soolad – need on ioonsed ühendid, vette sattudes dissotsieeruvad ioonideks. Vesilahuses on need ioonid HÜDREERITUD – ümbritsetud veemolekulidega.
Leiti, et paljude soolade vesilahustel ei ole neutraalset keskkonda, vaid need on kas kergelt happelised või aluselised.
Selle seletuseks on soolaioonide koostoime veega. Seda protsessi nimetatakse HÜDROLÜÜS.
Moodustusid katioonid ja anioonid nõrk alus või nõrk hape, reageerida veega, eemaldades sellest H või OH.
Põhjus selleks: TUGEVAMA sideme teke kui vees endas.
Vee osas võib soolad jagada 4 rühma:
1) Tugevast alusest ja tugevast happest moodustunud sool - EI HÜDROLÜÜSE , ainult lahuses dissotsieerub ioonideks.Keskkond on neutraalne. NÄIDE: Soolad ei hüdrolüüsi - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 jne. Lahuses ainult need soolad dissotsieeruma: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) Tugevast alusest ja nõrgast happest moodustunud sool - hüdrolüüs ANIOONIDEGA . Nõrga happe anioon tõmbab veest vesinikioone ja seob need. Lahuses moodustub liig ioone OH on leeliseline keskkond. NÄIDE: Soolad hüdrolüüsivad anioonil - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO ja nende hapete happesoolad. K3 P.O. 4 – nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustatud sool. Fosfaatioon hüdrolüüsitakse. P.O.4 3- + MITTE⇄ NPO42-+OH- K3 P.O.4 + H2O⇄ K2NPO4 + KON (see on hüdrolüüsi esimene etapp, ülejäänud 2 esinevad väga vähesel määral) |
3) sool,mille moodustavad nõrk alus ja tugev hape - hüdrolüüs KATIOONIDEGA . Nõrga aluse katioon eraldab veest OH-iooni ja seob selle. Üleliigsed ioonid jäävad lahusesse H+ - keskkond on happeline. NÄIDE: Soolad hüdrolüüsivad katioonide toimel - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu NII4 – nõrga aluse ja tugeva happe sool. Vase katioon hüdrolüüsitakse: Cu+2 + MITTE⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 NII4 + H2 NII4 | 4) Nõrga aluse ja nõrga happe poolt moodustatud sool - NII KATIOONIDE KUI ANIOONIDE hüdrolüüs. Kui mõni toode vabaneb sette või gaasina, siis hüdrolüüs pöördumatu , kui mõlemad hüdrolüüsiproduktid jäävad lahusesse - hüdrolüüs pööratav. NÄIDE: soolad hüdrolüüsitakse - Al2S3, Cr2S3 (pöördumatu): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ +H2S NH4F, CH3COONH4 (pööratav) NH4F+H2 O⇄ NH4OH + HF |
Kahe soola vastastikune hüdrolüüs.
See tekib siis, kui proovitakse saada vahetusreaktsiooni kaudu sooli, mis on vesilahuses täielikult hüdrolüüsitud. Sel juhul toimub vastastikune hüdrolüüs - st metalli katioon seob OH rühmi ja happe anioon seob H+
1) Metallisoolad oksüdatsiooniastmega +3 ja lenduvate hapete soolad (karbonaadid, sulfiidid, sulfitid)– nende vastastikuse hüdrolüüsi käigus moodustub hüdroksiidi sade ja gaas:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) +2 oksüdatsiooniastmega metallide soolad (va kaltsium, strontsium ja baarium) ja lahustuvad karbonaadid hüdrolüüsivad ka koos, kuid sel juhul tekib BASIC metallkarbonaadi sade:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(kõik 2+, välja arvatud Ca, Sr, Ba)
Hüdrolüüsiprotsessi omadused:
1) Hüdrolüüsiprotsess on pööratav, ei liigu lõpuni, vaid ainult TASAKAALU hetkeni;
2) Hüdrolüüsiprotsess on neutraliseerimisreaktsiooni vastupidine protsess, seetõttu toimub hüdrolüüs. endotermiline protsess (edastub soojuse neeldumisega).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Millised tegurid suurendavad hüdrolüüsi?
1. Küte - temperatuuri tõustes nihkub tasakaal ENDTERMILISE reaktsiooni suunas - hüdrolüüs suureneb;
2. Vee lisamine– kuna hüdrolüüsireaktsiooni lähteaineks on vesi, suurendab lahuse lahjendamine hüdrolüüsi.
Kuidas hüdrolüüsiprotsessi maha suruda (nõrgestada)?
Sageli on vaja vältida hüdrolüüsi. Selle jaoks:
1. Lahendus on valmistatud võimalikult kontsentreeritud (vähendage vee kogust);
2. Tasakaalu nihutamiseks vasakule lisage üks hüdrolüüsiproduktidest –hape, kui hüdrolüüs toimub katioonis või leelis, kui anioonil toimub hüdrolüüs.
Näide: kuidas pärssida alumiiniumkloriidi hüdrolüüsi?
AlumiiniumkloriidAlCl3 - on sool, mis moodustub nõrgast alusest ja tugevast happest - hüdrolüüsub katiooniks:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Keskkond on happeline. Seetõttu tuleb hüdrolüüsi mahasurumiseks lisada rohkem hapet. Lisaks tuleks lahus valmistada võimalikult kontsentreeritult.
Et mõista, mis on soolade hüdrolüüs, tuletagem kõigepealt meelde, kuidas happed ja leelised dissotsieeruvad.
Kõigil hapetel on ühine see, et nende dissotsieerumisel tekivad tingimata vesiniku katioonid (H +), samas kui kõigi leeliste dissotsieerumisel tekivad alati hüdroksiidioonid (OH −).
Sellega seoses, kui lahuses on ühel või teisel põhjusel rohkem H + ioone, siis öeldakse, et lahuses on keskkonna happeline reaktsioon, kui OH - - keskkonna leeliseline reaktsioon.
Kui hapete ja leeliste puhul on kõik selge, siis milline on keskkonna reaktsioon soolalahustes?
