Prednáška: Hydrolýza soli. Prostredie vodných roztokov: kyslé, neutrálne, zásadité

Hydrolýza soli

Pokračujeme v štúdiu vzorcov prúdenia chemické reakcie. Pri štúdiu témy ste sa dozvedeli, že kedy elektrolytická disociácia vo vodnom roztoku sa častice podieľajúce sa na reakcii látok rozpúšťajú vo vode. Toto je hydrolýza. Rôzne anorganické a organickej hmoty najmä soľ. Bez pochopenia procesu hydrolýzy solí nebudete vedieť vysvetliť javy, ktoré sa vyskytujú v živých organizmoch.

Podstata hydrolýzy soli sa redukuje na proces výmeny interakcie iónov (katiónov a aniónov) soli s molekulami vody. V dôsledku toho sa vytvorí slabý elektrolyt - zlúčenina s nízkou disociáciou. Vo vodnom roztoku sa objavuje prebytok voľných iónov H + alebo OH -. Pamätajte, že disociácia elektrolytov vytvára ióny H + a ktoré OH -. Ako ste uhádli, v prvom prípade máme do činenia s kyselinou, čo znamená, že vodné médium s iónmi H + bude kyslé. V druhom prípade zásadité. V samotnej vode je médium neutrálne, pretože sa mierne disociuje na ióny H + a OH - rovnakej koncentrácie.

Charakter prostredia možno určiť pomocou ukazovateľov. Fenolftaleín deteguje alkalické prostredie a zafarbí roztok do karmínovej farby. Lakmus sa zmení na červený s kyselinou a modrý na zásadu. Metyl oranžová - oranžová, v alkalickom prostredí sa stáva žltá, v kyslom prostredí - ružová. Typ hydrolýzy závisí od typu soli.

Druhy soli

Akákoľvek soľ je teda interakciou kyseliny a zásady, ktoré, ako viete, sú silné a slabé. Silné sú tie, ktorých stupeň disociácie α sa blíži k 100 %. Malo by sa pamätať na to, že kyselina sírová (H 2 SO 3) a kyselina fosforečná (H 3 PO 4) sa často označujú ako stredne silné kyseliny. Pri riešení problémov s hydrolýzou musia byť tieto kyseliny klasifikované ako slabé.

Kyseliny:

Silný: HCl; HBr; Hl; HN03; HCl04; H2SO4. Ich kyslé zvyšky neinteragujú s vodou.

Slabé: HF; H2C03; H2Si03; H2S; HN02; H2S03; H3P04; organické kyseliny. A ich kyslé zvyšky interagujú s vodou, pričom z jej molekúl odoberajú vodíkové katióny H +.

dôvody:

Silné: rozpustné hydroxidy kovov; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Ich kovové katióny neinteragujú s vodou.

Slabé: nerozpustné hydroxidy kovov; hydroxid amónny (NH4OH). A kovové katióny tu interagujú s vodou.

Na základe tohto materiálu zvážtedruhy soli :

Soli so silným základom a silná kyselina. Napríklad: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Vlastnosti: neinteragujú s vodou, čo znamená, že nepodliehajú hydrolýze. Roztoky takýchto solí majú neutrálne reakčné prostredie.

Soli so silným základom a slabá kyselina. Napríklad: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Vlastnosti: kyslé zvyšky týchto solí interagujú s vodou, dochádza k hydrolýze aniónov. Prostredie vodných roztokov je alkalické.

Soli so slabými zásadami a silnými kyselinami. Napríklad: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Vlastnosti: s vodou interagujú iba katióny kovov, dochádza k hydrolýze katiónov. Streda je kyslá.

Soli so slabou zásadou a slabou kyselinou. Napríklad: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONН 4. Vlastnosti: katióny aj anióny zvyškov kyselín interagujú s vodou, hydrolýza prebieha katiónom a aniónom.

Príklad hydrolýzy na katióne a tvorby kyslého prostredia:

Hydrolýza chloridu železitého FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekulárna rovnica)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (úplná iónová rovnica)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skrátená iónová rovnica)

Príklad aniónovej hydrolýzy a tvorby alkalického prostredia:

Hydrolýza octanu sodného CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekulárna rovnica)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (úplná iónová rovnica)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(skrátene iónová rovnica)

Príklad kohydrolýzy:

• Hydrolýza sulfidu hlinitého Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

AT tento prípad vidíme úplnú hydrolýzu, ku ktorej dochádza, keď soľ tvorí slabá nerozpustná alebo prchavá zásada a slabá nerozpustná alebo prchavá kyselina. V tabuľke rozpustnosti sú na takýchto soliach čiarky. Ak sa počas iónomeničovej reakcie vytvorí soľ, ktorá neexistuje vo vodnom roztoku, potom je potrebné zapísať reakciu tejto soli s vodou.

Napríklad:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe2(C03)3+ 6NaCl

Fe2(C03)3+ 6H20 ↔ 2Fe(OH)3 + 3H20 + 3CO 2

Pridáme tieto dve rovnice, potom to, čo sa opakuje v ľavej a pravé časti, znížiť:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H20 ↔ 6NaCl + 2Fe(OH)3↓ + 3CO2

Počas hodiny budeme študovať tému „Hydrolýza. Médium vodných roztokov. Indikátor vodíka". Dozviete sa o hydrolýze - výmennej reakcii látky s vodou, vedúcej k rozkladu chemický. Okrem toho sa zavedie definícia pre vodíkový index – takzvané pH.

