Tuzlar Bunlar iyonik bileşiklerdir; suya girdiklerinde iyonlara ayrışırlar. Sulu bir çözeltide bu iyonlar HİDRATLIDIR ve su molekülleri ile çevrilidir.
Bulundu ki Birçok tuzun sulu çözeltileri nötr bir ortama sahip değildir, ancak hafif asidik veya alkalidir.
Bunun açıklaması tuz iyonlarının su ile etkileşimidir. Bu süreç denir HİDROLİZ.
Katyonlar ve anyonlar oluştu zayıf bir baz veya zayıf bir asit, su ile reaksiyona girerek H veya OH'yi uzaklaştırır.
Bunun nedeni ise suyun kendisinden DAHA GÜÇLÜ bir bağ oluşmasıdır.
Su ile ilgili olarak tuzlar 4 gruba ayrılabilir:
1) Kuvvetli bir baz ile kuvvetli bir asitin oluşturduğu tuz - HİDROLİZE OLMAZ , yalnızca çözümde iyonlara ayrışır.Ortam tarafsızdır. ÖRNEK: Tuzlar hidrolize olmaz - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 vb. Çözelti halinde yalnızca bu tuzlar ayrışma: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) Kuvvetli bir baz ile zayıf bir asitin oluşturduğu tuz - ANYON İLE hidroliz . Zayıf bir asidin anyonu sudan hidrojen iyonlarını uzaklaştırır ve onları bağlar. Çözeltide fazla iyon oluşuyor OH alkali bir ortamdır. ÖRNEK: Tuzlar, Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO anyonlarında ve bu asitlerin asit tuzlarında hidrolize uğrar. k3 P.O. 4 – zayıf bir asit ve güçlü bir bazın oluşturduğu tuz. Fosfat anyonu hidrolize edilir. P.O.4 3- + OLMAYAN⇄ NPO42-+OH- k3 P.O.4 + H2O⇄ K2NPO4 + KON (Bu hidrolizin ilk aşamasıdır, geri kalan 2 tanesi çok az miktarda gerçekleşir) |
3) Tuz,zayıf bir baz ve güçlü bir asitten oluşur - KATYON İLE hidroliz . Zayıf bir bazın katyonu, OH-iyonunu sudan uzaklaştırır ve bağlar. Fazla iyonlar çözeltide kalır H+ - ortam asidiktir. ÖRNEK: Tuzlar katyon - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 ile hidrolize uğrar. Cu BU YÜZDEN4 -Zayıf bir baz ile kuvvetli bir asitin oluşturduğu tuz. Bakır katyonu hidrolize edilir: Cu+2 + OLMAYAN⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 Ö ⇄ (CuOH)2 BU YÜZDEN4 + H2 BU YÜZDEN4 | 4) Zayıf bir baz ve zayıf bir asidin oluşturduğu tuz - HEM KATYON HEM ANYONUN hidrolizi. Ürünlerden herhangi biri çökelti veya gaz olarak açığa çıkarsa hidroliz gerçekleşir. geri döndürülemez her iki hidroliz ürünü de çözelti içinde kalırsa - hidroliz geri dönüşümlü. ÖRNEK: Tuzlar hidrolize edilir - Al2S3,Cr2S3(geri döndürülemez): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ +H2S NH4F, CH3COONH4(geri dönüşümlü) NH4F+H2 Ö⇄ NH4OH + HF |
İki tuzun karşılıklı hidrolizi.
Bir değişim reaksiyonu yoluyla, sulu bir çözelti içinde tamamen hidrolize edilmiş tuzlar elde edilmeye çalışıldığında ortaya çıkar. Bu durumda karşılıklı hidroliz meydana gelir; yani metal katyonu OH gruplarına bağlanır ve asit anyonu H+'ya bağlanır.
1) Oksidasyon durumu +3 olan metallerin tuzları ve uçucu asitlerin tuzları (karbonatlar, sülfitler, sülfitler)– karşılıklı hidrolizleri sırasında bir hidroksit çökeltisi ve gaz oluşur:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Oksidasyon durumu +2 olan metallerin tuzları (kalsiyum, stronsiyum ve baryum hariç) ve çözünür karbonatlar ayrıca birlikte hidrolize olur, ancak bu durumda BASIC metal karbonatın bir çökeltisi oluşur:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(Ca, Sr, Ba hariç tümü 2+)
Hidroliz işleminin özellikleri:
1) Hidroliz işlemi geri dönüşümlü, sona doğru ilerlemez, sadece DENGE anına kadar ilerler;
2) Hidroliz işlemi NÖTRALLEŞTİRME reaksiyonunun tersidir, dolayısıyla hidroliz endotermik süreç (ısı emilimi ile devam eder).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Hidrolizi artıran faktörler nelerdir?