Esmapilgul peaks see alati olema neutraalne. Ja tõesti, kust tuleb näiteks naatriumsulfiidi lahuses vesinikkatioonide või hüdroksiidioonide liig? Naatriumsulfiid ise ei moodusta dissotsiatsioonil üht või teist tüüpi ioone:
Na 2S = 2Na + + S 2-
Kui aga seisaksid silmitsi näiteks naatriumsulfiidi, naatriumkloriidi, tsinknitraadi vesilahuste ja elektroonilise pH-meetriga (digitaalne seade keskkonna happesuse määramiseks), leiaksite ebatavalise nähtuse. Seade näitaks teile, et naatriumsulfiidi lahuse pH on suurem kui 7, st. on hüdroksiidioonide selge liig. Naatriumkloriidi lahuse keskkond oleks neutraalne (pH = 7) ja Zn(NO 3) 2 lahus oleks happeline.
Ainus, mis vastab meie ootustele, on naatriumkloriidi lahuse keskkond. Ta osutus ootuspäraselt neutraalseks.
Kust tuli aga hüdroksiidioonide liig naatriumsulfiidi lahuses ja vesinikkatioonide liig tsinknitraadi lahuses?
Proovime selle välja mõelda. Selleks peame mõistma järgmisi teoreetilisi punkte.
Mis tahes soola võib pidada happe ja aluse interaktsiooni produktiks. Happed ja alused jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Tuletagem meelde, et tugevateks nimetatakse neid happeid ja aluseid, mille dissotsiatsiooniaste on 100% lähedal.
Märkus: väävel (H 2 SO 3) ja fosfor (H 3 PO 4) liigitatakse sageli keskmise tugevusega hapeteks, kuid hüdrolüüsi ülesandeid arvesse võttes tuleks need klassifitseerida nõrkadeks.
Nõrkade hapete happelised jäägid on võimelised veemolekulidega pöörduvalt interakteeruma, eemaldades neist vesiniku katioone H +. Näiteks sulfiidiioon, mis on nõrga vesiniksulfiidhappe happeline jääk, interakteerub sellega järgmiselt:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Nagu näete, moodustub selle interaktsiooni tulemusena hüdroksiidioonide liig, mis vastutab keskkonna leeliselise reaktsiooni eest. See tähendab, et nõrkade hapete happelised jäägid suurendavad keskkonna leeliselisust. Selliseid happelisi jääke sisaldavate soolalahuste puhul öeldakse, et nende jaoks on anioonide hüdrolüüs.
Tugevate hapete happelised jäägid, erinevalt nõrkadest, ei suhtle veega. See tähendab, et need ei mõjuta vesilahuse pH-d. Näiteks kloriidioon, mis on tugeva vesinikkloriidhappe happeline jääk, ei reageeri veega:
See tähendab, et kloriidiioonid ei mõjuta lahuse pH-d.
Metalli katioonidest suudavad veega suhelda vaid need, mis vastavad nõrkadele alustele. Näiteks Zn 2+ katioon, mis vastab nõrgaaluselisele tsinkhüdroksiidile. Tsingisoolade vesilahustes toimuvad järgmised protsessid:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Nagu ülaltoodud võrranditest näha, kogunevad tsingi katioonide ja veega interaktsiooni tulemusena lahusesse vesiniku katioonid, mis suurendavad keskkonna happesust, st alandavad pH-d. Kui sool sisaldab katioone, mis vastavad nõrkadele alustele, siis sel juhul öeldakse, et sool hüdrolüüsub katioonis.
Metallikioonid, mis vastavad tugevatele alustele, ei suhtle veega. Näiteks Na + katioon vastab tugevale alusele - naatriumhüdroksiidile. Seetõttu ei reageeri naatriumiioonid veega ega mõjuta kuidagi lahuse pH-d.
Seega võib ülaltoodu põhjal jagada soolad 4 tüüpi, nimelt need, mis moodustuvad:
1) tugev alus ja tugev hape,
Sellised soolad ei sisalda ei happelisi jääke ega metallikatioone, mis interakteeruvad veega, s.t. võib mõjutada vesilahuse pH-d. Selliste soolade lahustel on neutraalne reaktsioonikeskkond. Nad ütlevad selliste soolade kohta, et nad ei läbi hüdrolüüsi.
Näited: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4 jne.
2) tugev alus ja nõrk hape
Selliste soolade lahustes reageerivad veega ainult happelised jäägid. Selliste soolade vesilahuste keskkond on leeliseline; seda tüüpi soolade kohta öeldakse, et need hüdrolüüsub anioonil
Näited: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S jne.
3) nõrk alus ja tugev hape
Sellistes soolades reageerivad katioonid veega, kuid happelised jäägid ei reageeri - soola hüdrolüüs katioonide abil, keskkond on happeline.
Näited: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 jne.
4) nõrk alus ja nõrk hape.
Nii happeliste jääkide katioonid kui ka anioonid reageerivad veega. Toimub seda tüüpi soolade hüdrolüüs nii katioon kui anioon või. Nad ütlevad ka selliste soolade kohta, et nad alluvad pöördumatu hüdrolüüs.
Mida see tähendab, et need on pöördumatult hüdrolüüsitud?
Kuna sel juhul reageerivad veega nii happelise jäägi metalli katioonid (ehk NH 4 +) kui ka anioonid, siis tekivad lahusesse nii H + ioonid kui ka OH - ioonid, mis moodustavad äärmiselt halvasti dissotsieeruva aine - vee (H 2 O) .
See omakorda viib selleni, et nõrkade aluste ja nõrkade hapete happelistest jääkidest moodustunud sooli ei saa saada vahetusreaktsioonide, vaid ainult tahkefaasilise sünteesi teel või ei saa neid üldse. Näiteks alumiiniumnitraadi lahuse segamisel naatriumsulfiidi lahusega oodatava reaktsiooni asemel:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- reaktsioon ei kulge nii!)
Täheldatakse järgmist reaktsiooni:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Alumiiniumsulfiidi saab aga kergesti saada, sulatades alumiiniumipulbri väävliga:
2Al + 3S = Al 2S 3
Alumiiniumsulfiidi lisamisel veele toimub see, nagu ka vesilahuses, pöördumatu hüdrolüüs.