Téma: Riešenia a ich koncentrácia, disperzné systémy, elektrolytická disociácia

Lekcia: Hydrolýza. Médium vodných roztokov. Indikátor vodíka

Hydrolýza - je výmenná reakcia látky s vodou, ktorá vedie k jej rozkladu. Pokúsme sa pochopiť dôvod tohto javu.

Elektrolyty sa delia na silné a slabé. Pozri tabuľku. jeden.

Tab. jeden

Voda patrí medzi slabé elektrolyty, a preto disociuje na ióny len v malej miere. H 2 O ↔ H + + OH -

Ióny látok vstupujúcich do roztoku sú hydratované molekulami vody. Môže však prebiehať aj iný proces. Napríklad anióny solí, ktoré vznikajú pri jej disociácii, môžu interagovať s katiónmi vodíka, ktoré, aj keď v malej miere, predsa vznikajú pri disociácii vody. V tomto prípade môže dôjsť k posunu v rovnováhe disociácie vody. Označme anión kyseliny X -.

Predpokladajme, že kyselina je silná. Potom sa podľa definície takmer úplne rozpadne na ióny. Ak slabá kyselina, potom sa disociuje neúplne. Vznikne, keď sa do vody pridajú anióny soli a vodíkové ióny, ktoré sú výsledkom disociácie vody. V dôsledku jeho tvorby sa v roztoku budú viazať vodíkové ióny a ich koncentrácia sa zníži. H + + X - ↔ HX

Ale podľa Le Chatelierovho pravidla s poklesom koncentrácie vodíkových iónov sa rovnováha v prvej reakcii posunie v smere ich vzniku, t.j. doprava. Vodíkové ióny sa naviažu na vodíkové ióny vody, ale hydroxidové nie a bude ich viac, ako bolo vo vode pred pridaním soli. znamená, roztok bude alkalický. Indikátor fenolftaleínu sa zmení na karmínový. Pozri obr. jeden.

Ryža. jeden

Podobne môžeme uvažovať o interakcii katiónov s vodou. Bez toho, aby sme opakovali celý reťazec úvah, to zhrnieme ak je základ slabý, potom sa v roztoku nahromadia vodíkové ióny a prostredie bude kyslé.

Soľné katióny a anióny možno rozdeliť do dvoch typov. Ryža. 2.

Ryža. 2. Klasifikácia katiónov a aniónov podľa sily elektrolytov

Keďže katióny aj anióny sú podľa tejto klasifikácie dvoch typov, pri tvorbe ich solí existujú celkovo 4 rôzne kombinácie. Uvažujme, ako každá z tried týchto solí súvisí s hydrolýzou. Tab. 2.

Aká je sila kyseliny a zásady na vytvorenie soli?	Príklady soli	Vzťah k hydrolýze	streda	Lakmusové sfarbenie
Soľ silnej zásady a silnej kyseliny	NaCl, Ba(N03)2, K2S04	Hydrolýza nie je predmetom.	neutrálny	fialový
Soľ slabej zásady a silnej kyseliny	ZnS04, AlCl3, Fe(N03)3	Hydrolýza na katióne. Zn2+ + HOH ZnOH++ H+
Soľ silnej zásady a slabej kyseliny	Na2C03, K2Si03, Li2S03	Aniónová hydrolýza C032 + HOH HC03+OH	zásadité
Soľ slabej zásady a slabej kyseliny	FeS, Al(N02)3, CuS	Hydrolýza aniónu a katiónu.	médium roztoku závisí od toho, ktorá z vytvorených zlúčenín bude slabším elektrolytom.	závisí od silnejšieho elektrolytu.

Tab. 2.

Hydrolýzu možno zvýšiť zriedením roztoku alebo zahriatím systému.

Soli, ktoré podliehajú ireverzibilnej hydrolýze

Reakcie iónovej výmeny pokračujú až do konca, keď sa vytvorí zrazenina, uvoľní sa plyn alebo slabo disociovateľná látka.

2 Al (NO 3) 3 + 3 Na2S +6H 2 O→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)

Ak vezmeme soľ slabej zásady a slabej kyseliny a katión aj anión sú viacnásobne nabité, potom hydrolýza takýchto solí vytvorí nerozpustný hydroxid príslušného kovu a plynný produkt. V tomto prípade sa hydrolýza môže stať nezvratnou. Napríklad v reakcii (1) nevzniká žiadna zrazenina sulfidu hlinitého.

Pod toto pravidlo spadajú tieto 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. Tieto soli vo vodnom prostredí podlieha ireverzibilnej hydrolýze. Nedajú sa získať vo vodnom roztoku.

AT organická chémia hydrolýza je veľmi veľký význam.

