Predavanje: Hidroliza soli. Okruženje vodenih otopina: kiselo, neutralno, alkalno

Hidroliza soli

Nastavljamo proučavati obrasce protoka kemijske reakcije. Dok ste proučavali temu, naučili ste da kada elektrolitička disocijacija u vodenoj otopini, čestice koje sudjeluju u reakciji tvari otapaju se u vodi. Ovo je hidroliza. Razni anorganski i organska tvar posebno soli. Bez razumijevanja procesa hidrolize soli nećete moći objasniti pojave koje se događaju u živim organizmima.

Bit hidrolize soli svodi se na proces izmjene međudjelovanja iona (kationa i aniona) soli s molekulama vode. Kao rezultat toga, nastaje slabi elektrolit - slabo disocirajući spoj. U vodenoj otopini pojavljuje se višak slobodnih H + ili OH - iona. Zapamtite, disocijacijom kojih elektrolita nastaju ioni H +, a kojih OH -. Kao što pogađate, u prvom slučaju imamo posla s kiselinom, što znači da će vodeni medij s H + ionima biti kiseo. U drugom slučaju, alkalno. U samoj vodi medij je neutralan, jer malo disocira na H + i OH - ione iste koncentracije.

Priroda okoliša može se odrediti pomoću indikatora. Fenolftalein otkriva alkalni okoliš i boji otopinu u grimizno. Lakmus pocrveni s kiselinom, a plavi s lužinom. Metil narančasta - narančasta, u alkalnom okruženju postaje žuta, u kiselom okruženju - ružičasta. Vrsta hidrolize ovisi o vrsti soli.

Vrste soli

Dakle, svaka sol je interakcija kiseline i baze, koje su, kao što razumijete, jake i slabe. Jaki su oni čiji je stupanj 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 jakosti. Pri rješavanju problema hidrolize te se kiseline moraju klasificirati kao slabe.

kiseline:

Jako: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Njihovi kiselinski ostaci ne stupaju u interakciju s vodom.

Slab: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3P04; organske kiseline. A njihovi kiseli ostaci međusobno djeluju s vodom, uzimajući vodikove katione H + iz svojih molekula.

Razlozi:

Jako: topljivi metalni hidroksidi; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Njihovi metalni kationi ne stupaju u interakciju s vodom.

Slab: netopljivi metalni hidroksidi; amonijev hidroksid (NH 4 OH). I metalni kationi ovdje stupaju u interakciju s vodom.

Na temelju ovog materijala, razmotritevrste soli :

Soli s jakom bazom i jaka kiselina. Na primjer: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Značajke: ne stupaju u interakciju s vodom, što znači da se ne podvrgavaju hidrolizi. Otopine takvih soli imaju neutralnu reakciju medija.

Soli s jakom bazom i slaba kiselina. Na primjer: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Značajke: kiselinski ostaci ovih soli stupaju u interakciju s vodom, dolazi do hidrolize aniona. Medij vodenih otopina je alkalni.

Soli sa slabim bazama i jakim kiselinama. Na primjer: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Značajke: samo metalni kationi komuniciraju s vodom, dolazi do hidrolize kationa. Srijeda je kisela.

Soli sa slabom bazom i slabom kiselinom. Na primjer: CH 3 COONN 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONN 4. Značajke: i kationi i anioni kiselinskih ostataka stupaju u interakciju s vodom, dolazi do hidrolize pomoću kationa i aniona.

Primjer hidrolize na kationu i stvaranje kiselog okoliša:

Hidroliza željeznog klorida FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekularna jednadžba)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (puna ionska jednadžba)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skraćena ionska jednadžba)

Primjer anionske hidrolize i stvaranja alkalne sredine:

Hidroliza natrijeva 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 ionska jednadžba)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(skraćena ionska jednadžba)

Primjer kohidrolize:

• Hidroliza aluminijevog sulfida Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

NA ovaj slučaj vidimo potpunu hidrolizu, koja se događa kada sol tvori slaba netopljiva ili hlapljiva baza i slaba netopljiva ili hlapljiva kiselina. U tablici topljivosti na takvim solima nalaze se crtice. Ako tijekom reakcije ionske izmjene nastane sol koja ne postoji u vodenoj otopini, tada je potrebno napisati reakciju te soli s 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

Zbrojimo ove dvije jednadžbe, zatim ono što se ponavlja u lijevoj i desni dijelovi, smanjiti:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Tijekom lekcije proučavat ćemo temu „Hidroliza. Medij vodenih otopina. Indikator vodika". Naučit ćete o hidrolizi – reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijski. Osim toga, uvest će se definicija vodikovog indeksa - tzv. pH.