Al 2S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Soolade hüdrolüüs
Teema “Soolade hüdrolüüs” on anorgaanilist keemiat õppivate 9. klassi õpilaste jaoks üks raskemaid. Ja tundub, et selle raskus ei seisne mitte uuritava materjali tegelikus keerukuses, vaid selles, kuidas seda õpikutes esitatakse. Seega on F.G.Feldmanil ja G.E.Rudzitisel vastavast lõigust väga vähe aru saada. L. S. Guzey ja N. S. Akhmetovi õpikutes on see teema täielikult välistatud, kuigi Ahmetovi õpik on mõeldud 8.–9. klassi õpilastele, kes õpivad põhjalikult keemiat.
Nende autorite õpikuid kasutades ei suuda õpilane tõenäoliselt hästi mõista lahuste teooriat, ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni olemust vesikeskkonnas ega korreleerida ioonivahetusreaktsioone hapete ja aluste moodustatud soolade hüdrolüüsireaktsioonidega. erinevad tugevused. Lisaks on iga õpiku lõpus lahustuvuse tabel, kuid kusagil ei ole kuidagi selgitatud, miks on selle üksikutes lahtrites kriipsud ja õpikute tekstides kohtavad õpilased nende soolade valemeid.
Lühikeses loengus õpetajatele (eeskätt algajatele, neil on eriti raske vastata lastel tekkivatele küsimustele) püüame seda lünka täita ja tuua omal moel esile hüdrolüüsireaktsioonide võrrandite koostamise ja olemuse määramise probleemi. saadud söötmest.
Hüdrolüüs on ainete lagunemise protsess veega (sellest räägib sõna "hüdrolüüs" ise: kreeka keeles - vesi ja - lagunemine). Erinevad autorid, kes seda nähtust määratlevad, osutavad sellele see annab happe või happesoola, aluse või aluselise soola(N.E. Kuzmenko); Kui soolaioonid interakteeruvad veega, moodustub nõrk elektrolüüt(A.E.Antoshin); Soolaioonide ja veega interaktsiooni tulemusena nihkub vee elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal(A.A. Makarenya); lahustunud aine koostisosad ühinevad vee koostisosadega(N.L. Glinka) jne.
Iga autor märgib hüdrolüüsi definitsiooni andes selle keeruka ja mitmetahulise protsessi tema arvates kõige olulisema aspekti. Ja igaühel neist on omal moel õigus. Tundub, et see, millist definitsiooni eelistada – mis on talle mõtteviisilt lähedasem – on õpetaja enda asi.
Niisiis, hüdrolüüs on ainete lagunemine veega. Selle põhjuseks on soola ja vee elektrolüütiline dissotsiatsioon ioonideks ning nendevaheline interaktsioon. Vesi dissotsieerub kergelt H + ja OH – ioonideks (1 molekul 550 000-st) ning hüdrolüüsi käigus võivad üks või mõlemad neist ioonidest seostuda soola dissotsiatsioonil tekkinud ioonidega kergelt dissotsieeruvaks, lenduvaks või vesi-. lahustumatu aine.
Tugevatest alustest (NaOH, KOH, Ba(OH) 2) ja tugevatest hapetest (H2SO4,
HCl, НNO 3), ei läbi hüdrolüüsi, sest neid moodustavad katioonid ja anioonid ei ole võimelised siduma lahustes H + ja OH – ioone (põhjuseks on kõrge dissotsiatsioon).
Kui soola moodustab nõrk alus või nõrk hape või mõlemad "vanemad" on nõrgad, hüdrolüüsub sool vesilahuses. Sel juhul sõltub keskkonna reaktsioon happe ja aluse suhtelisest tugevusest. Teisisõnu võivad selliste soolade vesilahused olla neutraalsed, happelised või aluselised, olenevalt moodustunud uute ainete dissotsiatsioonikonstantidest.
Seega on ammooniumatsetaadi CH 3 COONH 4 dissotsiatsiooni ajal lahuse reaktsioon kergelt leeliseline, kuna dissotsiatsioonikonstant NH 4 OH ( k dis = 6,3 10 –5) suurem dissotsiatsioonikonstandist CH 3 COOH
(k dis = 1,75 10 –5). Teise äädikhappe soola - alumiiniumatsetaadi (CH 3 COO) 3 Al - korral on lahuse reaktsioon kergelt happeline, kuna k dis (CH 3 COOH) = 1,75 10 –5 rohkem k dis (Al(OH)3) = 1,2 10 -6.
Hüdrolüüsireaktsioonid on mõnel juhul pöörduvad ja mõnel juhul lähevad need lõpuni. Hüdrolüüsi iseloomustab kvantitatiivselt dimensioonitu väärtus r, mida nimetatakse hüdrolüüsiastmeks ja mis näitab, milline osa lahuses olevate soolamolekulide koguarvust hüdrolüüsib:
G = n/N 100%,
Kus n– hüdrolüüsitud molekulide arv, N– molekulide koguarv antud lahuses. Näiteks kui g = 0,1%, tähendab see, et 1000 soolamolekulist lagunes vee toimel ainult üks:
n = g N/100 = 0,1 1000/100 = 1.
Hüdrolüüsi aste sõltub temperatuurist, lahuse kontsentratsioonist ja lahustunud aine olemusest. Niisiis, kui arvestada soola CH 3 COONa hüdrolüüsi, siis on selle hüdrolüüsi aste erineva kontsentratsiooniga lahuste puhul järgmine: 1 M lahuse puhul - 0,003%, 0,1 M - 0,01%.
0,01M - 0,03%, 0,001M - 0,1% (andmed võetud G. Remy raamatust). Need väärtused on kooskõlas Le Chatelier' põhimõttega.
Temperatuuri tõus suurendab molekulide kineetilist energiat, nende lagunemist katioonideks ja anioonideks ning interaktsiooni veeioonidega (H + ja OH –) - nõrga elektrolüüdiga toatemperatuuril.
Arvestades reageerivate ainete olemust, võib OH – ioonide sidumiseks lisada soolalahusele hapet, H + ioonide sidumiseks aga leelist. Lisada võib ka teisi sooli, mis hüdrolüüsuvad vastupidisel ioonil. Sel juhul toimub mõlema soola hüdrolüüsi vastastikune tõhustamine.
Hüdrolüüsi saab nõrgestada (vajadusel) temperatuuri alandamise, lahuse kontsentratsiooni suurendamise või sellesse ühe hüdrolüüsiprodukti: happe, kui hüdrolüüsi käigus kogunevad H + ioonid, või leelise, kui OH – ioonid, sisseviimisega.