Hydrolýza mení koncentráciu vodíkových iónov v roztoku a mnohé reakcie využívajú kyseliny alebo zásady. Preto, ak poznáme koncentráciu vodíkových iónov v roztoku, bude jednoduchšie sledovať a kontrolovať proces. Na kvantitatívnu charakterizáciu obsahu iónov v roztoku sa používa pH roztoku. Rovná sa zápornému logaritmu koncentrácie vodíkových iónov.

pH = -lg [ H + ]

Koncentrácia vodíkových iónov vo vode je 10 -7 stupňov, respektíve pH = 7 v absolútne čistej vode pri izbovej teplote.

Ak do roztoku pridáte kyselinu alebo pridáte soľ slabej zásady a silnej kyseliny, koncentrácia vodíkových iónov bude vyššia ako 10-7 a pH< 7.

Ak sa pridajú zásady alebo soli silnej zásady a slabej kyseliny, koncentrácia vodíkových iónov bude nižšia ako 10-7 a pH>7. Pozri obr. 3. Poznať kvantitatívny ukazovateľ kyslosti je v mnohých prípadoch nevyhnutné. Napríklad pH žalúdočnej šťavy je 1,7. Zvýšenie alebo zníženie tejto hodnoty vedie k porušeniu tráviacich funkcií človeka. AT poľnohospodárstvo sleduje sa kyslosť pôdy. Napríklad pôda s pH = 5-6 je najlepšia pre záhradníctvo. Pri odchýlke od týchto hodnôt sa do pôdy zavádzajú okysľujúce alebo alkalizujúce prísady.

Ryža. 3

Zhrnutie lekcie

Počas hodiny sme študovali tému „Hydrolýza. Médium vodných roztokov. Indikátor vodíka. Dozvedeli ste sa o hydrolýze – výmennej reakcii látky s vodou, vedúcej k rozkladu chemickej látky. Okrem toho bola zavedená definícia pre vodíkový index – takzvané pH.

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecná chémia. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Popel P.P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecné vzdelávanie vzdelávacie inštitúcie/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K .: Informačné centrum "Akadémia", 2008. - 240 s.: choré.

3. Gabrielyan O.S. Chémia. 11. ročník Základná úroveň. 2. vydanie, ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.

Domáca úloha

1. č. 6-8 (s. 68) Rudzitis G.E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.

2. Prečo je pH dažďovej vody vždy nižšie ako 7?

3. Čo spôsobuje karmínovú farbu roztoku uhličitanu sodného?

Aby sme pochopili, čo je hydrolýza solí, najprv si pripomeňme, ako sa kyseliny a zásady disociujú.

Všetky kyseliny majú spoločné to, že pri disociácii nevyhnutne vznikajú vodíkové katióny (H +), kým pri disociácii všetkých alkálií vždy vznikajú hydroxidové ióny (OH -).

V tomto ohľade, ak je v roztoku z jedného alebo druhého dôvodu viac iónov H +, hovoria, že roztok má kyslú reakciu prostredia, ak OH - - alkalickú reakciu prostredia.

Ak je všetko jasné s kyselinami a zásadami, aká bude reakcia média v soľných roztokoch?

Na prvý pohľad by mal byť vždy neutrálny. A pravdou je, odkiaľ môže pochádzať napríklad v roztoku sulfidu sodného nadbytok vodíkových katiónov alebo hydroxidových iónov. Samotný sulfid sodný nevytvára počas disociácie ióny žiadneho typu:

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

Ak by ste však mali napríklad vodné roztoky sulfidu sodného, ​​chloridu sodného, ​​dusičnanu zinočnatého a elektronický pH meter (digitálny prístroj na stanovenie kyslosti média), našli by ste nezvyčajný jav. Prístroj by vám ukázal, že pH roztoku sulfidu sodného je väčšie ako 7, t.j. má jasný nadbytok hydroxidových iónov. Prostredie roztoku chloridu sodného by bolo neutrálne (pH = 7) a roztok Zn(NO 3) 2 by bol kyslý.

Jediné, čo spĺňa naše očakávania, je médium roztoku chloridu sodného. Ukázalo sa to neutrálne, ako sa očakávalo.
Kde sa však vzal prebytok hydroxidových iónov v roztoku sulfidu sodného a vodíkových katiónov v roztoku dusičnanu zinočnatého?

Skúsme na to prísť. Aby sme to dosiahli, musíme sa naučiť nasledujúce teoretické body.

Akúkoľvek soľ možno považovať za reakčný produkt kyseliny a zásady. Kyseliny a zásady sa delia na silné a slabé. Pripomeňme, že tie kyseliny a zásady, ktorých stupeň disociácie sa blíži 100 %, sa nazývajú silné.

poznámka: sírne (H 2 SO 3) a fosforečné (H 3 PO 4) sa často označujú ako stredne silné kyseliny, ale pri zvažovaní úloh hydrolýzy by sa mali klasifikovať ako slabé.

Kyslé zvyšky slabých kyselín sú schopné reverzibilne interagovať s molekulami vody a odtrhávať z nich vodíkové katióny H +. Napríklad sulfidový ión, ktorý je kyslým zvyškom slabého kyselina sulfidová, interaguje s ním nasledujúcim spôsobom:

S2- + H20 ↔ HS - + OH -

HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -

Ako je možné vidieť, v dôsledku tejto interakcie sa vytvára nadbytok hydroxidových iónov, ktorý je zodpovedný za alkalickú reakciu média. To znamená, že kyslé zvyšky slabých kyselín zvyšujú zásaditosť média. V prípade soľných roztokov obsahujúcich takéto kyslé zvyšky sa hovorí, že za ne aniónová hydrolýza.

