Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды.
Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную.
Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется ГИДРОЛИЗОМ.
Катионы и анионы, образованные слабым основанием или слабой кислотой, взаимодействуют с водой, отрывая от нее Н или ОН.
Причина этого: образование БОЛЕЕ ПРОЧНОЙ связи, чем в самой воде.
По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой - НЕ ГИДРОЛИЗУЕТСЯ , в растворе только диссоциирует на ионы. Среда нейтральная. ПРИМЕР: Не гидролизуются соли – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3, и т. п. В растворе эти соли только диссоциируют: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42 - | 2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой - гидролиз ПО АНИОНУ . Анион слабой кислоты отрывает от воды ионы водорода , связывает их. В растворе образуется избыток ионов ОН - - среда щелочная. ПРИМЕР: Гидролизу по аниону подвергаются соли - Na2S, KF, K3PO4 , Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, и кислые соли этих кислот. K 3 PO 4 – соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием. Гидролизуется фосфат-анион. PO 4 3- + НОН ⇄ НРО42-+ОН- K 3 PO 4 + Н2О ⇄ К2НРО4 + КОН (это первая ступень гидролиза, остальные 2 идут в очень малой степени) |
3) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой - гидролиз ПО КАТИОНУ . Катион слабого основания отрывает от воды ион ОН-, связывает его. В растворе остаётся избыток ионов H+ - среда кислая. ПРИМЕР: Гидролизу по катиону подвергаются соли - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO 4 – соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой. Гидролизуется катион меди: Cu +2 + НОН ⇄ CuOH + + H + 2 CuSO 4 +2 H 2 O ⇄ (CuOH )2 SO 4 + H 2 SO 4 | 4) Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой - гидролиз И ПО КАТИОНУ И ПО АНИОНУ. Если какие-либо из продуктов выделяются в виде осадка или газа, то гидролиз необратимый , если оба продукта гидролиза остаются в растворе - гидролиз обратимый. ПРИМЕР: Гидролизуются соли – · Al2S3,Cr2S3(необратимо): Al2S3 + H2O à Al(OH)3 ¯ + H2S · NH4F, CH3COONH4(обратимо) NH4F + H 2 O ⇄ NH4OH + HF |
Взаимный гидролиз двух солей.
Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз – т. е. катион металла связывает ОН-группы, а анион кислоты – Н+
1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(все 2+, кроме Са, Sr, Ba)
Характеристика процесса гидролиза:
1) Процесс гидролиза является обратимым , протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ;
2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Какие факторы усиливают гидролиз?
1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается;
2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз.
Как подавить (ослабить) процесс гидролиза?
Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого:
1. Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды);
2. Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту , если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону.
Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия ?
Хлорид алюминия AlCl 3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону:
Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H +
Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным.
Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.
Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н +), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН −).
В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н + говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН − — щелочную реакцию среды.
Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?
На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO 3) 2 кислой.
Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.
Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?
Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.
Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.
примечание: сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.
Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H + . Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону .
Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:
То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.
Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn 2+ , которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону .
Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na + соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.
Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:
1) сильным основанием и сильной кислотой,
Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу .
Примеры: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 и т.д.
2) сильным основанием и слабой кислотой
В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону
Примеры: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S и т.д.
3) слабым основанием и сильной кислотой
У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону , среда кислая.
Примеры: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 и т.д.
4) слабым основанием и слабой кислотой.
С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу .
Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?
Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH 4 +) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H + , и ионы OH − , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H 2 O).
Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакция не протекает!)
Наблюдается следующая реакция:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:
2Al + 3S = Al 2 S 3
При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Гидролиз солей
Тема «Гидролиз солей» – одна из наиболее трудных для учащихся 9-го класса, изучающих неорганическую химию. И как думается, трудность ее не в действительной сложности самого изучаемого материала, а в том, как он излагается в учебниках. Так, у Ф.Г.Фельдмана и Г.Е.Рудзитиса из соответствующего параграфа очень мало, что можно понять. В учебниках же Л.С.Гузея и Н.С.Ахметова данная тема вообще исключена, хотя учебник Ахметова предназначен для учащихся 8–9-х классов с углубленным изучением химии.