1. Isıtma - artan sıcaklıkla denge ENDOTHERMIC reaksiyonuna doğru kayar - hidroliz artar;
2. Su ekleme– hidroliz reaksiyonunda başlangıç malzemesi su olduğundan, çözeltinin seyreltilmesi hidrolizi artırır.
Hidroliz süreci nasıl bastırılır (zayıflatılır)?
Hidrolizi önlemek çoğu zaman gereklidir. Bunun için:
1. Çözüm yapıldı mümkün olduğunca konsantre (su miktarını azaltın);
2. Dengeyi sola kaydırmak için hidroliz ürünlerinden birini ekleyin –asit katyonda hidroliz meydana gelirse veya alkali, anyonda hidroliz meydana gelirse.
Örnek: Alüminyum klorürün hidrolizi nasıl bastırılır?
Alüminyum klorürAlCl3 - zayıf bir baz ve güçlü bir asitten oluşan bir tuzdur - bir katyona hidrolize olur:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Ortam asidiktir. Bu nedenle hidrolizi baskılamak için daha fazla asit eklenmesi gerekir. Ayrıca çözelti mümkün olduğu kadar konsantre hale getirilmelidir.
Tuzların hidrolizinin ne olduğunu anlamak için öncelikle asitlerin ve alkalilerin nasıl ayrıştığını hatırlayalım.
Tüm asitlerin ortak noktası, ayrıştıklarında mutlaka hidrojen katyonlarının (H +) oluşması, tüm alkaliler ayrıştığında ise daima hidroksit iyonlarının (OH -) oluşmasıdır.
Bu bağlamda, bir çözeltide herhangi bir nedenle daha fazla H + iyonu varsa, çözeltinin ortamın asidik reaksiyonuna sahip olduğu, OH - ortamın alkalin reaksiyonu olduğu söylenir.
Asitler ve alkalilerle ilgili her şey açıksa, tuz çözeltilerinde ortamın reaksiyonu ne olacaktır?
İlk bakışta her zaman tarafsız olmalıdır. Ve gerçekten, örneğin bir sodyum sülfür çözeltisinde fazla miktarda hidrojen katyonu veya hidroksit iyonu nereden geliyor? Sodyum sülfürün kendisi ayrışma üzerine şu veya bu türden iyonlar oluşturmaz:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Bununla birlikte, örneğin sodyum sülfit, sodyum klorür, çinko nitratın sulu çözeltileri ve elektronik bir pH ölçer (bir ortamın asitliğini belirleyen dijital bir cihaz) ile karşı karşıya kalırsanız alışılmadık bir olayla karşılaşırsınız. Cihaz size sodyum sülfit çözeltisinin pH'ının 7'den büyük olduğunu gösterecektir; açık bir hidroksit iyonu fazlası vardır. Sodyum klorür çözeltisinin ortamı nötr (pH = 7) ve Zn(NO3)2 çözeltisi asidik olacaktır.
Beklentilerimizi karşılayan tek şey sodyum klorür solüsyon ortamıdır. Beklendiği gibi tarafsız olduğu ortaya çıktı.
Peki bir sodyum sülfit çözeltisindeki hidroksit iyonlarının ve çinko nitrat çözeltisindeki hidrojen katyonlarının fazlalığı nereden geldi?
Hadi anlamaya çalışalım. Bunu yapmak için aşağıdaki teorik noktaları anlamamız gerekir.
Herhangi bir tuz, bir asit ve bir bazın etkileşiminin ürünü olarak düşünülebilir. Asitler ve bazlar güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Ayrışma derecesi% 100'e yakın olan asit ve bazlara güçlü denildiğini hatırlayalım.
not: kükürt (H 2 SO 3) ve fosforik (H 3 PO 4) genellikle orta kuvvette asitler olarak sınıflandırılır, ancak hidroliz görevleri dikkate alındığında zayıf olarak sınıflandırılmaları gerekir.
Zayıf asitlerin asidik kalıntıları, su molekülleriyle tersinir şekilde etkileşime girerek H + hidrojen katyonlarını onlardan çıkarabilir. Örneğin, zayıf bir hidrojen sülfür asidinin asidik kalıntısı olan sülfür iyonu, onunla şu şekilde etkileşime girer:
S 2- + H 2 Ö ↔ HS - + OH −
HS − + H 2 Ö ↔ H 2 S + OH −
Gördüğünüz gibi bu etkileşim sonucunda ortamın alkali reaksiyonundan sorumlu olan fazla miktarda hidroksit iyonu oluşur. Yani zayıf asitlerin asidik kalıntıları ortamın alkalinitesini arttırır. Bu tür asidik kalıntıları içeren tuz çözeltileri durumunda, bunlar için olduğu söylenir. anyon hidrolizi.