Kyslé zvyšky silných kyselín, na rozdiel od slabých, neinteragujú s vodou. To znamená, že neovplyvňujú pH vodného roztoku. Napríklad chloridový ión, ktorý je kyslým zvyškom silného kyseliny chlorovodíkovej, nereaguje s vodou:

To znamená, že chloridové ióny neovplyvňujú pH roztoku.

Z katiónov kovov sú schopné interagovať s vodou len tie, ktoré zodpovedajú slabým zásadám. Napríklad katión Zn 2+, ktorý zodpovedá slabej zásade hydroxidu zinočnatého. Vo vodných roztokoch solí zinku sa vyskytujú tieto procesy:

Zn2+ + H20 ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H20 ↔ Zn(OH) + + H +

Ako je zrejmé z vyššie uvedených rovníc, v dôsledku interakcie katiónov zinku s vodou sa v roztoku hromadia katióny vodíka, ktoré zvyšujú kyslosť média, to znamená, že znižujú pH. Ak zloženie soli obsahuje katióny, ktoré zodpovedajú slabým zásadám, v tomto prípade hovoria, že soľ hydrolyzované na katióne.

Kovové katióny, ktoré zodpovedajú silným zásadám, neinteragujú s vodou. Napríklad katión Na + zodpovedá silnej zásade - hydroxidu sodnému. Preto sodné ióny nereagujú s vodou a nijako neovplyvňujú pH roztoku.

Na základe vyššie uvedeného teda možno soli rozdeliť do 4 typov, a to tvorené:

1) silná zásada a silná kyselina,

Takéto soli neobsahujú ani kyslé zvyšky, ani katióny kovov, ktoré interagujú s vodou, t.j. schopné ovplyvniť pH vodného roztoku. Roztoky takýchto solí majú neutrálne reakčné prostredie. Hovorí sa, že také soli sú nepodliehajú hydrolýze.

Príklady: Ba(N03)2, KCl, Li2S04 atď.

2) silná zásada a slabá kyselina

V roztokoch takýchto solí reagujú s vodou iba zvyšky kyselín. Prostredie vodných roztokov takýchto solí je alkalické, vo vzťahu k soliam tohto typu hovoria, že oni hydrolyzovať na anióne

Príklady: NaF, K2C03, Li2S atď.

3) slabá zásada a silná kyselina

V takýchto soliach reagujú katióny s vodou a kyslé zvyšky nereagujú - hydrolýza soli na katióne, kyslé prostredie.

Príklady: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 atď.

4) slabá zásada a slabá kyselina.

S vodou reagujú katióny aj anióny zvyškov kyselín. Hydrolýza solí tohto druhu je katión aj anión alebo. Hovoria aj o takých soliach, ktorým sú vystavení ireverzibilná hydrolýza.

Čo to znamená, že sú nenávratne hydrolyzované?

Keďže v tomto prípade reagujú s vodou katióny kovov (alebo NH 4 +) aj anióny zvyšku kyseliny, v roztoku sa súčasne objavujú ióny H + aj OH − ióny, ktoré tvoria látku s extrémne nízkou disociáciou - vodu (H 2 O ).

To zase vedie k tomu, že soli tvorené kyslými zvyškami slabých zásad a slabých kyselín sa nedajú získať výmennými reakciami, ale iba syntézou v pevnej fáze, alebo sa nedajú získať vôbec. Napríklad pri zmiešaní roztoku dusičnanu hlinitého s roztokom sulfidu sodného namiesto očakávanej reakcie:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S \u003d Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- takže reakcia neprebieha!)

Pozoruje sa nasledujúca reakcia:

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H20= 2Al(OH)3↓+ 3H2S + 6NaNO3

Sulfid hlinitý však možno bez problémov získať tavením hliníkového prášku so sírou:

2Al + 3S = Al2S3

Keď sa sulfid hlinitý pridá do vody, rovnako ako pri pokuse získať ho vo vodnom roztoku, podlieha nevratnej hydrolýze.

Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 ↓ + 3H2S

Hydrolýza soli. Prostredie vodných roztokov: kyslé, neutrálne, zásadité

Podľa teórie elektrolytickej disociácie vo vodnom roztoku častice rozpustenej látky interagujú s molekulami vody. Takáto interakcia môže viesť k hydrolytickej reakcii (z gréčtiny. hydro- voda, lýza rozpad, rozpad).

Hydrolýza je reakcia metabolického rozkladu látky vodou.

podliehajú hydrolýze rôzne látky: anorganické - soli, karbidy a hydridy kovov, nekovové halogenidy; organické - halogénalkány, estery a tuky, sacharidy, bielkoviny, polynukleotidy.

Vodné roztoky solí majú rôzne hodnoty pH a rôzne typy médií - kyslé ($pH 7$), neutrálne ($pH = 7$). Je to spôsobené tým, že soli vo vodných roztokoch môžu podliehať hydrolýze.