Пользуясь учебниками указанных авторов, ученик вряд ли сможет хорошо понять теорию растворов, сущность электролитической диссоциации веществ в водной среде, соотнести реакции ионного обмена с реакциями гидролиза солей, образованных разными по силе кислотами и основаниями. Кроме того, в конце каждого учебника имеется таблица растворимости, но нигде и никак не поясняется, почему в отдельных ее клеточках стоят прочерки, а в текстах учебников ученики встречают формулы этих солей.
Мы попытаемся в краткой лекции для учителей (прежде всего для начинающих, им особенно трудно отвечать на возникающие у детей вопросы) восполнить данный пробел и по-своему осветить проблему составления уравнений реакций гидролиза и определения характера образующейся среды.
Гидролизом называется процесс разложения
веществ водой (само слово «гидролиз» об этом
говорит: греч. –
вода и –
разложение). Разные авторы, давая определение
этому явлению, выделяют, что при этом
образуется кислота или кислая соль, основание
или основная соль
(Н.Е.Кузьменко); при
взаимодействии ионов соли с водой образуется
слабый электролит
(А.Э.Антошин); в результате
взаимодействия ионов соли с водой смещается
равновесие электролитической диссоциации воды
(А.А.Макареня);
составные части растворенного вещества
соединяются с составными частями воды
(Н.Л.Глинка) и т.д.
Каждый автор, давая определение гидролиза,
отмечает наиболее важную, на его взгляд, сторону
этого сложного, многогранного процесса. И каждый
из них по-своему прав. Думается, дело учителя,
какому определению отдать предпочтение – что
ему ближе по его образу мышления.
Итак, гидролиз – это разложение веществ водой.
Причиной его является электролитическая
диссоциация соли и воды на ионы и взаимодействие
между ними. Вода диссоциирует незначительно на
ионы Н + и ОН – ( 1
молекула из 550 000), причем в процессе гидролиза
один или оба этих иона могут связываться с
ионами, образующимися при диссоциации соли, в
малодиссоциирующее, летучее или нерастворимое в
воде вещество.
Соли, образованные сильными основаниями (NаОН,
КОH, Ва(ОH) 2) и сильными кислотами (Н 2 SO 4 ,
HCl, НNO 3), гидролизу не подвергаются, т.к.
образующие их катионы и анионы не способны в
растворах связывать ионы Н + и ОН –
(причина – высокая диссоциация).
Когда соль образована слабым основанием или
слабой кислотой или оба «родителя» – слабые,
соль в водном растворе подвергается гидролизу.
При этом реакция среды зависит от относительной
силы кислоты и основания. Другими словами, водные
растворы таких солей могут быть нейтральными,
кислыми или щелочными в зависимости от констант
диссоциации образующихся новых веществ.
Так, при диссоциации ацетата аммония СН 3 СООNН 4
реакция раствора будет слабощелочной, т.к.
константа диссоциации NН 4 ОН (k
дис =
6,3 10 –5) больше константы диссоциации СН 3 СООН
(k
дис = 1,75 10 –5). У другой же соли
уксусной кислоты – ацетата алюминия (СН 3 СОО) 3 Al
– реакция раствора будет слабокислой, т.к. k
дис (СН 3 СООН)
= 1,75 10 –5 больше k
дис (Al(ОН) 3) =
1,2 10 –6 .
Реакции гидролиза в одних случаях являются
обратимыми, а в других – идут до конца.
Количественно гидролиз характеризуется
безразмерной величиной г, называемой степенью гидролиза и
показывающей, какая часть от общего количества
молекул соли, находящихся в растворе,
подвергается гидролизу:
Г = n /N 100%,
где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе. Например, если г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна:
n = г N /100 = 0,1 1000/100 = 1.