Tema: Otopine i njihova koncentracija, disperzirani sustavi, elektrolitička disocijacija

Lekcija: Hidroliza. Medij vodenih otopina. Indikator vodika

hidroliza - je reakcija izmjene tvari s vodom, koja dovodi do njezine razgradnje. Pokušajmo razumjeti razlog ovog fenomena.

Elektroliti se dijele na jake i slabe elektrolite. Pogledajte tablicu. jedan.

tab. jedan

Voda spada u slabe elektrolite i stoga samo u maloj mjeri disocira na ione. H 2 O ↔ H + + OH -

Ione tvari koje ulaze u otopinu hidratiziraju molekule vode. Međutim, može se dogoditi i drugi proces. Na primjer, anioni soli, koji nastaju tijekom njezine disocijacije, mogu djelovati s kationima vodika, koji, iako u maloj mjeri, ipak nastaju tijekom disocijacije vode. U tom slučaju može doći do pomaka u ravnoteži disocijacije vode. Označimo kiselinski anion X - .

Pretpostavimo da je kiselina jaka. Tada se, prema definiciji, gotovo potpuno raspada na ione. Ako a slaba kiselina, tada nepotpuno disocira. Nastat će kada se vodi dodaju anioni soli i ioni vodika, koji nastaju disocijacijom vode. Zbog njegovog stvaranja vodikovi ioni će se vezati u otopinu, a njihova koncentracija će se smanjiti. H + + X - ↔ HX

No, prema Le Chatelierovom pravilu, s padom koncentracije vodikovih iona, ravnoteža se u prvoj reakciji pomiče u smjeru njihova nastanka, tj. udesno. Vodikovi ioni će se vezati na vodikove ione vode, ali hidroksidni ioni neće i bit će ih više nego što ih je bilo u vodi prije dodavanja soli. Sredstva, otopina će biti alkalna. Indikator fenolftalein postat će grimiznocrven. Pogledajte sl. jedan.

Riža. jedan

Slično, možemo razmotriti interakciju kationa s vodom. Bez ponavljanja cijelog lanca rezoniranja, rezimiramo to ako je baza slaba, tada će se ioni vodika akumulirati u otopini, i sredina će biti kisela.

Kationi i anioni soli mogu se podijeliti u dvije vrste. Riža. 2.

Riža. 2. Podjela kationa i aniona prema jakosti elektrolita

Budući da su i kationi i anioni, prema ovoj klasifikaciji, dvije vrste, postoje ukupno 4 različite kombinacije u formiranju njihovih soli. Razmotrimo kako se svaka od klasa ovih soli odnosi na hidrolizu. tab. 2.

Kolika je snaga kiseline i baze da nastane sol?	Primjeri soli	Odnos prema hidrolizi	srijeda	Bojenje lakmusom
Sol jake baze i jake kiseline	NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4	Hidroliza nije predmet.	neutralan	ljubičica
Sol slabe baze i jake kiseline	ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3	Hidroliza na kationu. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H +
Sol jake baze i slabe kiseline	Na 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 2 SO 3	Anionska hidroliza CO 3 2 + HOH HCO3+OH	alkalni
Sol slabe baze i slabe kiseline	FeS, Al(NO 2) 3 , CuS	Hidroliza i aniona i kationa.	medij otopine ovisi o tome koji će od nastalih spojeva biti slabiji elektrolit.	ovisi o jačem elektrolitu.

tab. 2.

Hidroliza se može pojačati razrjeđivanjem otopine ili zagrijavanjem sustava.

Soli koje prolaze nepovratnu hidrolizu

Reakcije ionske izmjene odvijaju se do kraja kada se formira talog, oslobađa plin ili slabo disocibilna tvar.

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 netopljivi hidroksid odgovarajućeg metala i plinoviti produkt. U tom slučaju hidroliza može postati nepovratna. Na primjer, u reakciji (1) ne stvara se talog aluminijevog sulfida.

Sljedeće soli potpadaju pod ovo pravilo: 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 vodenom okolišu podvrgnuti nepovratnoj hidrolizi. Ne mogu se dobiti u vodenoj otopini.

NA organska kemija hidroliza je vrlo veliki značaj.

Hidroliza mijenja koncentraciju vodikovih iona u otopini, a mnoge reakcije koriste kiseline ili baze. Dakle, ako znamo koncentraciju vodikovih iona u otopini, lakše ćemo pratiti i kontrolirati proces. Za kvantitativno karakteriziranje sadržaja iona u otopini koristi se pH otopine. Jednak je negativnom logaritmu koncentracije vodikovih iona.

strH = -lg [ H + ]

Koncentracija vodikovih iona u vodi je 10 -7 stupnjeva, odnosno pH = 7 u apsolutno čistoj vodi na sobnoj temperaturi.