Kõik neutraliseerimisreaktsioonid kulgevad eksotermiliselt ja hüdrolüüsireaktsioonid endotermiliselt. Seetõttu väheneb esimese saagis temperatuuri tõustes ja teise saagis suureneb.
H + ja OH – ioonid ei saa lahuses eksisteerida märkimisväärsetes kontsentratsioonides - need ühinevad veemolekulideks, nihutades tasakaalu paremale.
Soola lagunemine vee toimel on seletatav lahuses alati esinevate veeioonide (H + ja/või OH –) dissotsieerunud soola katioonide ja/või anioonide sidumisega nõrkadeks elektrolüüdi molekulideks. Nõrga elektrolüüdi, sademe, gaasi teke või uue aine täielik lagunemine on samaväärne soolaioonide eemaldamisega lahusest, mis Le Chatelier’ põhimõtte (toime võrdub reaktsiooniga) nihutab soola tasakaalu. dissotsiatsioon paremale ja viib seetõttu soola lagunemiseni lõpuni. Siin ilmuvad paljude ühendite lahustuvuse tabelisse kriipsud.
Kui soolakatioonide tõttu moodustuvad nõrga elektrolüüdi molekulid, siis öeldakse, et hüdrolüüs toimub piki katiooni ja keskkond on happeline, ja kui soolaanioonide tõttu, siis nad ütlevad, et hüdrolüüs toimub piki aniooni ja keskkond muutub aluseline. Teisisõnu, kes on tugevam – hape või alus – määrab keskkonna.
Ainult nõrkade hapete ja/või aluste lahustuvad soolad läbivad hüdrolüüsi. Fakt on see, et kui sool on kergelt lahustuv, on selle ioonide kontsentratsioon lahuses tühine ja sellise soola hüdrolüüsist pole mõtet rääkida.
Soola hüdrolüüsi reaktsioonide võrrandite koostamine
Nõrkade mitmealuseliste aluste ja/või hapete soolade hüdrolüüs toimub etapiviisiliselt. Hüdrolüüsietappide arv on võrdne ühe soolaiooni suurima laenguga.
Näiteks:
Kuid hüdrolüüs teises ja eriti kolmandas etapis on väga nõrk, kuna
g1 >> g2 >> g3. Seetõttu piirdume hüdrolüüsi võrrandite kirjutamisel tavaliselt esimese etapiga. Kui hüdrolüüs on esimeses etapis praktiliselt lõppenud, siis nõrkade mitmealuseliste aluste ja tugevate hapete soolade hüdrolüüsil tekivad aluselised soolad ning tugevate aluste ja nõrkade mitmealuseliste hapete soolade hüdrolüüsil happelised soolad.
Soola hüdrolüüsi protsessis osalevate veemolekulide arv vastavalt reaktsiooniskeemile määratakse katiooni valentsi ja selle aatomite arvu korrutisega soola valemis
(autori reegel).
Näiteks:
Na 2CO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),
Co(CH3COO)2Co2+21 = 2 (H2O).
Seetõttu kasutame hüdrolüüsi võrrandi koostamisel järgmist algoritm(kasutades Al2(SO4)3 hüdrolüüsi näidet):
1. Määrake, millistest ainetest sool moodustub:
2. Eeldame, kuidas hüdrolüüs võiks toimuda:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H–OH = 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH –.
3. Kuna Al(OH) 3 on nõrk alus ja selle Al 3+ katioon seob veest OH – ioone, siis tegelikult kulgeb protsess järgmiselt:
Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH – = 2Al(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .
4. Võrdleme lahusesse jäänud H + ja OH – ioonide koguseid ja määrame keskkonna reaktsiooni:
5. Pärast hüdrolüüsi tekkis uus sool: (Al(OH) 2) 2 SO 4 ehk Al 2 (OH) 4 SO 4, - alumiiniumdihüdroksosulfaat (või dialuminiumtetrahüdroksosulfaat) - põhisool. AlOHSO 4 (alumiiniumhüdroksüsulfaat) võib samuti osaliselt tekkida, kuid palju väiksemas koguses ja seda võib tähelepanuta jätta.
Veel üks näide:
2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O = 2Na + + + 2H + + 2OH – .
3. Kuna H 2 SiO 3 on nõrk hape ja selle ioon seob veest H + ioone, siis tegelik reaktsioon kulgeb järgmiselt:
2Na + + + 2H + + 2OH – = 2Na + + H + H + + 2OH –.
4. H + + 2OH – = H 2 O + OH – aluseline keskkond.
5. Na + + Н = NaНSiO 3 – naatriumhüdrosilikaat – happesool.
Söötme happesust või aluselisust saab hõlpsasti määrata lahusesse jäänud H + või OH – ioonide hulga järgi, eeldusel, et on tekkinud ja lahuses eksisteerivad samaväärses vahekorras uued ained ning reaktsiooni käigus ei ole lisatud muid reagente. . Sööde võib olla happeline või nõrgalt happeline (kui H + ioone on vähe), aluseline (kui OH-ioone on palju) või nõrgalt aluseline, samuti neutraalne, kui nõrga happe dissotsiatsioonikonstantide väärtused ja nõrgad alused on lähedased ja kõik pärast hüdrolüüsi lahusesse jäänud H + ja OH – ioonid rekombineeruvad, moodustades H2O.
Oleme juba märkinud, et soola hüdrolüüsi aste on seda suurem, mida nõrgem on selle soola moodustanud hape või alus. Seetõttu on vaja aidata õpilastel pakkuda anioonide ja katioonide seeriaid, mis vastavad neid moodustavate hapete ja aluste tugevuse vähenemisele (A. V. Metelsky järgi).
| Anioonid: F – > > CH 3 COO – > H > HS – > > > > > . |
| Katioonid:
Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. |
Mida parempoolne ioon neis ridades asub, seda jõulisemalt toimub temast tekkiva soola hüdrolüüs, s.t. selle alus või hape on nõrgem kui sellest vasakul. Eriti tugevalt toimub üheaegselt nõrga aluse ja happe poolt moodustunud soolade hüdrolüüs. Kuid isegi nende jaoks ei ületa hüdrolüüsi aste tavaliselt 1%. Kuid mõnel juhul on selliste soolade hüdrolüüs eriti tugev ja hüdrolüüsi aste ulatub peaaegu 100% -ni. Selliseid sooli vesilahustes ei eksisteeri, vaid neid säilitatakse ainult kuival kujul. Lahustuvustabelis on nende kõrval kriips. Sellised soolad on näiteks BaS, Al 2 S 3, Cr 2 (SO 3) 3 jt (vt lahustuvuse tabelit õpikutes).