Степень гидролиза зависит от температуры,
концентрации раствора и природы растворенного
вещества. Так, если рассмотреть гидролиз cоли СН 3 СООNа,
то степень ее гидролиза для растворов различной
концентрации будет следующая: для 1М раствора –
0,003%, для 0,1М – 0,01%, для
0,01М – 0,03%, для 0,001М – 0,1% (данные взяты из книги
Г.Реми). Эти значения согласуются с принципом Ле
Шателье.
Повышение температуры увеличивает кинетическую
энергию молекул, их распад на катионы и анионы и
взаимодействие с ионами воды (Н + и ОН –)
– слабого при комнатной температуре
электролита.
Учитывая природу реагирующих веществ, для
связывания ионов ОН – к раствору соли можно
добавить кислоту, а для связывания ионов Н +
– щелочь. Можно также добавить другие соли,
гидролизующиеся по противоположному иону. В этом
случае происходит взаимное усиление гидролиза
обеих солей.
Ослабить гидролиз можно (если это необходимо)
понижением температуры, увеличением
концентрации раствора, введением в него одного
из продуктов гидролиза: кислоты, если при
гидролизе накапливаются ионы Н + , или
щелочи, если накапливаются ионы ОН – .
Все реакции нейтрализации протекают
экзотермически, а гидролиза – эндотермически.
Поэтому выход первых с повышением температуры
уменьшается, а вторых – увеличивается.
Ионы Н + и ОН – не могут существовать в
растворе в значительных концентрациях – они
соединяются в молекулы воды, смещая равновесие
вправо.
Разложение соли водой объясняется связыванием
катионов и/или анионов диссоциированной соли в
молекулы слабого электролита ионами воды (Н +
и/или ОН –), всегда имеющимися в растворе.
Образование слабого электролита, осадка, газа
или полное разложение нового вещества
равноценно удалению ионов соли из раствора, что в
соответствии с принципом Ле Шателье (действие
равно противодействию) смещает равновесие
диссоциации соли вправо, а следовательно,
приводит к разложению соли до конца. Отсюда и
появляются прочерки в таблице растворимости
против ряда соединений.
Если молекулы слабого электролита образуются за
счет катионов соли, то говорят, что гидролиз идет
по катиону и среда будет кислая, а если за счет
анионов соли, то говорят, что гидролиз идет по
аниону и среда будет щелочная. Иными словами, кто
сильнее – кислота или основание, – тот и
определяет среду.
Гидролизу подвергаются только растворимые соли
слабых кислот и/или оснований. Дело в том, что
если соль малорастворима, то концентрации ее
ионов в растворе ничтожно малы и говорить о
гидролизе такой соли не имеет смысла.
Составление уравнений реакций гидролиза солей
Гидролиз солей слабых многоосновных оснований
и/или кислот происходит ступенчато. Число
ступеней гидролиза равно наибольшему заряду
одного из ионов соли.
Например:
Однако гидролиз по второй ступени и особенно по
третьей идет очень слабо, поскольку
г1 >> г2 >> г3 . Поэтому
при написании уравнений гидролиза обычно
ограничиваются первой ступенью. Если гидролиз
практически завершается на первой ступени, то
при гидролизе солей слабых многоосновных
оснований и сильных кислот образуются основные
соли, а при гидролизе солей сильных оснований и
слабых многоосновных кислот образуются кислые
соли.
Количество молекул воды, участвующих в
процессе гидролиза соли по схеме реакции,
определяется произведением валентности катиона
на число его атомов в формуле соли
(правило автора).
Например:
Nа 2 СО 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),
Al 2 (SО 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),
Co(CH 3 COO) 2 Со 2+ 2 1 = 2 (H 2 O).
Поэтому при составлении уравнения гидролиза пользуемся следующим алгоритмом (на примере гидролиза Al 2 (SО 4) 3):
1. Определяем, из каких веществ образована соль:
2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз:
Al 2 (SО 4) 3 + 6Н–ОН = 2Аl 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .
3. Поскольку Al(ОН) 3 – слабое основание и его катион Al 3+ связывают ионы ОН – из воды, то процесс фактически идет так:
Al 2 (SO 4) 3 + 6Н + + 6OH – = 2Аl(ОН) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .
4. Сопоставляем количества оставшихся в растворе ионов Н + и ОН – и определяем реакцию среды:
5. После гидролиза образовалась новая соль: (Al(ОН) 2) 2 SО 4 , или Аl 2 (ОН) 4 SO 4 , – дигидроксосульфат алюминия (или тетрагидроксосульфат диалюминия) – основная соль. Частично может образоваться и AlОНSО 4 (гидроксосульфат алюминия), но в значительно меньшем количестве, и им можно пренебречь.
Другой пример:
2. Na 2 SiO 3 + 2Н 2 О = 2Na + + + 2Н + + 2ОН – .
3. Поскольку Н 2 SiO 3 – слабая кислота и ее ион связывает ионы Н + из воды, то фактически реакция идет так:
2Na + + + 2Н + + 2ОН – = 2Na + + Н + Н + + 2ОН – .
4. Н + + 2ОН – = Н 2 О + ОН – щелочная среда.
5. Na + + Н = NаНSiO 3 – гидросиликат натрия – кислая соль.
Кислотность или щелочность среды легко
определить по количеству оставшихся в растворе
ионов Н + или ОН – при условии, что
новые вещества образовались и существуют в
растворе в эквивалентных отношениях и другие
реактивы в ходе реакции не добавлялись. Среда
может быть кислая или слабокислая (если ионов Н +
мало), щелочная (если ионов ОН – много) или
слабощелочная, а также нейтральная, если
значения констант диссоциации слабой кислоты и
слабого основания близки и все оставшиеся в
растворе ионы Н + и ОН – после
гидролиза снова соединились с образованием Н 2 О.
Мы уже отмечали, что степень гидролиза соли тем
больше, чем слабее кислота или основание,
образовавшие эту соль. Поэтому необходимо для
помощи учащимся привести ряды анионов и
катионов, соответствующие уменьшению силы
кислот и оснований их образующих (по
А.В.Метельскому).
| Анионы:
F – > > CH 3 COO – > H > HS – > > > > > . |
| Катионы:
Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+ . |
Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с
большей силой идет гидролиз образованной им
соли, т.е. его основание или кислота cлабее, чем у
стоящих слева от него. Особенно сильно идет
гидролиз солей, образованных одновременно
слабыми основанием и кислотой. Но даже для них
степень гидролиза обычно не превышает 1%. Тем не
менее в некоторых случаях гидролиз таких солей
протекает особенно сильно и степень гидролиза
достигает почти 100%. Такие соли в водных растворах
не существуют, а хранятся только в сухом виде. В
таблице растворимости против них стоит прочерк.
Примерами таких солей могут служить ВаS, Аl 2 S 3 ,
Сr 2 (SO 3) 3 и другие (см. таблицу
растворимости в учебниках).
Подобные соли, имеющие высокую степень
гидролиза, гидролизуются полностью и необратимо,
т. к. продукты их гидролиза выводятся из раствора
в виде малорастворимого, нерастворимого,
газообразного (летучего), малодиссоциирующего
вещества или разлагаются водой на другие
вещества.
Например:
Соли, полностью разлагаемые водой, нельзя получить реакцией ионного обмена в водных растворах, т.к. вместо ионного обмена более активно протекает реакция гидролиза.
Например:
2АlCl 3 + 3Na 2 S Аl 2 S 3 + 6NaCl (так могло бы быть),
2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (так есть фактически).
Соли, подобные Al 2 S 3 , получают в безводных средах спеканием компонентов в эквивалентных количествах или другими способами:
Многие галогениды, как правило, активно
реагируют с водой, образуя гидрид одного
элемента и гидроксид другого.
Например:
СlF + H–OH HClO + HF,
PСl 3 + 3H–OH
P(OH) 3 + 3HCl
(по Л.Полингу).
Как правило, при такого рода реакциях, также
называемых гидролизом, более
электроотрицательный элемент соединяется с Н + ,
а менее электроотрицательный – с ОН – .
Легко заметить, что приведенные выше реакции
протекают в соответствии с этим правилом.