Ako otopini dodate kiselinu ili dodate sol slabe baze i jake kiseline, tada će koncentracija vodikovih iona postati veća od 10 -7 i pH< 7.

Ako se dodaju lužine ili soli jake baze i slabe kiseline, koncentracija vodikovih iona postat će manja od 10 -7 i pH>7. Pogledajte sl. 3. Poznavanje kvantitativnog pokazatelja kiselosti potrebno je u mnogim slučajevima. Na primjer, pH želučanog soka je 1,7. Povećanje ili smanjenje ove vrijednosti dovodi do kršenja probavnih funkcija osobe. NA poljoprivreda prati se kiselost tla. Na primjer, tlo s pH = 5-6 je najbolje za vrtlarstvo. Kod odstupanja od ovih vrijednosti u tlo se unose aditivi za zakiseljavanje ili alkalizaciju.

Riža. 3

Sažimanje lekcije

Tijekom lekcije proučavali smo temu „Hidroliza. Medij vodenih otopina. Indikator vodika. Naučili ste o hidrolizi – reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijske tvari. Osim toga, uvedena je definicija vodikovog indeksa - tzv. pH.

Bibliografija

1. Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opća kemija. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

2. Popel P.P. Kemija: 8. razred: udžbenik za opće obrazovanje obrazovne ustanove/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informacijski centar "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.

3. Gabrielyan O.S. Kemija. 11. razred. Osnovna razina. 2. izdanje, ster. - M.: Bustard, 2007. - 220 str.

Domaća zadaća

1. Broj 6-8 (str. 68) Rudzitis G.E. Kemija. Osnove opće kemije. 11. razred: udžbenik za obrazovne ustanove: osnovna razina / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.

2. Zašto je pH kišnice uvijek manji od 7?

3. Što uzrokuje grimiznu boju otopine natrijeva karbonata?

Da bismo razumjeli što je hidroliza soli, prvo se prisjetimo kako kiseline i lužine disociraju.

Ono što je zajedničko svim kiselinama je da pri njihovoj disocaciji nužno nastaju kationi vodika (H +), dok kod disociranja svih lužina uvijek nastaju hidroksidni ioni (OH -).

S tim u vezi, ako u otopini, iz jednog ili drugog razloga, ima više H + iona, kažu da otopina ima kiselu reakciju okoline, ako je OH − - alkalna reakcija okoline.

Ako je s kiselinama i alkalijama sve jasno, 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 natrijevog sulfida može doći do viška vodikovih kationa ili hidroksidnih iona. Sam natrijev sulfid ne stvara ione nijedne vrste tijekom disocijacije:

Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-

No, kada biste imali npr. vodene otopine natrijevog sulfida, natrijevog klorida, cinkovog nitrata i elektronički pH metar (digitalni uređaj za određivanje kiselosti medija), pronašli biste neobičan fenomen. Instrument bi vam pokazao da je pH otopine natrijevog sulfida veći od 7, tj. ima jasan višak hidroksidnih iona. Okolina otopine natrijeva klorida bila bi neutralna (pH = 7), a otopina Zn(NO 3) 2 bila bi kisela.

Jedina stvar koja ispunjava naša očekivanja je medij otopine natrijevog klorida. Ispalo je neutralno, očekivano.
Ali odakle višak hidroksidnih iona u otopini natrijevog sulfida i vodikovih kationa u otopini cinkovog nitrata?

Pokušajmo to shvatiti. Da bismo to učinili, moramo naučiti sljedeće teorijske točke.

Svaka sol se može smatrati proizvodom reakcije kiseline i baze. Kiseline i baze dijele se na jake i slabe. Podsjetimo se da se one kiseline i baze, čiji je stupanj disocijacije blizu 100%, nazivaju jakim.

Napomena: sumporna (H 2 SO 3) i fosforna (H 3 PO 4) često se nazivaju kiselinama srednje jakosti, ali kada se razmatraju zadaci hidrolize, treba ih klasificirati kao slabe.

Kiseli ostaci slabih kiselina sposobni su reverzibilno djelovati s molekulama vode, otkidajući od njih vodikove katione H +. Na primjer, sulfidni ion, koji je kiselinski 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 vidi, kao rezultat ove interakcije nastaje višak hidroksidnih iona, koji je odgovoran za alkalnu reakciju medija. To jest, kiselinski ostaci slabih kiselina povećavaju alkalnost medija. U slučaju otopina soli koje sadrže takve kiselinske ostatke, kaže se da za njih hidroliza aniona.