Sellised kõrge hüdrolüüsiastmega soolad hüdrolüüsitakse täielikult ja pöördumatult, kuna nende hüdrolüüsi produktid eemaldatakse lahusest vähelahustuva, lahustumatud, gaasilise (lenduva), kergelt dissotsieeruva aine kujul või lagunevad vee toimel. teistesse ainetesse.
Näiteks:
Vee toimel täielikult lagunevaid sooli ei saa vesilahustes ioonivahetusreaktsioonide abil saada, sest Ioonivahetuse asemel toimub hüdrolüüsireaktsioon aktiivsemalt.
Näiteks:
2AlCl3 + 3Na 2S Al 2S3 + 6NaCl (võib olla),
2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (see on tegelikult nii).
Soolad nagu Al 2 S 3 saadakse veevabas keskkonnas komponentide paagutamisel ekvivalentsetes kogustes või muudel meetoditel:
Paljud halogeniidid kipuvad veega intensiivselt reageerima, moodustades ühe elemendi hüdriidi ja teisest hüdroksiidi.
Näiteks:
СlF + H–OH HClO + HF,
PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(L. Paulingu järgi).
Tavaliselt ühendab seda tüüpi reaktsioonis, mida nimetatakse ka hüdrolüüsiks, elektronegatiivsem element H +-ga ja vähem elektronegatiivne element OH-ga. On lihtne näha, et ülaltoodud reaktsioonid kulgevad selle reegli kohaselt.
Nõrkade hapete happelised soolad läbivad ka hüdrolüüsi. Kuid sel juhul toimub koos hüdrolüüsiga happejäägi dissotsiatsioon. Seega toimub NaHC03 lahuses samaaegselt H hüdrolüüs, mis viib OH-ioonide akumuleerumiseni:
H + H–OH H 2 CO 3 + OH – ,
ja dissotsiatsioon, kuigi väike:
H+H+.
Seega võib happesoola lahuse reaktsioon olla kas leeliseline (kui aniooni hüdrolüüs on ülekaalus selle dissotsiatsiooni üle) või happeline (vastupidisel juhul). See määratakse soola hüdrolüüsikonstandi suhtega ( TO hüdr) ja dissotsiatsioonikonstandid ( TO dis) vastav hape. Vaadeldavas näites TO hüdranioon rohkem TO dis hape, mistõttu selle happelise soola lahusel on leeliseline reaktsioon (mida kasutavad kõrvetiste all kannatajad suurenenud happesus maomahl, kuigi nad teevad seda asjata). Kui konstantide suhe on vastupidine, näiteks NaHS03 hüdrolüüsi korral, on lahuse reaktsioon happeline.
Aluselise soola, näiteks vask(II)hüdroksükloriidi hüdrolüüs toimub järgmiselt:
Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,
või ioonsel kujul:
CuOH + + Cl – + H + + OH – Cu(OH) 2 + Cl – + H + keskkond on happeline.
Hüdrolüüs laiemas tähenduses on vahetus-lagunemisreaktsioon erinevate ainete ja vee vahel (G.P. Khomchenko). See määratlus hõlmab kõikide ühendite hüdrolüüsi – nii anorgaaniliste (soolad, hüdriidid, halogeniidid, kalkogeenid jne) kui ka orgaaniliste (estrid, rasvad, süsivesikud, valgud jne).
Näiteks:
(C6H10O5) n + n H-OH n C6H12O6,
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.
Mineraalide – alumosilikaatide – hüdrolüüsi tulemusena toimub kivimite hävimine. Mõnede soolade - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - hüdrolüüsi kasutatakse vee puhastamiseks ja selle kareduse vähendamiseks.
Kiiresti kasvav hüdrolüüsitööstus toodab jäätmetest (saepuru, puuvilla kestad, päevalillekestad, õled, maisitõlvikud, suhkrupeedijäätmed jne) mitmeid väärtuslikke tooteid: etüülalkohol, söödapärm, glükoos, kuiv jää, furfuraal, metanool, ligniin ja paljud teised ained.
Hüdrolüüs toimub inimese ja looma organismis toidu (rasvad, süsivesikud, valgud) seedimisel vesikeskkonnas ensüümide – bioloogiliste katalüsaatorite toimel. See mängib olulist rolli mitmetes ainete keemilistes muundumistes looduses (Krebsi tsükkel, trikarboksüülhappe tsükkel) ja tööstuses. Seetõttu arvame, et hüdrolüüsi uurimisele tuleks kooli keemiakursusel palju rohkem tähelepanu pöörata.
Allpool on näide jaotusmaterjali kaart, pakkus õpilastele materjali kinnistamist pärast teema “Soolade hüdrolüüs” läbimist 9. klassis.
Algoritm Fe 2 (SO 4) 3 hüdrolüüsi võrrandi kirjutamiseks1. Määrake, kuidas sool moodustub:
2. Eeldame, kuidas hüdrolüüs võiks toimuda: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH –. 3. Kuna Fe(OH) 3 on nõrk alus, seovad Fe 3+ katioonid veest OH - anioonid ja hüdrolüüs toimub tegelikult järgmiselt: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Määrake keskkonna reaktsioon: 6H + + 2OH – = 2H 2O + 4H + happeline keskkond. 5. Uue soola määrame lahusesse jäänud ioonide järgi: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 – raud(III)dihüdroksosulfaat Hüdrolüüs toimub piki katiooni. |
Lisainformatsioon
|
Selle algoritmi kasutamine hõlbustab õpilaste teadlikku hüdrolüüsivõrrandite kirjutamist ja piisava koolituse korral ei tekita raskusi.