Кислые соли слабых кислот также подвергаются
гидролизу. Однако в этом случае наряду с
гидролизом протекает диссоциация кислотного
остатка. Так, в растворе NaHCО 3 одновременно
протекают гидролиз H, приводящий к
накоплению ОH – -ионов:
Н + Н–ОН Н 2 СО 3 + ОH – ,
и диссоциация, хотя и незначительная:
Н + H + .
Таким образом, реакция раствора кислой соли
может быть как щелочной (если гидролиз аниона
преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в
обратном случае). Это определяется соотношением
константы гидролиза соли (К
гидр) и
константы диссоциации (К
дис)
соответствующей кислоты. В рассмотренном
примере К
гидр аниона больше К
дис
кислоты, поэтому раствор данной кислой соли
имеет щелочную реакцию (что и используют
страдающие изжогой от повышенной кислотности
желудочного сока, хотя делают это зря). При
обратном соотношении констант, например в случае
гидролиза NaHSO 3 , реакция раствора будет
кислой.
Гидролиз основной соли, например
гидроксохлорида меди(II), протекает так:
Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН) 2 + НСl,
или в ионном виде:
СuОН + + Сl – + H + + ОH – Сu(ОН) 2 + Cl – + H + среда кислая.
Гидролиз в широком смысле – это реакции
обменного разложения между различными
веществами и водой (Г.П.Хомченко). Такое
определение охватывает гидролиз всех соединений
– как неорганических (солей, гидридов,
галогенидов, халькогенов и др.), так и
органических (сложных эфиров, жиров, углеводов,
белков и др.).
Например:
(C 6 H 10 O 5)n + n H–OH n C 6 H 12 O 6 ,
CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ,
Cl 2 + H–OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.
В результате гидролиза минералов –
алюмосиликатов – происходит разрушение горных
пород. Гидролиз некоторых солей – Na 2 CO 3 ,
Na 3 РО 4 – применяется для очистки воды
и уменьшения ее жесткости.
Растущая быстрыми темпами гидролизная отрасль
промышленности вырабатывает из отходов
(древесные опилки, хлопковая шелуха,
подсолнечная лузга, солома, кукурузные
кочерыжки, отходы сахарной свеклы и др.) ряд
ценных продуктов: этиловый спирт, кормовые
дрожжи, глюкозу, «сухой лед», фурфурол, метанол,
лигнин и многие другие вещества.
Гидролиз протекает в организме человека и
животных при переваривании пищи (жиров,
углеводов, белков) в водной среде под действием
ферментов – биологических катализаторов. Он
играет важную роль в ряде химических превращений
веществ в природе (цикл Кребса, цикл
трикарбоновых кислот) и промышленности. Поэтому
нам думается, что вопросам изучения гидролиза в
школьном курсе химии необходимо уделять
значительно больше внимания.
Ниже приведен пример раздаточной карточки
,
предлагаемой учащимся для закрепления материала
после изучения темы «Гидролиз солей» в 9-м классе.
Алгоритм написания уравнения гидролиза Fe 2 (SO 4) 31. Определяем, чем образована соль:
2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз: Fe 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 О = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Поскольку Fe(OH) 3 – слабое основание, то катионы Fe 3+ будут связываться анионами ОН – из воды и гидролиз фактически будет протекать так: 2Fе 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Определяем реакцию среды: 6Н + + 2ОН – = 2Н 2 О + 4Н + кислая среда. 5. Определяем новую соль по ионам, оставшимся в растворе: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 –
дигидроксосульфат железа(III) Гидролиз идет по катиону. |
Дополнительная информация
|
Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений.
ЛИТЕРАТУРА
Антошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998;
Ахметов Н.С
. Неорганическая химия. М.:
Просвещение, 1990;
Глинка Н.Л.
Общая химия. Л.: Химия, 1978;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е.
Химия. М.: Экзамен,
1998;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попов В.А
. Химия. М.:
Дрофа, 1997;
Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С.
Общая и
неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1977;
Метельский А.В.
Химия. Минск: Белорусская
энциклопедия, 1997;
Полинг Л., Полинг П
. Химия. М.: Мир, 1998;
Пиментел Д.С.