Kiselinski ostaci jakih kiselina, za razliku od slabih, ne stupaju u interakciju s vodom. To jest, ne utječu na pH vodene otopine. Na primjer, kloridni ion, koji je kiselinski ostatak jake klorovodične kiseline, ne reagira s vodom:

To jest, kloridni ioni ne utječu na pH otopine.

Od metalnih kationa, samo oni koji odgovaraju slabim bazama također mogu djelovati s vodom. Na primjer, kation Zn 2+, koji odgovara slaboj bazi cinkovog hidroksida. U vodenim otopinama cinkovih soli odvijaju se sljedeći procesi:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Kao što je vidljivo iz gornjih jednadžbi, kao rezultat interakcije kationa cinka s vodom, u otopini se nakupljaju kationi vodika koji povećavaju kiselost medija, odnosno snižavaju pH. Ako sastav soli uključuje katione, koji odgovaraju slabim bazama, u ovom slučaju kažu da je sol hidroliziran na kationu.

Kationi metala, koji odgovaraju jakim bazama, ne stupaju u interakciju s vodom. Na primjer, kation Na + odgovara jakoj bazi - natrijevom hidroksidu. Stoga natrijevi ioni ne reagiraju s vodom i ni na koji način ne utječu na pH otopine.

Dakle, na temelju prethodno navedenog, soli se mogu podijeliti u 4 vrste, naime, formirane:

1) jake baze i jake kiseline,

Takve soli ne sadrže niti kiselinske ostatke niti metalne katione koji stupaju u interakciju s vodom, tj. sposoban utjecati na pH vodene otopine. Otopine takvih soli imaju neutralnu reakciju medija. Za takve se soli kaže da su ne podliježu hidrolizi.

Primjeri: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 itd.

2) jake baze i slabe kiseline

U otopinama takvih soli samo kiselinski ostaci reagiraju s vodom. Okolina vodenih otopina takvih soli je alkalna; za soli ove vrste kažu da hidrolizirati na anionu

Primjeri: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S, itd.

3) slabe baze i jake kiseline

U takvim solima kationi reagiraju s vodom, a kiseli ostaci ne reagiraju - hidroliza soli na kationu, kisela sredina.

Primjeri: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 itd.

4) slabe baze i slabe kiseline.

I kationi i anioni kiselinskih ostataka reagiraju s vodom. Hidroliza soli ove vrste je i kation i anion ili. Govore i o takvim solima kojima su izloženi ireverzibilna hidroliza.

Što znači da su nepovratno hidrolizirani?

Budući da u ovom slučaju i metalni kationi (ili NH 4 +) i anioni kiselinskog ostatka reagiraju s vodom, u otopini se istovremeno pojavljuju i H + ioni i OH − ioni, koji tvore izuzetno nisku disocijacijsku tvar - vodu (H 2 O ).

To pak dovodi do činjenice da se soli formirane od kiselinskih 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, pri miješanju otopine aluminijevog nitrata s otopinom natrijevog sulfida, umjesto očekivane reakcije:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S \u003d Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- tako da reakcija ne teče!)

Uočena je sljedeća reakcija:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

Međutim, aluminijev sulfid može se dobiti bez problema spajanjem aluminijeva praha sa sumporom:

2Al + 3S = Al 2 S 3

Kada se aluminijev sulfid doda vodi, on, kao i kada se pokušava dobiti u vodenoj otopini, prolazi kroz nepovratnu hidrolizu.

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Hidroliza soli. Okruženje vodenih otopina: kiselo, neutralno, alkalno

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, u vodenoj otopini čestice otopljene tvari međusobno djeluju s molekulama vode. Takva interakcija može dovesti do reakcije hidrolize (od grč. hidro- voda, liza raspadanje, propadanje).

Hidroliza je reakcija metaboličke razgradnje tvari vodom.

podvrgavaju se hidrolizi razne tvari: anorganske - soli, karbidi i hidridi metala, halogenidi nemetala; organski - haloalkani, esteri i masti, ugljikohidrati, proteini, polinukleotidi.

Vodene otopine soli imaju različite pH vrijednosti i različite vrste medija - kisele ($pH 7$), neutralne ($pH = 7$). To je zbog činjenice da soli u vodenim otopinama mogu biti podvrgnute hidrolizi.