Güçlü asitlerin asidik kalıntıları, zayıf olanların aksine suyla etkileşime girmez. Yani sulu çözeltinin pH'ını etkilemezler. Örneğin, güçlü hidroklorik asidin asidik kalıntısı olan klorür iyonu suyla reaksiyona girmez:
Yani klorür iyonları çözeltinin pH'ını etkilemez.
Metal katyonlardan yalnızca zayıf bazlara karşılık gelenler suyla etkileşime girebilir. Örneğin, zayıf baz çinko hidroksite karşılık gelen Zn 2+ katyonu. Çinko tuzlarının sulu çözeltilerinde aşağıdaki işlemler meydana gelir:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H20 ↔ Zn(OH) + + H +
Yukarıdaki denklemlerden görülebileceği gibi çinko katyonlarının su ile etkileşimi sonucunda çözeltide hidrojen katyonları birikerek ortamın asitliğini arttırır, yani pH'ı düşürür. Eğer tuz zayıf bazlara karşılık gelen katyonlar içeriyorsa bu durumda tuz denir. katyonda hidrolize olur.
Güçlü bazlara karşılık gelen metal katyonları su ile etkileşime girmez. Örneğin, Na + katyonu güçlü bir baz olan sodyum hidroksite karşılık gelir. Bu nedenle sodyum iyonları suyla reaksiyona girmez ve çözeltinin pH'ını hiçbir şekilde etkilemez.
Böylece, yukarıdakilere dayanarak tuzlar 4 türe ayrılabilir:
1) kuvvetli bir baz ve kuvvetli bir asit,
Bu tür tuzlar, suyla etkileşime giren asidik kalıntılar veya metal katyonları içermez; sulu bir çözeltinin pH'ını etkileyebilir. Bu tür tuzların çözeltileri nötr bir reaksiyon ortamına sahiptir. Böyle tuzlar hakkında diyorlar ki hidrolize uğramaz.
Örnekler: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4, vb.
2) kuvvetli baz ve zayıf asit
Bu tür tuzların çözeltilerinde yalnızca asidik kalıntılar suyla reaksiyona girer. Bu tür tuzların sulu çözeltilerinin ortamı alkalidir; bu tür tuzlarla ilgili olarak şöyle derler: anyonda hidrolize etmek
Örnekler: NaF, K2C03, Li2S, vb.
3) zayıf baz ve güçlü asit
Bu tür tuzlarda katyonlar suyla reaksiyona girer ancak asidik kalıntılar reaksiyona girmez. tuzun katyonla hidrolizi ortam asidiktir.
Örnekler: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuS04, vb.
4) zayıf bir baz ve zayıf bir asit.
Asidik kalıntıların hem katyonları hem de anyonları su ile reaksiyona girer. Bu tür tuzların hidrolizi meydana gelir hem katyon hem de anyon veya. Ayrıca tabi oldukları tuzlardan da bahsediyorlar. geri dönüşü olmayan hidroliz.
Geri dönüşümsüz olarak hidrolize olmaları ne anlama geliyor?
Bu durumda hem metal katyonları (veya NH4 +) hem de asidik kalıntının anyonları suyla reaksiyona girdiğinden, çözeltide hem H + iyonları hem de OH - iyonları belirir ve bunlar son derece zayıf ayrışan bir madde - su (H20) oluşturur. .
Bu da zayıf bazların ve zayıf asitlerin asidik kalıntılarından oluşan tuzların değişim reaksiyonları ile elde edilemeyeceği, yalnızca katı faz sentezi ile elde edilemeyeceği veya hiç elde edilemeyeceği gerçeğine yol açmaktadır. Örneğin, bir alüminyum nitrat çözeltisini bir sodyum sülfür çözeltisiyle karıştırırken beklenen reaksiyon yerine:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− reaksiyon bu şekilde ilerlemez!)
Aşağıdaki reaksiyon gözlenir:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Bununla birlikte, alüminyum tozunun kükürt ile kaynaştırılmasıyla alüminyum sülfit kolaylıkla elde edilebilir:
2Al + 3S = Al 2 S 3
Suya alüminyum sülfür eklendiğinde, tıpkı sulu bir çözeltide elde edilmeye çalışıldığı gibi, geri dönüşü olmayan hidrolize uğrar.