Химия. М.: Мир, 1967;
Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е.
Химия-9. М.:
Просвещение, 1997;
Холин Ю.В., Слета Л.А.
Репетитор по химии.
Харьков: Фолино, 1998;
Хомченко Г.П
. Химия. М.: Высшая школа, 1998.
Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная
Гидролиз солейМы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.
Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .
Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.
Типы солей
Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.
Кислоты:
Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.
Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.
Основания:
Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.
Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.
Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :
Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.
Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.
Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.
Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.
Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :
Гидролиз хлорида железа FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)
Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:
Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (молекулярное уравнение)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)
Пример совместного гидролиза:
- Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.
Например:
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
Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
Показатель pH и его влияние на качество питьевой воды.
Что такое pH?
pH («potentia hydrogeni» - сила водорода, или «pondus hydrogenii» - вес водорода) - это единица измерения активности ионов водорода в любом веществе, количественно выражающая его кислотность.
Данный термин появился в начале ХХ века в Дании. Показатель pH ввел датский химик Сорен Петр Лауриц Соренсен (1868-1939), хотя утверждения о некой «силе воды» встречаются и у его предшественников.
Активность водорода определяется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:
pH = -log
Для простоты и удобства при вычислениях был введен показатель pH. рН определяется количественным соотношением в воде ионов Н+ и ОН-, образующихся при диссоциации воды. Принято измерять уровень pH по 14-цифровой шкале.
Если в воде пониженное содержание свободных ионов водорода (рН больше 7) по сравнению с ионами гидроксида [ОН-], то вода будет иметь щелочную реакцию , а при повышенном содержании ионов Н+ (рН меньше 7) — кислую реакцию . В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга.
кислая среда: >
нейтральная среда: =
щелочная среда: >
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. В нейтральной воде показатель рН равен 7.
При растворении в воде различных химических веществ этот баланс изменяется, что приводит к изменению значения рН. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении щелочи - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает.
рН показатель отражает степень кислотности или щелочности среды, в то время как «кислотность» и «щелочность» характеризуют количественное содержание в воде веществ, способных нейтрализовывать соответственно щелочи и кислоты. В качестве аналогии можно привести пример с температурой, которая характеризует степень нагрева вещества, но не количество тепла. Опустив руку в воду, мы можем сказать какая вода — прохладная или теплая, но при этом не сможем определить сколько в ней тепла (т.е. условно говоря, как долго эта вода будет остывать).
pH считается одним из важнейших показателей качества питьевой воды. Он показывает кислотно-щелочное равновесие и влияет на то, как будут протекать химические и биологические процессы. В зависимости от величины pH может изменяться скорость протекания химических реакций, степень коррозионной агрессивности воды, токсичность загрязняющих веществ и т.д. От кислотно-щелочного равновесия среды нашего организма напрямую зависит наше самочувствие, настроение и здоровье.
Современный человек живет в загрязненной окружающей среде. Многие приобретают и употребляют пищу, изготовленную из полуфабрикатов. Кроме этого практически каждый человек ежедневно подвергается стрессовому воздействию. Все это оказывает влияние на кислотно-щелочное равновесие среды организма, смещая его в сторону кислот. Чай, кофе, пиво, газированные напитки снижают показатель pH в организме.
Считается, что кислая среда является одной из основных причин разрушения клеток и повреждения тканей, развития заболеваний и процессов старения, росту болезнетворных организмов. В кислой среде до клеток не доходит строительный материал, разрушается мембрана.
Внешне о состоянии кислотно-щелочного равновесия крови человека можно судить по цвету его конъюнктивы в уголках глаз. При оптимальном кислотно-щелочном балансе цвет конъюнктивы ярко-розовый, если же у человека повышается щелочность крови, конъюнктива приобретает темно-розовый окрас, а при повышении кислотности окрас конъюнктивы становится бледно-розовым. При чем цвет конъюнктивы изменяется уже через 80 секунд после употребления веществ, влияющих на кислотно-щелочное равновесие.
