očigledno ste sami došli do ovog zaključka.
Razmotrite ponašanje $KCl$ u rastvoru kalijum hlorida.
$(KOH)↙(\text"jaka monobazna baza")←KCl→(HCl)↙(\text"jaka jednobazna kiselina").$
Sol u vodenom rastvoru disocira na jone ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ali pri interakciji sa vodom ne može nastati slab elektrolit. Medijum rastvora je neutralan ($rN=7$), jer koncentracije $H^(+)$ i $OH^(-)$ jona u rastvoru su jednake, kao u čistoj vodi.
Drugi primjeri takvih soli mogu biti halogenidi alkalnih metala, nitrati, perhlorati, sulfati, hromati i dihromati, halogenidi zemnoalkalnih metala (osim fluorida), nitrati i perhlorati.
Također treba napomenuti da je reakcija reverzibilne hidrolize u potpunosti podložna Le Chatelierovom principu. Zbog toga hidroliza soli se može poboljšati(pa čak i učiniti nepovratnim) na sljedeće načine:
a) dodati vodu (smanjiti koncentraciju);
b) zagrijati otopinu, čime se povećava endotermna disocijacija vode:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
što znači da se povećava količina $H^(+)$ i $OH^(-)$, neophodnih za hidrolizu soli;
c) vezuje jedan od proizvoda hidrolize u teško rastvorljivo jedinjenje ili uklanja jedan od proizvoda u gasnu fazu; na primjer, hidroliza amonijevog cijanida $NH_4CN$ će biti znatno poboljšana razgradnjom amonijačnog hidrata sa stvaranjem amonijaka $NH_3$ i vode $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hidroliza soli
Legenda:
Hidroliza se može potisnuti (značajno smanjiti količina soli koja prolazi kroz hidrolizu) postupkom na sljedeći način:
a) povećati koncentraciju otopljene tvari;
b) ohladiti rastvor (da bi se oslabila hidroliza, rastvore soli treba čuvati koncentrisane i na niskim temperaturama);
c) uvesti jedan od proizvoda hidrolize u rastvor; na primjer, zakiseli otopinu ako je njegov medij kiseo kao rezultat hidrolize, ili alkalizirati ako je alkalan.
Značaj hidrolize
Hidroliza soli ima i praktičnu i biološki značaj. Od davnina, pepeo se koristio kao deterdžent. Pepeo sadrži kalijum karbonat $K_2CO_3$, koji se hidrolizira kao anjon u vodi, vodeni rastvor postaje sapun zbog $OH^(-)$ jona koji nastaju tokom hidrolize.
Trenutno koristimo sapun, praškove za pranje rublja i druge deterdžente u svakodnevnom životu. Glavna komponenta sapuna su natrijeve i kalijeve soli viših masnih kiselina. karboksilne kiseline: stearati, palmitati, koji su hidrolizovani.
Hidroliza natrijum stearata $C_(17)H_(35)COONa$ izražava se sljedećom ionskom jednačinom:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
one. rastvor je blago alkalan.
Soli se posebno dodaju u sastav praškova za pranje i drugih deterdženata. neorganske kiseline(fosfati, karbonati), koji pojačavaju učinak pranja povećanjem pH podloge.
Soli koje stvaraju neophodnu alkalnu sredinu rastvora nalaze se u fotografskom razvijaču. To su natrijum karbonat $Na_2CO_3$, kalijum karbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ i druge soli hidrolizovane anjonom.
Ako je kiselost tla nedovoljna, biljke razvijaju bolest - hlorozu. Njegovi znakovi su žutilo ili izbjeljivanje listova, zaostajanje u rastu i razvoju. Ako je $pH_(tlo) > 7,5$, tada mu se dodaje gnojivo amonijum sulfat $(NH_4)_2SO_4$ koje pomaže u povećanju kiselosti zbog hidrolize katjona koji prolazi kroz tlo:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$
neprocjenjivo biološka uloga hidroliza nekih soli koje čine naše tijelo. Na primjer, sastav krvi uključuje soli bikarbonata i natrijeva hidrogenfosfata. Njihova uloga je da održe određenu reakciju okoline. To se događa zbog promjene ravnoteže procesa hidrolize:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Ako postoji višak $H^(+)$ jona u krvi, oni se vezuju za hidroksidne jone $OH^(-)$, a ravnoteža se pomiče udesno. Sa viškom $OH^(-)$ hidroksidnih jona, ravnoteža se pomiče ulijevo. Zbog toga kiselost krvi zdrave osobe lagano varira.
Drugi primjer: ljudska pljuvačka sadrži $HPO_4^(2-)$ jone. Zahvaljujući njima, održava se određeno okruženje u usnoj duplji ($rN=7-7,5$).
sol - To su jonska jedinjenja, kada uđu u vodu, disociraju na jone. U vodenom rastvoru, ovi joni su HIDRIRANI - okruženi molekulima vode.