Al 2 S 3 + 6H 2 Ö = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Tuzların hidrolizi
“Tuzların hidrolizi” konusu, inorganik kimya okuyan 9. sınıf öğrencileri için en zor konulardan biridir. Ve öyle görünüyor ki zorluğu, üzerinde çalışılan materyalin gerçek karmaşıklığından değil, ders kitaplarında sunulma biçiminden kaynaklanıyor. Dolayısıyla F.G. Feldman ve G.E. Rudzitis'in ilgili paragraftan anlaşılabilecek çok az şeyi var. L.S. Guzey ve N.S. Akhmetov'un ders kitaplarında bu konu tamamen hariç tutulmuştur, ancak Akhmetov'un ders kitabı derinlemesine kimya çalışması olan 8-9. Sınıflardaki öğrencilere yöneliktir.
Bu yazarların ders kitaplarını kullanan bir öğrencinin çözelti teorisini, sulu bir ortamda maddelerin elektrolitik ayrışmasının özünü iyi anlaması veya iyon değişim reaksiyonlarını asitler ve bazların oluşturduğu tuzların hidroliz reaksiyonları ile ilişkilendirmesi pek mümkün değildir. farklı güçlü yönler. Ayrıca her ders kitabının sonunda bir çözünürlük tablosu vardır, ancak tek tek hücrelerinde neden çizgiler olduğu hiçbir yerde açıklanmamaktadır ve ders kitaplarının metinlerinde öğrenciler bu tuzların formülleriyle karşılaşmaktadır.
Öğretmenler için kısa bir derste (öncelikle yeni başlayanlar için, çocukların sahip olduğu soruları cevaplamak onlar için özellikle zordur) bu boşluğu doldurmaya çalışacağız ve hidroliz reaksiyonları için denklemler oluşturma ve doğayı belirleme sorununu kendi yöntemimizle vurgulamaya çalışacağız. elde edilen ortamın.
Hidroliz, maddelerin su ile ayrışma sürecidir (“hidroliz” kelimesinin kendisi bundan bahseder: Yunanca - su ve - ayrışma). Bu olguyu tanımlayan çeşitli yazarlar şunu belirtmektedir: bu bir asit veya asit tuzu, baz veya bazik tuz üretir(N.E. Kuzmenko); Tuz iyonları suyla etkileşime girdiğinde zayıf bir elektrolit oluşur(A.E.Antoshin); Tuz iyonlarının su ile etkileşimi sonucunda suyun elektrolitik ayrışmasının dengesi değişir.(A.A. Makarenya); çözünen maddenin bileşenleri suyun bileşenleri ile birleşir(N.L. Glinka), vb.
Hidrolizin tanımını veren her yazar, bu karmaşık, çok yönlü sürecin kendi görüşüne göre en önemli yönüne dikkat çekiyor. Ve her biri kendi yolunda haklı. Görünüşe göre hangi tanımı tercih edeceği, kendi düşünce tarzına göre ona daha yakın olanı öğretmene kalmış.
Yani hidroliz, maddelerin su ile ayrışmasıdır. Tuz ve suyun elektrolitik olarak iyonlara ayrışması ve aralarındaki etkileşimden kaynaklanır. Su, H+ ve OH – iyonlarına hafifçe ayrışır (550.000'de 1 molekül) ve hidroliz işlemi sırasında bu iyonlardan biri veya her ikisi, tuzun hafif ayrışan, uçucu veya su iyonlarına ayrışması sırasında oluşan iyonlara bağlanabilir. çözünmeyen madde.
Güçlü bazların (NaOH, KOH, Ba(OH) 2) ve güçlü asitlerin (H 2 SO 4,
HCl, НNO 3), hidrolize uğramaz çünkü bunları oluşturan katyon ve anyonlar çözeltilerdeki H+ ve OH – iyonlarını bağlama yeteneğine sahip değildir (nedeni yüksek ayrışmadır).
Zayıf bir baz veya zayıf bir asitten bir tuz oluştuğunda veya her iki "ebeveyn" de zayıf olduğunda, sulu çözeltideki tuz hidrolize uğrar. Bu durumda ortamın reaksiyonu asit ve bazın bağıl kuvvetine bağlıdır. Başka bir deyişle, bu tür tuzların sulu çözeltileri, oluşan yeni maddelerin ayrışma sabitlerine bağlı olarak nötr, asidik veya alkalin olabilir.
Bu nedenle, amonyum asetat CH3COONH4'ün ayrışması sırasında çözeltinin reaksiyonu hafif alkali olacaktır çünkü ayrışma sabiti NH4OH ( k dis = 6,3 10 –5) ayrışma sabitinden daha büyük CH3COOH
(k dis = 1,75 10 –5). Başka bir asetik asit tuzu - alüminyum asetat (CH3COO) 3 Al - için çözeltinin reaksiyonu hafif asidik olacaktır çünkü k dis (CH3COOH) = 1,75 10 –5 daha k dis(Al(OH)3) = 1,2 10 –6.