Podstata hydrolýzy sa redukuje na výmenu chemická interakcia katióny alebo anióny soli s molekulami vody. V dôsledku tejto interakcie vzniká nízkodisociačná zlúčenina (slabý elektrolyt). A vo vodnom roztoku soli sa objaví nadbytok voľných iónov $H^(+)$ alebo $OH^(-)$ a roztok soli sa stáva kyslým alebo zásaditým.

Klasifikácia soli

Akúkoľvek soľ možno považovať za produkt interakcie zásady s kyselinou. Napríklad soľ $KClO$ je tvorená silnou zásadou $KOH$ a slabou kyselinou $HClO$.

V závislosti od sily zásady a kyseliny možno rozlíšiť štyri typy solí.

Zvážte správanie solí rôzne druhy v roztoku.

1. Soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou.

Napríklad kyanid draselný $KCN$ je tvorený silnou zásadou $KOH$ a slabou kyselinou $HCN$:

$(KOH)↙(\text"silná monokyselina")←KCN→(HCN)↙(\text"slabá monokyselina")$

1) mierna reverzibilná disociácia molekúl vody (veľmi slabý amfotérny elektrolyt), ktorú možno zjednodušene zapísať pomocou rovnice

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Ióny $H^(+)$ a $CN^(-)$ vytvorené počas týchto procesov navzájom interagujú a viažu sa na slabé molekuly elektrolytu - kyselinu kyanovodíkovú $HCN$, zatiaľ čo hydroxid - $OH^(-)$ ión zostáva v roztoku, čím sa stáva alkalickým. Hydrolýza nastáva na anióne $CN^(-)$.

Napíšeme úplnú iónovú rovnicu prebiehajúceho procesu (hydrolýza):

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

Tento proces je reverzibilný a chemická rovnováha posunuté doľava (smerom k tvorbe východiskových látok), pretože voda je oveľa slabší elektrolyt ako kyselina kyanovodíková $HCN$.

$CN^(-)+H_20⇄HCN+OH^(-).$

Rovnica ukazuje, že:

a) v roztoku sú voľné hydroxidové ióny $OH^(-)$ a ich koncentrácia je väčšia ako v čistá voda, takže soľný roztok $KCN$ má alkalické prostredie($pH > 7$);

b) Ióny $CN^(-)$ sa zúčastňujú reakcie s vodou, v tomto prípade hovoria, že existuje aniónová hydrolýza. Ďalšie príklady aniónov, ktoré reagujú s vodou, sú:

Zvážte hydrolýzu uhličitanu sodného $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"silná monokyselinová zásada")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"slabá dvojsýtna kyselina")$

Soľ sa hydrolyzuje na anióne $CO_3^(2-)$.

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

$CO_2^(2-)+H_20⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Produkty hydrolýzy - kyslá soľ$NaHCO_3$ a hydroxid sodný $NaOH$.

Prostredie vodného roztoku uhličitanu sodného je alkalické ($pH > 7$), pretože v roztoku sa zvyšuje koncentrácia iónov $OH^(-)$. Kyslá soľ $NaHCO_3$ môže tiež podliehať hydrolýze, ktorá prebieha vo veľmi malom rozsahu a možno ju zanedbať.

Aby sme zhrnuli, čo ste sa naučili o aniónovej hydrolýze:

a) na anióne soli sa spravidla reverzibilne hydrolyzujú;

b) chemická rovnováha pri takýchto reakciách je výrazne posunutá doľava;

c) reakcia média v roztokoch podobných solí je alkalická ($рН > 7$);

d) pri hydrolýze solí tvorených slabými viacsýtnymi kyselinami vznikajú kyslé soli.

2. Soli tvorené zo silnej kyseliny a slabej zásady.

Zvážte hydrolýzu chloridu amónneho $NH_4Cl$.

$(NH_3 H_2O)↙(\text"slabá jednosýtna zásada")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"silná jednosýtna kyselina")$

Vo vodnom roztoku soli prebiehajú dva procesy:

1) mierna reverzibilná disociácia molekúl vody (veľmi slabý amfotérny elektrolyt), ktorú možno zjednodušene zapísať pomocou rovnice:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) úplná disociácia soli (silný elektrolyt):

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

Výsledné ióny $OH^(-)$ a $NH_4^(+)$ navzájom interagujú, čím sa získa $NH_3 H_2O$ (slabý elektrolyt), zatiaľ čo ióny $H^(+)$ zostávajú v roztoku, čo spôsobuje väčšinu svojho kyslého prostredia.

Rovnica úplnej iónovej hydrolýzy:

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

Proces je reverzibilný, chemická rovnováha sa posúva smerom k tvorbe východiskových látok, pretože voda $Н_2О$ je oveľa slabší elektrolyt ako hydrát amoniaku $NH_3·H_2O$.

Skrátená rovnica iónovej hydrolýzy:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$

Rovnica ukazuje, že:

a) v roztoku sú voľné vodíkové ióny $H^(+)$ a ich koncentrácia je väčšia ako v čistej vode, takže soľný roztok má kyslé prostredie($pH

b) amónne katióny $NH_4^(+)$ sa zúčastňujú reakcie s vodou; v tom prípade hovoria, že to príde katiónová hydrolýza.