Организм регулирует рН внутренних жидкостей, поддерживая значения на определенном уровне. Кислотно-щелочной баланс организма — это определенное соотношение кислот и щелочей, способствующее его нормальному функционированию. Кислотно-щелочной баланс зависит от сохранения относительно постоянных пропорций между межклеточными и внутриклеточными водами в тканях организма. Если кислотно-щелочное равновесие жидкостей в организме не будет поддерживаться постоянно, нормальное функционирование и сохранение жизни окажутся невозможными. Поэтому важно контролировать то, что вы потребляете.
Кислотно-щелочной баланс – это наш индикатор здоровья. Чем мы «кислее», тем скорее стареем и больше болеем. Для нормальной работы всех внутренних органов уровень рН в организме должен быть щелочным, в интервале от 7 до 9.
pH внутри нашего тела не всегда одинаков - некоторые его части более щелочные, а некоторые кислотные. Организм регулирует и поддерживает гомеостаз уровня pH лишь в отдельных случаях, например pH крови. На уровень pH почек и других органов, кислотно-щелочное равновесие которых не регулируются организмом, влияют пища и напитки, которые мы употребляем.
pH крови
Уровень pH крови поддерживается организмом в диапазоне 7.35-7.45. Нормальным показателем pH крови человека считается 7,4-7,45. Даже незначительное отклонение этого показателя влияет на способность крови переносить кислород. Если pH крови повышается до 7,5, она переносит на 75% кислорода больше. При снижении показателя pH крови до 7,3 человеку уже сложно подняться с постели. При 7,29 он может впасть в кому, если показатель pH крови снизится ниже 7,1 — человек умирает.
Уровень pH крови должен поддерживаться в здоровом диапазоне, поэтому организм использует органы и ткани для поддержания его постоянства. Вследствие этого, уровень pH крови не меняется из-за употребления щелочной или кислотной воды, но ткани и органы тела, используемые для регулировки pH крови, меняют свой pH.
pH почек
На параметр pH почек оказывает влияние вода, пища, метаболические процессы в организме. Кислотная еда (например мясные продукты, молочные продукты и др.) и напитки (сладкие газированные напитки, алкогольные напитки, кофе и пр.) приводят к низкому уровню pH в почках, потому что организм выводит излишнюю кислотность через мочу. Чем ниже уровень pH мочи, тем тяжелее приходится работать почкам. Поэтому кислотная нагрузка, приходящаяся от такой еды и напитков на почки, называется потенциальной кислотно-почечной нагрузкой.
Употребление щелочной воды приносит почкам пользу - происходит повышение уровня pH мочи, снижается кислотная нагрузка на организм. Увеличение pH мочи повышает pH организма в целом и избавляет почки от кислотных токсинов.
pH желудка
В пустом желудке содержится не больше чайной ложки желудочной кислоты, выработанной в последний прием пищи. Желудок производит кислоту по мере необходимости при употреблении пищи. Желудок не выделяет кислоту, когда человек пьет воду.
Очень полезно - пить воду на пустой желудок. Показатель pH увеличивается при этом до уровня 5-6. Увеличенный pH будет иметь мягкий антацидный эффект и приведет к увеличению количества полезных пробиотиков (благотворных бактерий). Увеличение pH желудка повышает pH организма, что ведет к здоровому пищеварению и освобождает от симптомов расстройства желудка.
pH подкожного жира
Жировые ткани организма имеют кислотный pH, поскольку в них откладываются излишние кислоты. Организму приходится хранить кислоту в жировых тканях, когда она не может быть выведена или нейтрализована иными способами. Поэтому смещение pH организма в кислую сторону - это один из факторов лишнего веса.
Позитивное влияние щелочной воды на массу тела состоит в том, что щелочная вода помогает выводить из тканей излишнюю кислоту, поскольку помогает почкам работать более рационально. Это помогает контролировать вес, поскольку многократно снижается количество кислоты, которое тело должно «хранить». Щелочная вода также улучшает результаты здоровой диеты и упражнений, помогая организму справиться с излишней кислотностью, выделяемой жировыми тканями в процессе потери веса.