Hidroliz reaksiyonları bazı durumlarda tersine çevrilebilir, diğerlerinde ise tamamlanır. Hidroliz, hidroliz derecesi olarak adlandırılan ve çözeltideki toplam tuz molekülü sayısının ne kadarının hidrolize uğradığını gösteren boyutsuz bir r değeri ile niceliksel olarak karakterize edilir:
G = N/N 100%,
Nerede N– hidrolize moleküllerin sayısı, N– belirli bir çözeltideki toplam molekül sayısı. Örneğin, g = %0,1 ise bu, 1000 tuz molekülünden yalnızca birinin su tarafından ayrıştırıldığı anlamına gelir:
n = g N/100 = 0,1 1000/100 = 1.
Hidroliz derecesi sıcaklığa, çözelti konsantrasyonuna ve çözünen maddenin doğasına bağlıdır. Dolayısıyla, CH3COONa tuzunun hidrolizini düşünürsek, farklı konsantrasyonlardaki çözeltiler için hidroliz derecesi aşağıdaki gibi olacaktır: 1M'lik bir çözelti için -% 0,003, 0,1M için -% 0,01, için
0,01M - %0,03, 0,001M - %0,1 için (veriler G. Remy'nin kitabından alınmıştır). Bu değerler Le Chatelier'in ilkesiyle tutarlıdır.
Sıcaklıktaki artış moleküllerin kinetik enerjisini, katyonlara ve anyonlara parçalanmasını ve oda sıcaklığında zayıf bir elektrolit olan su iyonları (H + ve OH –) ile etkileşimini artırır.
Reaksiyona giren maddelerin doğası göz önüne alındığında, tuz çözeltisine OH – iyonlarını bağlamak için bir asit, H + iyonlarını bağlamak için bir alkali eklenebilir. Karşı iyonda hidrolize olan diğer tuzlar da eklenebilir. Bu durumda her iki tuzun hidrolizinde karşılıklı artış meydana gelir.
Hidroliz (gerekirse) sıcaklığı düşürerek, çözeltinin konsantrasyonunu artırarak veya hidroliz ürünlerinden birini içine ekleyerek zayıflatılabilir: hidroliz sırasında H + iyonları birikirse asit veya OH – iyonları birikirse alkali.
Tüm nötrleşme reaksiyonları ekzotermik olarak ilerler ve hidroliz reaksiyonları endotermik olarak ilerler. Bu nedenle sıcaklık arttıkça birincisinin verimi azalır, ikincisinin verimi artar.
H + ve OH – iyonları çözeltide önemli konsantrasyonlarda bulunamazlar - su molekülleri halinde birleşerek dengeyi sağa kaydırırlar.
Tuzun su ile ayrışması, ayrışan tuzun katyonlarının ve/veya anyonlarının, her zaman çözeltide bulunan su iyonları (H+ ve/veya OH –) tarafından zayıf elektrolit moleküllerine bağlanmasıyla açıklanır. Zayıf bir elektrolit, çökelti, gaz oluşumu veya yeni bir maddenin tamamen ayrışması, Le Chatelier ilkesine (etki reaksiyona eşittir) göre tuzun dengesini değiştiren tuz iyonlarının çözeltiden uzaklaştırılmasına eşdeğerdir. sağa ayrışma ve dolayısıyla tuzun sonuna kadar ayrışmasına yol açar. Bir dizi bileşiğin çözünürlük tablosunda kısa çizgilerin göründüğü yer burasıdır.
Tuz katyonları nedeniyle zayıf bir elektrolit molekülleri oluşuyorsa, katyon boyunca hidrolizin meydana geldiğini ve ortamın asidik olacağını, tuz anyonlarından dolayı ise, anyon boyunca hidrolizin meydana geldiğini ve ortamın olacağını söylerler. alkalin. Başka bir deyişle kimin daha güçlü olduğu (asit mi baz mı) çevreyi belirler.
Sadece zayıf asitlerin ve/veya bazların çözünebilir tuzları hidrolize uğrar. Gerçek şu ki, tuz biraz çözünürse, çözeltideki iyonlarının konsantrasyonları ihmal edilebilir düzeydedir ve böyle bir tuzun hidrolizi hakkında konuşmanın bir anlamı yoktur.
Tuz hidroliz reaksiyonları için denklemlerin hazırlanması
Zayıf polibazik bazların ve/veya asitlerin tuzlarının hidrolizi aşamalar halinde gerçekleşir. Hidroliz adımlarının sayısı tuz iyonlarından birinin en yüksek yüküne eşittir.
Örneğin:
Ancak ikinci aşamada ve özellikle üçüncü aşamada hidroliz çok zayıftır çünkü
g1 >> g2 >> g3. Bu nedenle hidroliz denklemlerini yazarken genellikle kendimizi ilk aşamayla sınırlandırırız. Hidroliz pratik olarak ilk aşamada tamamlanırsa, zayıf polibazik bazların ve güçlü asitlerin tuzlarının hidrolizi, bazik tuzlar üretir ve güçlü bazların ve zayıf polibazik asitlerin tuzlarının hidrolizi, asidik tuzlar üretir.