Bit hidrolize svodi se na izmjenu kemijska interakcija kationi ili anioni soli s molekulama vode. Kao rezultat ove interakcije nastaje spoj koji slabo disocijaciji (slabi elektrolit). A u vodenoj otopini soli pojavljuje se višak slobodnih iona $H^(+)$ ili $OH^(-)$, pa otopina soli postaje kisela, odnosno alkalna.

Klasifikacija soli

Bilo koja sol može se smatrati proizvodom interakcije baze i kiseline. Na primjer, sol $KClO$ sastoji se od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HClO$.

Ovisno o jačini baze i kiseline, razlikuju se četiri vrste soli.

Razmotrite ponašanje soli različite vrste u otopini.

1. Soli formirane od jake baze i slabe kiseline.

Na primjer, sol kalijevog cijanida $KCN$ sastoji se od jake baze $KOH$ i slabe kiseline $HCN$:

$(KOH)↙(\text"jaka monokiselina baza") ←KCN→(HCN)↙(\text"slaba monokiselina)$

1) lagana reverzibilna disocijacija molekula vode (vrlo slab amfoteran elektrolit), koja se može pojednostavljeno napisati pomoću jednadžbe

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

$KCN=K^(+)+CN^(-)$

Ioni $H^(+)$ i $CN^(-)$ koji nastaju tijekom ovih procesa međusobno djeluju međusobno, vezujući se u slabe molekule elektrolita - cijanovodičnu kiselinu $HCN$, dok hidroksid - $OH^(-)$ ion ostaje u otopini, čineći je tako alkalnom. Hidroliza se događa na anionu $CN^(-)$.

Zapisujemo punu ionsku jednadžbu procesa koji je u tijeku (hidroliza):

$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$

Ovaj proces je reverzibilan i kemijska ravnoteža pomaknut ulijevo (prema stvaranju polaznih tvari), jer voda je mnogo slabiji elektrolit od cijanovodične kiseline $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Jednadžba pokazuje da:

a) u otopini ima slobodnih hidroksidnih iona $OH^(-)$, a njihova koncentracija je veća nego u čista voda, pa otopina soli $KCN$ ima alkalna sredina($pH > 7$);

b) $CN^(-)$ ioni sudjeluju u reakciji s vodom u tom slučaju kažu da ima hidroliza aniona. Drugi primjeri aniona koji reagiraju s vodom su:

Razmotrimo hidrolizu natrijeva karbonata $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"jaka jednokisela baza") ←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"slaba dvobazna kiselina")$

Sol se hidrolizira na anionu $CO_3^(2-)$.

$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Proizvodi hidrolize - kisela sol$NaHCO_3$ i natrijev hidroksid $NaOH$.

Okolina vodene otopine natrijeva karbonata je alkalna ($pH > 7$), jer se u otopini povećava koncentracija $OH^(-)$ iona. Kisela sol $NaHCO_3$ također može biti podvrgnuta hidrolizi, koja se odvija u vrlo maloj mjeri, a može se zanemariti.

Da sažmemo ono što ste naučili o anionskoj hidrolizi:

a) na anionu soli, u pravilu, hidroliziraju reverzibilno;

b) kemijska je ravnoteža u takvim reakcijama jako pomaknuta ulijevo;

c) reakcija medija u otopinama sličnih soli je alkalna ($rN > 7$);

d) pri hidrolizi soli nastalih od slabih polibazičnih kiselina dobivaju se kisele soli.

2. Soli nastale od jake kiseline i slabe baze.

Razmotrimo hidrolizu amonijevog klorida $NH_4Cl$.

$(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazična baza") ←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"jaka monobazična kiselina")$

U vodenoj otopini soli odvijaju se dva procesa:

1) blaga reverzibilna disocijacija molekula vode (vrlo slab amfoteran elektrolit), koja se može pojednostavljeno napisati pomoću jednadžbe:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) potpuna disocijacija soli (jaki elektrolit):

$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$

Rezultirajući ioni $OH^(-)$ i $NH_4^(+)$ međusobno djeluju tvoreći $NH_3 H_2O$ (slabi elektrolit), dok ioni $H^(+)$ ostaju u otopini, uzrokujući najveći dio svoje kisele sredine.

Jednadžba pune ionske hidrolize:

$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3 H_2O$

Proces je reverzibilan, kemijska ravnoteža je pomaknuta prema stvaranju polaznih tvari, jer voda $N_2O$ je mnogo slabiji elektrolit od amonijak hidrata $NH_3·H_2O$.