Кости
У костей щелочной pH, так как они в основном состоят из кальция. Их pH постоянен, но если кровь нуждается в регулировке pH, кальций забирается из костей.
Польза, приносимая щелочной водой костям, состоит в их защите, путем снижения количества кислоты, с которым организму приходится бороться. Исследования показали, что употребление щелочной воды снижает рассасывание костей - остеопороз.
pH печени
У печени слабощелочной pH, на уровень которого влияет и пища, и напитки. Сахар и алкоголь должны быть расщеплены в печени, а это приводит к излишкам кислоты.
Польза, приносимая щелочной водой печени, состоит в наличии в такой воде антиоксидантов; установлено, что щелочная вода усиливает работу двух антиоксидантов, находящихся в печени, способствующих более эффективному очищению крови.
pH организма и щелочная вода
Щелочная вода позволяет частям тела, сохраняющим pH крови, работать с большей производительностью. Повышение уровня pH в частях тела, отвечающих за поддержание pH крови, поможет этим органам оставаться здоровыми и работать оперативно.
Между приемами пищи Вы можете помочь Вашему организму нормализовать показатель pH, употребляя щелочную воду. Даже небольшое увеличение pH может оказать огромное влияние на состояние здоровья.
По данным исследований японских ученых, показатель pH питьевой воды, находящийся в диапазоне 7-8, повышает продолжительность жизни населения на 20-30%.
В зависимости от уровня рН воды можно условно разделить на несколько групп:
Сильнокислые воды < 3
кислые воды 3 — 5
слабокислые воды 5 — 6.5
нейтральные воды 6.5 — 7.5
слабощелочные воды 7.5 — 8.5
щелочные воды 8.5 — 9.5
сильнощелочные воды > 9.5
Обычно уровень рН питьевой водопроводной воды находится в пределах, при которых он непосредственно не влияет на потребительские качества воды. В речных водах pH обычно находится в пределах 6.5-8.5, в атмосферных осадках 4.6-6.1, в болотах 5.5-6.0, в морских водах 7.9-8.3.
ВОЗ не предлагает какой-либо рекомендуемой по медицинским показателям величины для рН. Известно, что при низком рН вода обладает высокой коррозионной активностью, а при высоких уровнях (рН>11) вода приобретает характерную мылкость, неприятный запах, способна вызывать раздражение глаз и кожи. Именно поэтому для питьевой и хозяйственно-бытовой воды оптимальным считается уровень рН в диапазоне от 6 до 9.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Интересно знать: Немецкий биохимик ОТТО ВАРБУРГ, удостоенный в 1931 Нобелевской премии по физиологии и медицине доказал, что недостаток кислорода (кислая среда pH<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.
Ученый обнаружил, что раковые клетки теряют способность к развитию в среде, насыщенной свободным кислородом с показателем pH=7,5 и выше! Это означает, что когда жидкости в организме становятся кислыми, стимулируется развитие рака.
Его последователи в 60-х годах прошлого столетия доказали, что любая патогенная флора теряет способность размножаться при pH=7,5 и выше, и наша иммунная система легко справляется с любыми агрессорами!
Для сохранения и поддержания здоровья нам необходима правильная щелочная вода (рН=7.5 и выше). Это позволит лучше сохранять кислотно-щелочное равновесие жидкостей организма, так как основные жизненные среды имеют слабощелочную реакцию.
Уже при нейтральной биологической среде организм может обладать удивительной способностью к самоисцелению.
Не знаете где можно взять правильную воду ? Я подскажу!
Обратите внимание:
Нажатие на кнопку «Узнать » не ведет к каким-либо финансовым тратам и обязательствам.
Вы лишь получите информацию о доступности правильной воды в Вашем регионе ,
а так же получите уникальную возможность бесплатно стать членом клуба здоровых людей
и получить скидку 20% на все предложения + накопительный бонус.
Вступи в международный клуб здоровья Coral Club , получи БЕСПЛАТНО дисконтную карту, возможность участия в акциях, накопительный бонус и другие привилегии!