KIRJANDUS
Antoshin A.E., Tsapok P.I. Keemia. M.: Khimiya, 1998;
Akhmetov N.S.. Anorgaaniline keemia. M.: Haridus, 1990;
Glinka N.L.Üldine keemia. L.: Himiya, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. Keemia. M.: Eksam, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Keemia. M.: Bustard, 1997;
Kuzmenko N.E., Tšuranov S.S.Üldine ja anorgaaniline keemia. M.: Moskva Riikliku Ülikooli kirjastus, 1977;
Metelsky A.V. Keemia. Minsk: Valgevene entsüklopeedia, 1997;
Pauling L., Pauling P. Keemia. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. Keemia. M.: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Keemia-9. M.: Haridus, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A. Keemia juhendaja. Harkov: Folino, 1998;
Khomchenko G.P.. Keemia. M.: Kõrgkool, 1998.
Loeng: Soolade hüdrolüüs. Vesilahuse keskkond: happeline, neutraalne, aluseline
Soolade hüdrolüüsJätkame keemiliste reaktsioonide mustrite uurimist. Teemat uurides saite teada, et elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus vesilahuses lahustuvad reaktsioonis osalevate ainete osakesed vees. See on hüdrolüüs. Erinevad anorgaanilised ja orgaaniline aine, eriti soola. Soola hüdrolüüsi protsessi mõistmata ei saa te elusorganismides esinevaid nähtusi seletada.
Soola hüdrolüüsi olemus taandub soola ioonide (katioonide ja anioonide) interaktsiooni vahetusprotsessile veemolekulidega. Selle tulemusena moodustub nõrk elektrolüüt - vähedissotsieeruv ühend. Vesilahuses ilmub vabade H + või OH - ioonide liig. Pidage meeles, milliste elektrolüütide dissotsiatsioonil moodustuvad H + ja millised OH - ioonid. Nagu te arvasite, on esimesel juhul tegemist happega, mis tähendab, et H + ioonidega vesikeskkond on happeline. Teisel juhul leeliseline. Vees endas on keskkond neutraalne, kuna see dissotsieerub veidi võrdse kontsentratsiooniga H + ja OH - ioonideks.
Keskkonna olemust saab määrata indikaatorite abil. Fenoolftaleiin tuvastab leeliselise keskkonna ja muudab lahuse karmiinpunaseks. Happega kokkupuutel lakmus muutub punaseks, kuid leelisega kokkupuutel jääb see siniseks. Metüüloranž on oranž, leeliselises keskkonnas muutub kollaseks ja happelises keskkonnas roosaks. Hüdrolüüsi tüüp sõltub soola tüübist.
Soolade tüübid
Niisiis, mis tahes sool võib olla happe ja aluse koostoime, mis, nagu te mõistate, võib olla tugev ja nõrk. Tugevad on need, mille dissotsiatsiooniaste α on 100% lähedal. Tuleb meeles pidada, et väävelhappeid (H 2 SO 3) ja fosforhappeid (H 3 PO 4) liigitatakse sageli keskmise tugevusega hapeteks. Hüdrolüüsiprobleemide lahendamisel tuleb need happed klassifitseerida nõrkadeks.
Happed:
Tugev: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Nende happelised jäägid ei suhtle veega.
Nõrk: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; orgaanilised happed. Ja nende happelised jäägid interakteeruvad veega, võttes selle molekulidest vesinikkatioonid H+.
Põhjused:
Tugev: lahustuvad metallhüdroksiidid; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Nende metallikatioonid ei suhtle veega.
Nõrk: lahustumatud metallihüdroksiidid; Ammooniumhüdroksiid (NH 4 OH). Ja metallikatioonid interakteeruvad siin veega.
Selle materjali põhjal kaalumesoolade tüübid :
Tugeva aluse ja tugeva happega soolad. Näiteks: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Omadused: ei suhtle veega, mis tähendab, et need ei allu hüdrolüüsile. Selliste soolade lahustel on neutraalne reaktsioonikeskkond.
Tugeva aluse ja nõrga happega soolad. Näiteks: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Omadused: nende soolade happelised jäägid interakteeruvad veega, anioonil toimub hüdrolüüs. Vesilahuste keskkond on aluseline.
Nõrga aluse ja tugeva happega soolad. Näiteks: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Omadused: veega interakteeruvad ainult metalli katioonid, toimub katiooni hüdrolüüs. Keskkond on happeline.
Nõrga aluse ja nõrga happega soolad. Näiteks: CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4. Omadused: nii happeliste jääkide katioonid kui anioonid interakteeruvad veega, hüdrolüüs toimub katioonil ja anioonil.
Näide hüdrolüüsist katioonis ja happelise keskkonna moodustumisest:
Raudkloriidi hüdrolüüs FeCl 2
FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekulaarne võrrand)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (täisioonvõrrand)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (lühike ioonvõrrand)
Näide hüdrolüüsist aniooniga ja aluselise keskkonna moodustumisest:
Naatriumatsetaadi hüdrolüüs CH 3 COONa
CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekulaarne võrrand)
Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (täisioonvõrrand)
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(lühike ioonvõrrand)
Kaashüdrolüüsi näide:
- Alumiiniumsulfiidi hüdrolüüs Al2S 3
Al 2S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Sel juhul näeme täielikku hüdrolüüsi, mis toimub siis, kui sool moodustub nõrga lahustumatu või lenduva aluse ja nõrga lahustumatu või lenduva happega. Lahustuvuse tabelis on selliste soolade peal kriipsud. Kui ioonivahetusreaktsiooni käigus moodustub sool, mida vesilahuses ei eksisteeri, siis tuleb kirjutada selle soola reaktsioon veega.
Näiteks:
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
Lisame need kaks võrrandit ja vähendame vasakul ja paremal küljel korduvat:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2
| | |
pH indikaator ja selle mõju kvaliteedile joogivesi.
Mis on pH?
pH("potentia hydrogeni" - vesiniku tugevus või "pondus hydrogenii" - vesiniku kaal) on vesinikioonide aktiivsuse mõõtühik mis tahes aines, väljendades kvantitatiivselt selle happesust.
See termin ilmus Taanis kahekümnenda sajandi alguses. PH-indikaatori võttis kasutusele Taani keemik Soren Petr Lauritz Sorensen (1868-1939), kuigi väiteid teatud “vee jõu” kohta leidub ka tema eelkäijate seas.