Skraćena jednadžba ionske hidrolize:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$

Jednadžba pokazuje da:

a) u otopini ima slobodnih vodikovih iona $H^(+)$, a njihova je koncentracija veća nego u čistoj vodi, pa otopina soli ima kisela sredina($pH

b) amonijevi kationi $NH_4^(+)$ sudjeluju u reakciji s vodom; u tom slučaju kažu da dolazi kationska hidroliza.

Kationi s više naboja također mogu sudjelovati u reakciji s vodom: dvosmjerni$M^(2+)$ (na primjer, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), osim kationa zemnoalkalijski metali, trostruki$M^(3+)$ (na primjer, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Razmotrimo hidrolizu nikal nitrata $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"slaba dikiselinska baza") ←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"jaka jednobazna kiselina")$

Sol se hidrolizira na $Ni^(2+)$ kationu.

Jednadžba pune ionske hidrolize:

$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$

Skraćena jednadžba ionske hidrolize:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Proizvodi hidrolize - bazična sol$NiOHNO_3$ i Dušična kiselina$HNO_3$.

Medij vodene otopine nikal nitrata je kisel ($ pH

Hidroliza soli $NiOHNO_3$ odvija se u mnogo manjem stupnju i može se zanemariti.

Da sažmemo ono što ste naučili o kationskoj hidrolizi:

a) kationom soli, u pravilu, hidroliziraju se reverzibilno;

b) kemijska ravnoteža reakcija jako je pomaknuta ulijevo;

c) reakcija medija u otopinama takvih soli je kisela ($ pH

d) pri hidrolizi soli nastalih od slabih polikiselinskih baza dobivaju se bazične soli.

3. Soli nastale od slabe baze i slabe kiseline.

Očito vam je već jasno da se takve soli hidrolizuju i na kationu i na anionu.

Slabi bazni kation veže $OH^(-)$ ione iz molekula vode, stvarajući slaba baza; anion slabe kiseline veže $H^(+)$ ione iz molekula vode, stvarajući slaba kiselina. Reakcija otopina ovih soli može biti neutralna, blago kisela ili blago alkalna. Ovisi o konstantama disocijacije dvaju slabih elektrolita - kiseline i baze, koji nastaju kao rezultat hidrolize.

Na primjer, razmotrite hidrolizu dviju soli: amonijevog acetata $NH_4(CH_3COO)$ i amonijevog formata $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazična baza") ←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"jaka monobazna kiselina");$

2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slaba monobazična baza") ←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"slaba monobazična kiselina").$

U vodenim otopinama ovih soli slabi bazni kationi $NH_4^(+)$ međusobno djeluju s hidroksidnim ionima $OH^(-)$ (podsjetimo se da voda disocira $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), a anioni slabe kiseline $CH_3COO^(-)$ i $HCOO^(-)$ međusobno djeluju s kationima $N^(+)$ stvarajući molekule slabih kiselina — octene $CH_3COOH$ i mravlje $HCOOH$.

Zapišimo ionske jednadžbe 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 je ravnoteža pomaknuta prema stvaranju proizvoda hidrolize — dva slaba elektrolita.

U prvom slučaju medij otopine je neutralan ($rN = 7$), jer $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3H_2O)=1,8 10^(-5)$. U drugom slučaju, medij otopine je slabo kisel ($pH

Kao što ste već primijetili, hidroliza većine soli je reverzibilan proces. U stanju kemijske ravnoteže hidrolizira se samo dio soli. Međutim, neke soli se potpuno razgrađuju vodom, tj. njihova je hidroliza ireverzibilan proces.

U tablici "Topivost kiselina, baza i soli u vodi" naći ćete napomenu: "razgraditi se u vodenom okolišu" - to znači da takve soli prolaze nepovratnu hidrolizu. Na primjer, aluminijev sulfid $Al_2S_3$ u vodi podliježe nepovratnoj hidrolizi, budući da su ioni $H^(+)$ koji se pojavljuju tijekom hidrolize na kationu vezani ionima $OH^(-)$ nastalim tijekom hidrolize na anionu. To pojačava hidrolizu i dovodi do stvaranja netopljivog aluminijevog hidroksida i plina sumporovodika:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Stoga se aluminijev sulfid $Al_2S_3$ ne može dobiti reakcijom izmjene između vodenih otopina dviju soli, primjerice aluminijeva klorida $AlCl_3$ i natrijeva sulfida $Na_2S$.

Mogući su i drugi slučajevi ireverzibilne hidrolize, nije ih teško predvidjeti, jer je za ireverzibilnost procesa potrebno da barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcijsku sferu.