Reaksiyon şemasına göre tuz hidrolizi sürecine katılan su moleküllerinin sayısı, katyonun değerliği ürünü ve tuz formülündeki atom sayısı ile belirlenir.
(yazarın kuralı).
Örneğin:
Na2C032Na + 12 = 2 (H20),
Al 2 (S04) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),
Co(CH3COO)2Co2+21 = 2 (H20).
Bu nedenle hidroliz denklemini oluştururken aşağıdakileri kullanırız: algoritma(Al2 (S04)3'ün hidrolizi örneğini kullanarak):
1. Tuzun hangi maddelerden oluştuğunu belirleyin:
2. Hidrolizin nasıl ilerleyebileceğini varsayıyoruz:
Al 2 (S04) 3 + 6H–OH = 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .
3. Al(OH)3 zayıf bir baz olduğundan ve Al3+ katyonu sudaki OH – iyonlarını bağladığından süreç aslında şu şekilde ilerler:
Al 2 (S04) 3 + 6H + + 6OH – = 2Al(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .
4. Çözeltide kalan H+ ve OH – iyonlarının miktarlarını karşılaştırıp ortamın reaksiyonunu belirliyoruz:
5. Hidrolizden sonra yeni bir tuz oluşturuldu: (Al(OH)2)2S04 veya Al2(OH)4S04, - alüminyum dihidroksosülfat (veya dialuminyum tetrahidroksosülfat) - ana tuz. AlOHSO 4 (alüminyum hidroksisülfat) da kısmen oluşturulabilir, ancak çok daha küçük miktarda olabilir ve ihmal edilebilir.
Başka bir örnek:
2. Na2Si03 + 2H20 = 2Na + + + 2H + + 2OH – .
3. H 2 SiO 3 zayıf bir asit olduğundan ve iyonu sudaki H + iyonlarını bağladığından, gerçek reaksiyon şu şekilde gerçekleşir:
2Na + + + 2H + + 2OH – = 2Na + + H + H + + 2OH – .
4. H + + 2OH – = H 2 O + OH – alkalin ortam.
5. Na + + Н = NaНSiO3 – sodyum hidrosilikat – asit tuzu.
Bir ortamın asitliği veya alkaliliği, yeni maddelerin oluşması ve çözelti içinde eşdeğer oranlarda bulunması ve reaksiyon sırasında başka hiçbir reaktifin eklenmemesi koşuluyla, çözeltide kalan H + veya OH – iyonlarının miktarıyla kolayca belirlenebilir. . Ortam asidik veya zayıf asidik (eğer az sayıda H + iyonu varsa), alkalin (çok sayıda OH - iyonu varsa) veya zayıf alkalin olabilir ve ayrıca zayıf bir asidin ayrışma sabitlerinin değerleri varsa nötr olabilir ve zayıf bir baz birbirine yakındır ve hidroliz sonrasında çözeltide kalan tüm H+ ve OH – iyonları yeniden birleşerek H2O oluşturur.
Bir tuzun hidroliz derecesinin daha yüksek olduğunu, bu tuzu oluşturan asit veya bazın daha zayıf olduğunu daha önce belirtmiştik. Bu nedenle, öğrencilerin kendilerini oluşturan asit ve bazların gücündeki azalmaya karşılık gelen bir dizi anyon ve katyon sağlamalarına yardımcı olmak gerekir (A.V. Metelsky'ye göre).
| Anyonlar: F – > > CH3 COO – > H > HS – > > > > > . |
| Katyonlar:
Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+. |
Bu sıralarda bir iyon ne kadar sağa doğru yer alırsa oluşturduğu tuzun hidrolizi o kadar kuvvetli gerçekleşir; bazı veya asitleri solundakilere göre daha zayıftır. Zayıf bir baz ve bir asit tarafından aynı anda oluşturulan tuzların hidrolizi özellikle güçlü bir şekilde meydana gelir. Ancak onlar için bile hidroliz derecesi genellikle% 1'i geçmez. Ancak bazı durumlarda bu tür tuzların hidrolizi özellikle güçlüdür ve hidroliz derecesi neredeyse %100'e ulaşır. Bu tür tuzlar sulu çözeltilerde bulunmaz, yalnızca kuru biçimde depolanır. Çözünürlük tablosunda yanlarında bir çizgi vardır. Bu tür tuzların örnekleri BaS, Al2S3, Cr2(S03)3 ve diğerleridir (ders kitaplarındaki çözünürlük tablosuna bakınız).