Vesiniku aktiivsus on määratletud kui vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivne kümnendlogaritm, mida väljendatakse moolides liitri kohta:
pH = -log
Lihtsuse ja mugavuse huvides võeti arvutustes kasutusele pH indikaator. pH määratakse vee dissotsiatsiooni käigus tekkinud H+ ja OH- ioonide kvantitatiivse suhte järgi. PH taset on tavaks mõõta 14-kohalisel skaalal.
Kui vee vabade vesinikioonide sisaldus (pH suurem kui 7) on võrreldes hüdroksiidioonidega [OH-] väiksem, siis on vees aluseline reaktsioon ja suurenenud H+ ioonide sisaldusega (pH alla 7) - happeline reaktsioon. Täiesti puhtas destilleeritud vees tasakaalustavad need ioonid üksteist.
happeline keskkond: >
neutraalne keskkond: =
aluseline keskkond: >
Kui mõlemat tüüpi ioonide kontsentratsioonid lahuses on samad, peetakse lahust neutraalseks. Neutraalses vees on pH väärtus 7.
Erinevate kemikaalide lahustamisel vees see tasakaal muutub, mille tulemusena muutub pH väärtus. Happe lisamisel veele suureneb vesinikuioonide kontsentratsioon ja vastavalt väheneb hüdroksiidioonide kontsentratsioon, leelise lisamisel vastupidi, hüdroksiidioonide sisaldus suureneb ja vesinikioonide kontsentratsioon väheneb.
PH indikaator peegeldab keskkonna happesuse või aluselisuse astet, samas kui “happesus” ja “aluselisus” iseloomustavad vees olevate ainete kvantitatiivset sisaldust, mis suudavad vastavalt neutraliseerida leeliseid ja happeid. Analoogiana võib tuua näite temperatuuriga, mis iseloomustab aine kuumenemisastet, kuid mitte soojushulka. Kätt vette pannes saame aru, kas vesi on jahe või soe, kuid me ei saa kindlaks teha, kui palju soojust selles on (st suhteliselt kui kaua see vesi jahtub).
pH-d peetakse üheks olulisemaks joogivee kvaliteedi näitajaks. See näitab happe-aluse tasakaalu ja mõjutab seda, kuidas keemilised ja bioloogilised protsessid. Sõltuvalt pH väärtusest võib muutuda keemiliste reaktsioonide kiirus, vee söövitava agressiivsuse määr, saasteainete toksilisus jne. Meie heaolu, tuju ja tervis sõltuvad otseselt meie kehakeskkonna happe-aluse tasakaalust.
Kaasaegne inimene elab saastatud keskkonnas. Paljud inimesed ostavad ja tarbivad pooltoodetest valmistatud toitu. Lisaks puutub peaaegu iga inimene igapäevaselt kokku stressiga. Kõik see mõjutab organismi keskkonna happe-aluse tasakaalu, nihutades selle hapete poole. Tee, kohv, õlu, gaseeritud joogid vähendavad keha pH-d.
Arvatakse, et happeline keskkond on üks peamisi rakkude hävimise ja koekahjustuste, haiguste ja vananemisprotsesside arengu ning patogeenide kasvu põhjuseid. Happelises keskkonnas ei jõua ehitusmaterjal rakkudeni ja membraan hävib.
Väliselt saab inimese vere happe-aluse tasakaalu seisundit hinnata tema silmanurkades oleva sidekesta värvi järgi. Optimaalse happe-aluse tasakaalu korral on sidekesta värvus erkroosa, kuid kui inimese vere leeliselisus suureneb, muutub sidekesta tumeroosaks ja happesuse suurenemisel muutub sidekesta värvus kahvaturoosaks. Pealegi muutub konjunktiivi värvus 80 sekundi jooksul pärast happe-aluse tasakaalu mõjutavate ainete tarbimist.
Keha reguleerib sisemiste vedelike pH-d, hoides väärtusi teatud tasemel. Organismi happe-aluse tasakaal on teatud hapete ja leeliste vahekord, mis aitab kaasa selle normaalsele talitlusele. Happe-aluse tasakaal sõltub suhteliselt püsivate proportsioonide säilitamisest rakkudevahelise ja rakusisese vee vahel keha kudedes. Kui kehas vedelike happe-aluse tasakaalu pidevalt ei hoita, on normaalne toimimine ja elu säilimine võimatu. Seetõttu on oluline kontrollida, mida tarbite.
Happe-aluse tasakaal on meie tervise näitaja. Mida hapumad me oleme, seda varem vananeme ja haigestume. Kõigi normaalseks tööks siseorganid Keha pH tase peaks olema aluseline, vahemikus 7 kuni 9.
Meie keha sees olev pH ei ole alati sama – mõned osad on aluselisemad ja mõned happelised. Keha reguleerib ja säilitab pH homöostaasi ainult teatud juhtudel, näiteks vere pH. Neerude ja teiste organite, mille happe-aluse tasakaalu organism ei reguleeri, pH taset mõjutavad meie poolt tarbitavad toidud ja joogid.
Vere pH
Vere pH taset hoiab organism vahemikus 7,35-7,45. Inimese vere normaalseks pH-ks peetakse 7,4-7,45. Isegi väike kõrvalekalle selles indikaatoris mõjutab vere võimet hapnikku transportida. Kui vere pH tõuseb 7,5-ni, kannab see 75% rohkem hapnikku. Kui vere pH langeb 7,3-ni, on inimesel juba raske voodist tõusta. Kell 7.29 võib ta langeda koomasse, kui vere pH langeb alla 7,1, siis inimene sureb.
Vere pH taset tuleb hoida tervislikus vahemikus, nii et keha kasutab organeid ja kudesid püsiva pH taseme säilitamiseks. Selle tõttu ei muutu leeliselise või happelise vee joomise tõttu vere pH tase, küll aga muudavad oma pH-d vere pH reguleerimiseks kasutatavad keha kuded ja organid.
Neerude pH
Neerude pH parameetrit mõjutavad vesi, toit ja ainevahetusprotsessid organismis. Happelised toidud (nagu lihatooted, piimatooted jne) ja joogid (magustatud gaseeritud joogid, alkohoolsed joogid, kohvi jne) viia madal tase pH neerudes, kuna organism elimineerib liigse happesuse uriiniga. Mida madalam on uriini pH tase, seda raskemini peavad neerud töötama. Seetõttu nimetatakse sellistest toitudest ja jookidest tulenevat happekoormust neerudele potentsiaalseks happe-neerukoormuseks.