Da sažmemo ono što ste naučili o kationskoj i anionskoj hidrolizi:

a) ako se soli hidroliziraju i kationom i anionom reverzibilno, tada je kemijska ravnoteža u reakcijama hidrolize pomaknuta udesno;

b) reakcija medija je ili neutralna, ili slabo kisela, ili blago alkalna, što ovisi o omjeru konstanti disocijacije nastale baze i kiseline;

c) soli se mogu nepovratno hidrolizirati i kationom i anionom ako barem jedan od produkata hidrolize napusti reakcijsku sferu.

4. Soli nastale od jake baze i jake kiseline ne podliježu hidrolizi.

Očito ste sami došli do ovog zaključka.

Razmotrite ponašanje $KCl$ u otopini kalijevog klorida.

$(KOH)↙(\text"jaka monobazična baza") ←KCl→(HCl)↙(\text"jaka monobazična kiselina").$

Sol u vodenoj otopini disocira na ione ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ali u interakciji s vodom ne može nastati slabi elektrolit. Sredstvo otopine je neutralno ($rN=7$), jer koncentracije $H^(+)$ i $OH^(-)$ iona u otopini su jednake, kao u čistoj vodi.

Drugi primjeri takvih soli mogu biti halidi alkalnih metala, nitrati, perklorati, sulfati, kromati i dikromati, halidi zemnoalkalijskih metala (osim fluorida), nitrati i perklorati.

Također treba napomenuti da je reverzibilna reakcija hidrolize potpuno podložna Le Chatelierovom principu. Zato može se pojačati hidroliza soli(i čak ga 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 $OH^(-)$ koji su potrebni za hidrolizu soli;

c) vezati jedan od produkata hidrolize u teško topljiv spoj ili odvesti jedan od produkata u plinovitu fazu; na primjer, hidroliza amonijevog cijanida $NH_4CN$ bit će znatno poboljšana razgradnjom amonijak hidrata uz stvaranje 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 suzbiti (značajno smanjiti količinu soli koja je podvrgnuta hidrolizi) postupkom na sljedeći način:

a) povećati koncentraciju otopljene tvari;

b) ohladiti otopinu (za slabljenje hidrolize, otopine soli treba čuvati koncentrirane i na niskim temperaturama);

c) u otopinu uvesti jedan od produkata hidrolize; na primjer, zakiseliti otopinu ako je njezin medij kiseo kao rezultat hidrolize, ili zalužiti ako je alkalan.

Značaj hidrolize

Hidroliza soli ima i praktičan i biološki značaj. Od davnina se pepeo koristi kao deterdžent. Pepeo sadrži kalijev karbonat $K_2CO_3$, koji se hidrolizira kao anion u vodi, vodena otopina postaje sapunasta zbog $OH^(-)$ iona nastalih tijekom hidrolize.

Trenutno u svakodnevnom životu koristimo sapun, prašak za pranje i druge deterdžente. Glavni sastojak sapuna su natrijeve i kalijeve soli viših masnih kiselina. karboksilne kiseline: stearati, palmitati, koji su hidrolizirani.

Hidroliza natrijeva stearata $C_(17)H_(35)COONa$ izražava se sljedećom ionskom jednadžbom:

$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,

oni. otopina je blago alkalna.

Soli se posebno dodaju u sastav praškova za pranje i drugih deterdženata. anorganske kiseline(fosfati, karbonati), koji pojačavaju učinak pranja povećanjem pH medija.

Soli koje stvaraju potrebno alkalno okruženje otopine nalaze se u fotografskom razvijaču. To su natrijev karbonat $Na_2CO_3$, kalijev karbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ i druge soli hidrolizirane anionom.

Ako je kiselost tla nedovoljna, biljke razvijaju bolest - klorozu. Njegovi znakovi su žutilo ili izbjeljivanje lišća, zaostajanje u rastu i razvoju. Ako je $pH_(tlo) > 7,5$, tada mu se dodaje amonijevo sulfatno gnojivo $(NH_4)_2SO_4$, koje povećava kiselost zbog hidrolize kationom koji prolazi kroz tlo:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$

neprocjenjivo biološku ulogu hidroliza nekih soli koje čine naše tijelo. Na primjer, sastav krvi uključuje soli bikarbonata i natrijevog hidrogenfosfata. Njihova je uloga održavati određenu reakciju okoline. To se događa zbog pomaka u ravnoteži procesa hidrolize:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Ako u krvi postoji višak iona $H^(+)$, oni se vežu na hidroksidne ione $OH^(-)$, te se ravnoteža pomiče udesno. S viškom $OH^(-)$ hidroksidnih iona ravnoteža se pomiče ulijevo. Zbog toga kiselost krvi zdrave osobe lagano varira.