Našao sam to vodene otopine mnogih soli nisu neutralne, već su ili slabo kisele ili alkalne.
Objašnjenje za to je interakcija jona soli sa vodom. Ovaj proces se zove HIDROLIZA.
Nastali su kationi i anioni slaba baza ili slaba kiselina, stupaju u interakciju s vodom, odvajajući od nje H ili OH.
Razlog za to: formiranje JAČE veze nego u samoj vodi.
U odnosu na vodu, soli se mogu podijeliti u 4 grupe:
1) Sol koju čine jaka baza i jaka kiselina - NIJE HIDROLIZOVANO , samo u rješenju disocira na jone.Srednji je neutralan. PRIMJER: Soli se ne hidroliziraju - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 itd. U rastvoru, ove soli su samo razdvojiti: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) Sol koju čine jaka baza i slaba kiselina - hidroliza anjonom . Anion slabe kiseline odvaja ione vodika od vode, vezuje ih. U rastvoru postoji višak jona. OH - alkalna sredina. PRIMJER: Soli podležu anjonskoj hidrolizi - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO i kisele soli ovih kiselina. K3 PO 4 – sol nastala od slabe kiseline i jake baze. Fosfatni anjon je hidrolizovan. PO4 3- + NON⇄ HPO42-+OH- K3 PO4 + H2O⇄ K2HPO4 + KOH (ovo je prva faza hidrolize, ostale 2 idu u vrlo maloj mjeri) |
3) so,formirana od slabe baze i jake kiseline - hidroliza katjonom . Kation slabe baze odvaja OH- jon od vode i vezuje ga. Višak jona ostaje u rastvoru H+ - kisela sredina. PRIMJER: Soli se podvrgavaju kationskoj hidrolizi - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu SO4 Sol nastala od slabe baze i jake kiseline. Kation bakra se hidrolizira: Cu+2 + NON⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 SO4 + H2 SO4 | 4) Sol koju čine slaba baza i slaba kiselina - hidroliza I KATION I ANION. Ako se bilo koji od proizvoda oslobodi kao talog ili plin, tada dolazi do hidrolize nepovratan , ako oba produkta hidrolize ostanu u rastvoru - hidroliza reverzibilan. PRIMJER: Soli se hidroliziraju Al2S3,Cr2S3 (nepovratno): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ + H2S NH4F, CH3COONH4 (reverzibilno) NH4F+H2 O⇄ NH4OH + HF |
Međusobna hidroliza dvije soli.
Javlja se kada se pokuša da se reakcijom razmene dobiju soli koje su potpuno hidrolizovane u vodenom rastvoru. U ovom slučaju dolazi do međusobne hidrolize - tj. metalni kation veže OH grupe, a kiseli anion veže H +
1) Soli metala sa oksidacionim stanjem +3 i soli hlapljivih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti)- prilikom njihove međusobne hidrolize nastaje talog hidroksida i gasa:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Soli metala sa oksidacionim stanjem +2 (osim kalcijuma, stroncijuma i barijuma) i rastvorljivi karbonati se također hidroliziraju zajedno, ali u tom slučaju nastaje talog OSNOVNOG metalnog KARBONATA:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(svi 2+ osim Ca, Sr, Ba)
Karakteristike procesa hidrolize:
1) Proces hidrolize je reverzibilan, nastavlja ne do kraja, već samo do trenutka RAVNOTEŽE;
2) Proces hidrolize je obrnut od reakcije NEUTRALIZACIJE, dakle, hidroliza - endotermni proces (javlja se pri apsorpciji toplote).
KF + H2O ⇄ HF + KOH - Q
Koji faktori pojačavaju hidrolizu?
1. grijanje - s povećanjem temperature, ravnoteža se pomiče prema ENDOTHERMICNOJ reakciji - hidroliza se intenzivira;
2. Dodavanje vode- budući da je voda polazni materijal u reakciji hidrolize, razrjeđivanje otopine pojačava hidrolizu.
Kako suzbiti (oslabiti) proces hidrolize?
Često je potrebno spriječiti hidrolizu. Za ovo:
1. Napravite rješenje najkoncentrovaniji (smanjite količinu vode);
2. Za pomicanje balansa ulijevo dodati jedan od proizvoda hidrolize –kiselina ako postoji hidroliza na katjonu ili alkalija, ako postoji anjonska hidroliza.
Primjer: kako suzbiti hidrolizu aluminij hlorida?
aluminijum hloridAlCl3 - ovo je sol formirana od slabe baze i jake kiseline - hidrolizira na katjonu:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Srijeda je kisela. Stoga se mora dodati više kiseline da bi se suzbila hidroliza. Osim toga, otopinu treba napraviti što je moguće koncentrisanije.