Hidroliz derecesi yüksek olan bu tür tuzlar, hidrolizlerinin ürünleri çözeltiden hafif çözünür, çözünmez, gaz halinde (uçucu), hafif ayrışan bir madde formunda çıkarıldığından veya su ile ayrıştığından tamamen ve geri dönülemez şekilde hidrolize edilir. diğer maddelere dönüşür.
Örneğin:
Su ile tamamen ayrışan tuzlar, sulu çözeltilerdeki iyon değişim reaksiyonları ile elde edilemez. İyon değişimi yerine hidroliz reaksiyonu daha aktif olarak gerçekleşir.
Örneğin:
2AlCl3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (olabilir),
2АlCl3 + 3Na2S + 6H202Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl (aslında durum budur).
Al 2 S 3 gibi tuzlar, bileşenlerin eşdeğer miktarlarda sinterlenmesiyle veya başka yöntemlerle susuz ortamda elde edilir:
Birçok halojenür suyla kuvvetli reaksiyona girerek bir elementin hidridini ve diğerinin hidroksitini oluşturma eğilimindedir.
Örneğin:
CIF + H–OH HClO + HF,
Pl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(L. Pauling'e göre).
Tipik olarak hidroliz olarak da adlandırılan bu reaksiyon türünde, daha fazla elektronegatif element H+ ile, daha az elektronegatif element ise OH- ile birleşir. Yukarıdaki reaksiyonların bu kurala uygun olarak ilerlediğini görmek kolaydır.
Zayıf asitlerin asit tuzları da hidrolize uğrar. Ancak bu durumda hidrolizle birlikte asit kalıntısının ayrışması meydana gelir. Böylece, bir NaHC03 çözeltisinde, H'nin hidrolizi aynı anda meydana gelir ve bu da OH iyonlarının birikmesine yol açar:
H + H–OH H2CO3 + OH – ,
ve küçük de olsa ayrışma:
H + H + .
Bu nedenle, bir asit tuzu çözeltisinin reaksiyonu ya alkalin (anyonun hidrolizi ayrışmasına üstün gelirse) ya da asidik (tersi durumda) olabilir. Bu, tuz hidroliz sabitinin oranıyla belirlenir ( İLE hidr) ve ayrışma sabitleri ( İLE dis) karşılık gelen asit. Ele alınan örnekte İLE hidr anyon daha fazla İLE dis asit, dolayısıyla bu asidik tuzun çözeltisi alkalin bir reaksiyona sahiptir (mide yanması çekenlerin kullandığı şey budur) artan asitlik mide suyu, boşuna yapmalarına rağmen). Sabitlerin oranı tersine çevrilirse, örneğin NaHSO3'ün hidrolizi durumunda, çözeltinin reaksiyonu asidik olacaktır.
Bakır(II) hidroksiklorür gibi bazik bir tuzun hidrolizi aşağıdaki şekilde ilerler:
Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH)2 + HCl,
veya iyonik formda:
CuOH + + Cl – + H + + OH – Cu(OH) 2 + Cl – + H + ortam asidiktir.
Hidroliz, geniş anlamda, çeşitli maddeler ve su arasındaki bir değişim ayrışma reaksiyonudur (G.P. Khomchenko). Bu tanım, hem inorganik (tuzlar, hidritler, halojenürler, kalkojenler, vb.) hem de organik (esterler, yağlar, karbonhidratlar, proteinler vb.) olmak üzere tüm bileşiklerin hidrolizini kapsar.
Örneğin:
(C6H10O5) N + N H–OH N C6H12O6,
CaC2 + 2H–OH Ca(OH)2 + C2H2,
Cl2 + H–OH HCl + HClO,
PI 3 + 3H–OH H3PO3 + 3HI.
Minerallerin - alüminosilikatların - hidrolizi sonucunda kayaların tahribatı meydana gelir. Bazı tuzların hidrolizi - Na2C03, Na3P04 - suyu arıtmak ve sertliğini azaltmak için kullanılır.
Hızla büyüyen hidroliz endüstrisi atıklardan (talaş, pamuk kabuğu, ayçiçeği kabuğu, saman, mısır koçanı, şeker pancarı atığı vb.) çok sayıda değerli ürün üretmektedir: etil alkol, yem mayası, glikoz, "kuru buz" furfural, metanol, lignin ve diğer birçok madde.
Hidroliz, insan ve hayvan vücudunda, gıdaların (yağlar, karbonhidratlar, proteinler) sulu bir ortamda enzimlerin - biyolojik katalizörlerin etkisi altında sindirimi sırasında meydana gelir. Doğadaki (Krebs döngüsü, trikarboksilik asit döngüsü) ve endüstrideki maddelerin bir takım kimyasal dönüşümlerinde önemli rol oynar. Bu nedenle okul kimya dersinde hidroliz konusuna çok daha fazla önem verilmesi gerektiğini düşünüyoruz.