Viacnabité katióny sa môžu tiež zúčastniť reakcie s vodou: dvojranový$M^(2+)$ (napríklad $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), okrem katiónov kovy alkalických zemín, trojranný$M^(3+)$ (napríklad $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Uvažujme hydrolýzu dusičnanu nikelnatého $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"slabá dvojsýtna zásada")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"silná jednosýtna kyselina")$

Soľ sa hydrolyzuje na katióne $Ni^(2+)$.

Rovnica úplnej iónovej hydrolýzy:

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

Skrátená rovnica iónovej hydrolýzy:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Produkty hydrolýzy - zásaditá soľ$NiOHNO_3$ a Kyselina dusičná$HNO_3$.

Médium vodného roztoku dusičnanu nikelnatého je kyslé ($ pH

Hydrolýza soli $NiOHNO_3$ prebieha v oveľa menšej miere a možno ju zanedbať.

Aby sme zhrnuli, čo ste sa naučili o hydrolýze katiónov:

a) katiónom soli sa spravidla reverzibilne hydrolyzujú;

b) chemická rovnováha reakcií je výrazne posunutá doľava;

c) reakcia média v roztokoch takýchto solí je kyslá ($ pH

d) pri hydrolýze solí tvorených slabými polykyselinovými zásadami vznikajú zásadité soli.

3. Soli tvorené zo slabej zásady a slabej kyseliny.

Je vám už zrejme jasné, že takéto soli podliehajú hydrolýze na katióne aj na anióne.

Slabý zásaditý katión viaže ióny $OH^(-)$ z molekúl vody a tvoria sa slabá základňa; anión slabej kyseliny viaže ióny $H^(+)$ z molekúl vody, pričom vzniká slabá kyselina. Reakcia roztokov týchto solí môže byť neutrálna, mierne kyslá alebo mierne zásaditá. Závisí od disociačných konštánt dvoch slabých elektrolytov – kyseliny a zásady, ktoré vznikajú v dôsledku hydrolýzy.

Zvážte napríklad hydrolýzu dvoch solí: octanu amónneho $NH_4(CH_3COO)$ a mravčanu amónneho $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slabá jednosýtna zásada")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"silná jednosýtna kyselina");$

2) $(NH_3 H_2O)↙(\text"slabá jednosýtna zásada")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"slabá jednosýtna kyselina").$

Vo vodných roztokoch týchto solí slabé zásadité katióny $NH_4^(+)$ interagujú s hydroxidovými iónmi $OH^(-)$ (pripomeňme, že voda disociuje $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), a anióny slabé kyseliny $CH_3COO^(-)$ a $HCOO^(-)$ interagujú s katiónmi $Н^(+)$ za vzniku molekúl slabých kyselín — octovej $CH_3COOH$ a mravčej $HCOOH$.

Poďme si zapísať iónové rovnice hydrolýza:

1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_20⇄CH_3COOH+NH_3H_2O;$

2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3H_2O+HCOOH.$

V týchto prípadoch je hydrolýza tiež reverzibilná, ale rovnováha je posunutá smerom k tvorbe produktov hydrolýzy – dvoch slabých elektrolytov.

V prvom prípade je médium roztoku neutrálne ($рН = 7$), pretože $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3H_20)=1,8 10^(-5)$. V druhom prípade je médium roztoku slabo kyslé ($pH

Ako ste si už všimli, hydrolýza väčšiny solí je reverzibilný proces. V stave chemickej rovnováhy sa hydrolyzuje iba časť soli. Niektoré soli sa však vodou úplne rozložia, t.j. ich hydrolýza je nevratný proces.

V tabuľke "Rozpustnosť kyselín, zásad a solí vo vode" nájdete poznámku: "rozkladajú sa vo vodnom prostredí" - to znamená, že takéto soli podliehajú nevratnej hydrolýze. Napríklad sulfid hlinitý $Al_2S_3$ vo vode podlieha ireverzibilnej hydrolýze, pretože ióny $H^(+)$, ktoré sa objavujú počas hydrolýzy na katióne, sú viazané iónmi $OH^(-)$ vytvorenými počas hydrolýzy na anióne. To zvyšuje hydrolýzu a vedie k tvorbe nerozpustného hydroxidu hlinitého a plynného sírovodíka:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Preto sulfid hlinitý $Al_2S_3$ nemožno získať výmennou reakciou medzi vodnými roztokmi dvoch solí, napríklad chloridu hlinitého $AlCl_3$ a sulfidu sodného $Na_2S$.

Možné sú aj iné prípady ireverzibilnej hydrolýzy, nie je ťažké ich predvídať, pretože pre ireverzibilitu procesu je potrebné, aby aspoň jeden z produktov hydrolýzy opustil reakčnú sféru.

Aby sme zhrnuli, čo ste sa naučili o hydrolýze katiónov a aniónov:

a) ak sú soli hydrolyzované katiónom aj aniónom reverzibilne, potom sa chemická rovnováha v hydrolytických reakciách posunie doprava;

b) reakcia média je buď neutrálna, alebo mierne kyslá alebo mierne zásaditá, čo závisí od pomeru disociačných konštánt vytvorenej zásady a kyseliny;

c) soli môžu byť hydrolyzované katiónom aj aniónom ireverzibilne, ak aspoň jeden z produktov hydrolýzy opustí reakčnú sféru.

4. Soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodliehajú hydrolýze.

K tomuto záveru ste zjavne dospeli sami.

Zvážte správanie $KCl$ v roztoku chloridu draselného.

$(KOH)↙(\text"silná jednosýtna zásada")←KCl→(HCl)↙(\text"silná jednosýtna kyselina").$

Soľ vo vodnom roztoku disociuje na ióny ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ale pri interakcii s vodou nemôže vzniknúť slabý elektrolyt. Médium roztoku je neutrálne ($рН=7$), pretože koncentrácie iónov $H^(+)$ a $OH^(-)$ v roztoku sú rovnaké ako v čistej vode.

Ďalšími príkladmi takýchto solí môžu byť halogenidy alkalických kovov, dusičnany, chloristany, sírany, chrómany a dichrómany, halogenidy kovov alkalických zemín (iné ako fluoridy), dusičnany a chloristany.

Treba tiež poznamenať, že reverzibilná hydrolytická reakcia úplne podlieha Le Chatelierovmu princípu. Preto hydrolýza soli môže byť zvýšená(a dokonca to urobiť nezvratným) nasledujúcimi spôsobmi:

a) pridajte vodu (znížte koncentráciu);

b) zahrejte roztok, čím sa zvýši endotermická disociácia vody:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

čo znamená, že množstvo $H^(+)$ a $OH^(-)$, ktoré sú potrebné na hydrolýzu soli, sa zvyšuje;

c) naviazať jeden z produktov hydrolýzy na ťažko rozpustnú zlúčeninu alebo odstrániť jeden z produktov do plynnej fázy; napríklad hydrolýza kyanidu amónneho $NH_4CN$ bude značne posilnená rozkladom hydrátu amoniaku za vzniku amoniaku $NH_3$ a vody $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hydrolýza soli

Legenda:

Hydrolýzu je možné potlačiť (výrazne znížiť množstvo hydrolýzovanej soli) takto:

a) zvýšiť koncentráciu rozpustenej látky;

b) ochlaďte roztok (na oslabenie hydrolýzy by sa soľné roztoky mali skladovať koncentrované a pri nízkych teplotách);

c) pridanie jedného z produktov hydrolýzy do roztoku; napríklad okyslite roztok, ak je jeho médium kyslé v dôsledku hydrolýzy, alebo alkalizujte, ak je alkalické.

Význam hydrolýzy

Hydrolýza solí má praktické aj biologický význam. Od staroveku sa popol používal ako čistiaci prostriedok. Popol obsahuje uhličitan draselný $K_2CO_3$, ktorý je vo vode hydrolyzovaný ako anión, vodný roztok sa stáva mydlovým vďaka iónom $OH^(-)$ vytvoreným počas hydrolýzy.

V súčasnosti používame v každodennom živote mydlo, pracie prášky a iné saponáty. Hlavnou zložkou mydla sú sodné a draselné soli vyšších mastných kyselín. karboxylové kyseliny: stearáty, palmitáty, ktoré sú hydrolyzované.

Hydrolýza stearátu sodného $C_(17)H_(35)COONa$ je vyjadrená nasledujúcou iónovou rovnicou:

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

tie. roztok je mierne alkalický.

Soli sa špeciálne pridávajú do zloženia pracích práškov a iných pracích prostriedkov. anorganické kyseliny(fosfáty, uhličitany), ktoré zvyšujú prací účinok zvýšením pH média.

Vo fotografickej vývojke sú obsiahnuté soli, ktoré vytvárajú potrebné alkalické prostredie roztoku. Sú to uhličitan sodný $Na_2CO_3$, uhličitan draselný $K_2CO_3$, bórax $Na_2B_4O_7$ a ďalšie soli hydrolyzované aniónom.

Ak je kyslosť pôdy nedostatočná, u rastlín sa vyvinie choroba – chloróza. Jeho znaky sú žltnutie alebo bielenie listov, oneskorenie v raste a vývoji. Ak $pH_(pôda) > 7,5$, potom sa do nej pridá hnojivo so síranom amónnym $(NH_4)_2SO_4$, ktoré pomáha zvyšovať kyslosť v dôsledku hydrolýzy katiónom prechádzajúcim v pôde:

$NH_4^(+)+H_20⇄NH_3 H_2O$

neoceniteľné biologická úloha hydrolýza niektorých solí, ktoré tvoria naše telo. Napríklad zloženie krvi zahŕňa hydrogénuhličitan a hydrogénfosforečnan sodný. Ich úlohou je udržiavať určitú reakciu okolia. K tomu dochádza v dôsledku posunu v rovnováhe procesov hydrolýzy:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Ak je v krvi nadbytok iónov $H^(+)$, viažu sa na hydroxidové ióny $OH^(-)$ a rovnováha sa posunie doprava. Pri prebytku hydroxidových iónov $OH^(-)$ sa rovnováha posúva doľava. Kvôli tomu kyslosť krvi zdravého človeka mierne kolíše.