Drugi primjer: ljudska slina sadrži ione $HPO_4^(2-)$. Zahvaljujući njima održava se određena sredina u usnoj šupljini ($rN=7-7,5$).

sol - To su ionski spojevi, kada uđu u vodu disociraju na ione. U vodenoj otopini ti su ioni HIDRATIRANI – okruženi molekulama vode.

Našao sam to vodene otopine mnogih soli nisu neutralne, već ili blago kisele ili alkalne.

Objašnjenje za to je interakcija iona soli s vodom. Ovaj proces se zove HIDROLIZA.

Nastali kationi i anioni slaba baza ili slaba kiselina, stupaju u interakciju s vodom, otkidajući iz nje H ili OH.

Razlog tome: stvaranje JAČE veze nego u samoj vodi.

U odnosu na vodu, soli se mogu podijeliti u 4 skupine:

1) Sol koju čine jaka baza i jaka kiselina - NIJE HIDROLIZIRAN , samo u otopini disocira na ione.Medij je neutralan. PRIMJER: Soli nisu hidrolizirane - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 itd. U otopini su ove soli samo rastaviti: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42-

2) Sol koju čine jaka baza i slaba kiselina - hidroliza anionom . Anion slabe kiseline odvaja vodikove ione od vode, veže ih. U otopini postoji višak iona. OH - alkalna sredina. PRIMJER: Anionskoj hidrolizi prolaze soli - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, te kisele soli ovih kiselina. K3 PO 4 – sol nastala od slabe kiseline i jake baze. Fosfatni anion je hidroliziran. PO4 3- + NIJE⇄ HPO42-+OH- K3 PO4 + H2O⇄ K2HPO4 + KOH (ovo je prva faza hidrolize, druge 2 idu u vrlo maloj mjeri)

3) Sol,formirana od slabe baze i jake kiseline - hidroliza kationom . Kation slabe baze odvaja OH- ion od vode i veže ga. U otopini ostaje višak iona H+ - kisela sredina. PRIMJER: Soli prolaze kationsku hidrolizu - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu TAKO4 Sol nastala iz slabe baze i jake kiseline. Kation bakra se hidrolizira: Cu+2 + NIJE⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 TAKO4 + H2 TAKO4

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 otopini – hidroliza reverzibilan. PRIMJER: Soli su hidrolizirane Al2S3,Cr2S3 (nepovratan): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ + H2S­ NH4F, CH3COONH4 (reverzibilan) NH4F+H2 O⇄ NH4OH + HF

Međusobna hidroliza dviju soli.

Javlja se kada se reakcijom izmjene nastoje dobiti soli koje su potpuno hidrolizirane u vodenoj otopini. U tom slučaju dolazi do međusobne hidrolize - metalni kation veže OH skupine, a kiselinski anion H +

1) Soli metala sa stupnjem oksidacije +3 i soli hlapljivih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti)- pri njihovoj međusobnoj hidrolizi nastaje talog hidroksida i plina:

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

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

2) Soli metala sa stupnjem oksidacije +2 (osim kalcija, stroncija i barija) i topljivi karbonati također zajedno hidroliziraju, ali u tom slučaju nastaje talog BAZNOG 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 se ne do kraja, već samo do trenutka RAVNOTEŽE;

2) Proces hidrolize je obrnut od reakcije NEUTRALIZACIJE, dakle, hidroliza - endotermički proces (nastaje uz apsorpciju topline).

KF + H2O ⇄ HF + KOH - Q

Koji čimbenici pospješuju hidrolizu?

1. Grijanje - s porastom temperature ravnoteža se pomiče prema ENDOTHERMNOJ reakciji - hidroliza se pojačava;

2. Dodavanje vode- budući da je voda početni materijal u reakciji hidrolize, razrjeđivanje otopine pojačava hidrolizu.

Kako suzbiti (oslabiti) proces hidrolize?

Često je potrebno spriječiti hidrolizu. Za ovo:

1. Napravite rješenje najkoncentriraniji (smanjiti količinu vode);

2. Za pomak ravnoteže ulijevo dodajte jedan od produkata hidrolize –kiselina ako postoji hidroliza na kationu ili lužina, ako postoji anionska hidroliza.

Primjer: kako suzbiti hidrolizu aluminijevog klorida?

aluminijev kloridAlCl3 - ovo je sol nastala od slabe baze i jake kiseline - hidrolizira na kationu:

Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+

Srijeda je kisela. Stoga se mora dodati više kiseline kako bi se suzbila hidroliza. Osim toga, otopina treba biti što je moguće koncentriranija.