Aluselise vee joomine on kasulik neerudele – tõuseb uriini pH tase ja väheneb happekoormus organismile. Uriini pH tõstmine tõstab organismi kui terviku pH-d ja vabastab neerud happelistest toksiinidest.
Mao pH
Tühi kõht ei sisalda rohkem kui teelusikatäis maohapet, mis tekkis viimasel söögikorral. Magu toodab hapet vastavalt vajadusele toidu söömisel. Magu ei tooda hapet, kui inimene joob vett.
Väga kasulik on juua vett tühja kõhuga. PH väärtus tõuseb tasemeni 5-6. Suurenenud pH-l on kerge antatsiidne toime ja see toob kaasa kasulike probiootikumide (heade bakterite) hulga suurenemise. Mao pH tõstmine tõstab keha pH-d, mis viib tervisliku seedimiseni ja seedehäirete sümptomite leevendamiseni.
Nahaaluse rasva pH
Keha rasvkuded on happelise pH-ga, kuna neisse ladestub liigne happed. Keha peab säilitama hapet rasvkudedes, kui seda ei saa väljutada ega muul viisil neutraliseerida. Seetõttu on keha pH nihe happelisele poolele üks ülekaalulisuse tegureid.
Aluselise vee positiivne mõju kehakaalule seisneb selles, et aluseline vesi aitab eemaldada kudedest liigset hapet, sest see aitab neerudel tõhusamalt töötada. See aitab kaalu kontrolli all hoida, sest happe kogus, mida keha peab "varuma", väheneb oluliselt. Aluseline vesi parandab ka tervisliku toitumise ja treeningu tulemusi, aidates kehal kaalulanguse ajal rasvkoest tekkiva liigse happesusega toime tulla.
Luud
Luu pH on leeliseline, kuna see koosneb peamiselt kaltsiumist. Nende pH on konstantne, kuid kui veri vajab pH reguleerimist, tõmmatakse luudest kaltsium välja.
Aluselise vee kasulikkus luudele seisneb nende kaitsmises, vähendades happe kogust, mille vastu keha peab võitlema. Uuringud on näidanud, et aluselise vee joomine vähendab luude resorptsiooni – osteoporoosi.
Maksa pH
Maksa pH on kergelt aluseline, mille taset mõjutavad nii toit kui jook. Suhkur ja alkohol tuleb maksas lagundada, mis viib liigse happe tekkeni.
Aluselise vee eelised maksale hõlmavad antioksüdantide olemasolu sellises vees; On leitud, et aluseline vesi suurendab kahe maksas leiduva antioksüdandi tööd, mis soodustavad paremini tõhus puhastus veri.
Keha pH ja aluseline vesi
Aluseline vesi võimaldab vere pH-d säilitavatel kehaosadel tõhusamalt toimida. Vere pH säilitamise eest vastutavate kehaosade pH taseme tõstmine aitab neil organitel püsida tervena ja tõhusalt toimida.
Toidukordade vahel saate aidata kehal pH-d normaliseerida, juues aluselist vett. Isegi väike pH tõus võib teie tervist tohutult mõjutada.
Jaapani teadlaste uuringute kohaselt pikendab joogivee pH, mis jääb vahemikku 7-8, elanikkonna oodatavat eluiga 20-30%.
Sõltuvalt pH tasemest võib vee jagada mitmeks rühmaks:
Tugevalt happelised veed< 3
happelised veed 3-5
nõrgalt happelised veed 5 - 6,5
neutraalsed veed 6,5 - 7,5
nõrgalt aluselised veed 7,5 - 8,5
aluselised veed 8,5 – 9,5
tugevalt aluselised veed > 9,5
Tavaliselt jääb joogikraanivee pH tase vahemikku, kus see tarbija vee kvaliteeti otseselt ei mõjuta. Jõevetes on pH tavaliselt vahemikus 6,5-8,5, sademetel 4,6-6,1, soodes 5,5-6,0, merevees 7,9-8,3.
WHO ei paku ühtegi meditsiiniliselt soovitatavat pH väärtust. On teada, et madala pH korral on vesi väga söövitav ja kõrgel tasemel (pH>11) omandab vesi iseloomuliku seebisema, halb lõhn, võib põhjustada silmade ja naha ärritust. Seetõttu peetakse joogi- ja olmevee optimaalseks pH-tasemeks vahemikku 6–9.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Huvitav teada: 1931. aastal Nobeli füsioloogia- või meditsiiniauhinna saanud saksa biokeemik OTTO WARBURG tõestas, et hapnikupuudus (happeline pH)<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.
Teadlane avastas, et vähirakud kaotavad võime areneda vaba hapnikuga küllastunud keskkonnas, mille pH on 7,5 või kõrgem! See tähendab, et kui kehavedelikud muutuvad happeliseks, stimuleeritakse vähi arengut.
Tema järgijad eelmise sajandi 60ndatel tõestasid, et iga patogeenne taimestik kaotab paljunemisvõime pH = 7,5 ja kõrgemal ning meie immuunsüsteem tuleb kergesti toime kõigi agressoritega!
Tervise säilitamiseks ja hoidmiseks vajame korralikku aluselist vett (pH=7,5 ja üle selle). See võimaldab paremini säilitada kehavedelike happe-aluse tasakaalu, kuna peamistes elukeskkondades on reaktsioon kergelt aluseline.
Juba neutraalses bioloogilises keskkonnas võib kehal olla hämmastav enesetervenemisvõime.
Ei tea kust seda saada saab õiget vett ? ma ütlen sulle!
Märge:
klõpsates " Teadma"ei too kaasa mingeid rahalisi kulutusi ega kohustusi.
Sina ainult saate teavet õige vee olemasolu kohta teie piirkonnas,
ja saad ainulaadse võimaluse saada tasuta tervete inimeste klubi liikmeks
ja saad kõikidelt pakkumistelt 20% allahindlust + kumulatiivne boonus.
Liitu rahvusvahelise terviseklubiga Coral Club, saad TASUTA sooduskaardi, võimaluse osaleda kampaaniates, kumulatiivse boonuse ja muid privileege!