Ďalší príklad: ľudské sliny obsahujú ióny $HPO_4^(2-)$. Vďaka nim sa v ústnej dutine udržiava určité prostredie ($рН=7-7,5$).

soľ - Sú to iónové zlúčeniny, ktoré sa pri vstupe do vody disociujú na ióny. Vo vodnom roztoku sú tieto ióny HYDRATOVANÉ – obklopené molekulami vody.

Našiel som to vodné roztoky mnohých solí nie sú neutrálne, ale buď mierne kyslé alebo alkalické.

Vysvetlením je interakcia iónov soli s vodou. Tento proces sa nazýva HYDROLYSIS.

Vznikajú katióny a anióny slabá zásada alebo slabá kyselina interagujú s vodou a odtrhávajú z nej H alebo OH.

Dôvod: vytvorenie pevnejšieho spojenia ako vo vode samotnej.

Vo vzťahu k vode možno soli rozdeliť do 4 skupín:

1) Soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou - NIE JE HYDROLYZOVANÝ , len v roztoku disociuje na ióny.Stredná je neutrálna. PRÍKLAD: Soli nie sú hydrolyzované - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 atď. V roztoku sú tieto soli len disociovať: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42-

2) Soľ tvorená silnou zásadou a slabou kyselinou - hydrolýza aniónom . Anión slabej kyseliny uvoľňuje vodíkové ióny z vody, viaže ich. V roztoku je nadbytok iónov. OH - alkalické prostredie. PRÍKLAD: Soli podliehajú aniónovej hydrolýze - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO a kyslé soli týchto kyselín. K3 PO 4 – soľ vytvorená zo slabej kyseliny a silnej zásady. Fosfátový anión sa hydrolyzuje. PO4 3- + NON⇄ HPO42-+OH- K3 PO4 + H2O⇄ K2HP04 + KOH (toto je prvý stupeň hydrolýzy, ďalšie 2 prebiehajú vo veľmi malom rozsahu)

3) Soľ,tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou - hydrolýza katiónom . Katión slabej zásady oddeľuje OH- ión od vody a viaže ho. V roztoku zostáva nadbytok iónov H+ - kyslé prostredie. PRÍKLAD: Soli podliehajú katiónovej hydrolýze - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu SO4 Soľ vytvorená zo slabej zásady a silnej kyseliny. Katión medi sa hydrolyzuje: Cu+2 + NON⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 SO4 + H2 SO4

4) Soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou - hydrolýza AKATÓN AJ ANIÓN. Ak sa niektorý z produktov uvoľní ako zrazenina alebo plyn, potom hydrolýza nezvratné , ak oba produkty hydrolýzy zostanú v roztoku – hydrolýza reverzibilné. PRÍKLAD: Soli sa hydrolyzujú Al2S3,Cr2S3 (nevratné): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ + H2S­ NH4F, CH3COONH4 (reverzibilné) NH4F+H2 O⇄ NH40H + HF

Vzájomná hydrolýza dvoch solí.

Vyskytuje sa pri pokuse získať pomocou výmennej reakcie soli, ktoré sú úplne hydrolyzované vo vodnom roztoku. V tomto prípade dochádza k vzájomnej hydrolýze - t.j. katión kovu viaže OH skupiny a anión kyseliny viaže H +

1) Soli kovov s oxidačným stavom +3 a soli prchavých kyselín (uhličitany, sulfidy, siričitany)- pri ich vzájomnej hydrolýze vzniká zrazenina hydroxidu a plynu:

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

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

2) Soli kovov s oxidačným stavom +2 (okrem vápnika, stroncia a bária) a rozpustné uhličitany sa tiež spolu hydrolyzujú, ale v tomto prípade sa vytvorí zrazenina ZÁKLADNÉHO kovového karbonátu:

2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl

(všetky 2+ okrem Ca, Sr, Ba)

Charakteristika procesu hydrolýzy:

1) Proces hydrolýzy je reverzibilné, postupuje nie do konca, ale len do momentu ROVNOVÁHY;

2) Proces hydrolýzy je opakom NEUTRALIZÁCIE, teda hydrolýza - endotermický proces (nastáva pri absorpcii tepla).

KF + H2O ⇄ HF + KOH - Q

Aké faktory podporujú hydrolýzu?

1. Vykurovanie - so zvýšením teploty sa rovnováha posúva smerom k ENDOTHERMICKEJ reakcii – hydrolýza sa zintenzívňuje;

2. Pridávanie vody- keďže voda je východiskovým materiálom pri hydrolýze, zriedenie roztoku podporuje hydrolýzu.

Ako potlačiť (oslabiť) proces hydrolýzy?

Často je potrebné zabrániť hydrolýze. Pre to:

1. Vytvorte riešenie najkoncentrovanejší (znížte množstvo vody);

2. Pre posunutie vyváženia doľava pridať jeden z produktov hydrolýzy –kyselina ak dôjde k hydrolýze na katióne resp alkálie, ak dôjde k aniónovej hydrolýze.

Príklad: ako potlačiť hydrolýzu chloridu hlinitého?

chlorid hlinitýAlCl3 - je to soľ tvorená slabou zásadou a silnou kyselinou - hydrolyzuje na katióne:

Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+

Streda je kyslá. Na potlačenie hydrolýzy je preto potrebné pridať viac kyseliny. Okrem toho by mal byť roztok čo najkoncentrovanejší.