Aşağıda bir örnek bulunmaktadır bildiri kartı, öğrencilere 9. sınıfta “Tuzların hidrolizi” konusunu inceledikten sonra materyali pekiştirmeleri önerildi.
Fe 2 (SO 4) 3'ün hidroliz denklemini yazmak için algoritma1. Tuzun nasıl oluştuğunu belirleyin:
2. Hidrolizin nasıl ilerleyebileceğini varsayıyoruz: Fe2 (S04)3 + 6H20 = 2Fe3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Fe(OH)3 zayıf bir baz olduğundan, Fe3+ katyonları sudaki OH - anyonları tarafından bağlanacak ve hidroliz aslında şu şekilde ilerleyecektir: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Çevrenin tepkisini belirleyin: 6H + + 2OH – = 2H 2 O + 4H + asidik ortam. 5. Yeni tuzu çözeltide kalan iyonlara göre belirleriz: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO4 – demir(III) dihidroksosülfat Katyon boyunca hidroliz meydana gelir. |
Ek Bilgiler
|
Bu algoritmanın kullanılması öğrencilerin hidroliz denklemlerini bilinçli olarak yazmalarını kolaylaştırır ve yeterli eğitim ile herhangi bir zorluğa neden olmaz.
EDEBİYAT
Antoshin A.E., Tsapok P.I. Kimya. M.: Khimiya, 1998;
Ahmetov N.S.. İnorganik kimya. M.: Eğitim, 1990;
Glinka N.L. Genel Kimya. L.: Khimiya, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. Kimya. M.: Sınav, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Kimya. M.: Bustard, 1997;
Kuzmenko N.E., Churanov S.S. Genel ve inorganik kimya. M.: Moskova Devlet Üniversitesi Yayınevi, 1977;
Metelsky A.V. Kimya. Minsk: Belarus Ansiklopedisi, 1997;
Pauling L., Pauling P. Kimya. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. Kimya. M.: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Kimya-9. M.: Eğitim, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A. Kimya öğretmeni. Harkov: Folino, 1998;
Khomchenko G.P.. Kimya. M.: Yüksekokul, 1998.
Ders: Tuzların hidrolizi. Sulu çözelti ortamı: asidik, nötr, alkali
Tuzların hidroliziKimyasal reaksiyonların kalıplarını incelemeye devam ediyoruz. Konuyu incelerken sulu bir çözeltide elektrolitik ayrışma sırasında reaksiyona katılan maddelerin parçacıklarının suda çözündüğünü öğrendiniz. Bu hidrolizdir. Çeşitli inorganik ve organik maddeözellikle tuz. Tuz hidrolizi sürecini anlamadan canlı organizmalarda meydana gelen olayları açıklayamazsınız.
Tuz hidrolizinin özü, tuzun iyonlarının (katyonlar ve anyonlar) su molekülleri ile etkileşiminin değişim sürecine dayanır. Sonuç olarak, zayıf bir elektrolit oluşur - düşük ayrışmalı bir bileşik. Sulu bir çözeltide fazla miktarda serbest H + veya OH - iyonu belirir. Hangi elektrolitlerin H + iyonlarını ve hangi OH - iyonlarını oluşturduğunu unutmayın. Tahmin ettiğiniz gibi, ilk durumda bir asitle karşı karşıyayız, bu da H + iyonları içeren sulu bir ortamın asidik olacağı anlamına gelir. İkinci durumda alkalin. Suyun kendisinde ortam nötrdür, çünkü eşit konsantrasyondaki H + ve OH - iyonlarına hafifçe ayrışır.
Çevrenin doğası göstergeler kullanılarak belirlenebilir. Fenolftalein alkali bir ortamı algılar ve çözeltiyi koyu kırmızıya dönüştürür. Turnusol asitle temas ettiğinde kırmızıya döner, alkaliye maruz kaldığında ise mavi kalır. Metil portakal turuncu renktedir, alkali ortamda sarıya, asidik ortamda ise pembeye döner. Hidrolizin türü tuzun türüne bağlıdır.
Tuz türleri
Dolayısıyla herhangi bir tuz, anladığınız gibi güçlü ve zayıf olabilen bir asit ve bazın etkileşimi olabilir. Güçlü olanlar, ayrışma derecesi α %100'e yakın olanlardır. Sülfüröz (H2SO3) ve fosforik (H3PO4) asitlerin genellikle orta kuvvette asitler olarak sınıflandırıldığı unutulmamalıdır. Hidroliz problemlerini çözerken bu asitlerin zayıf olarak sınıflandırılması gerekir.
Asitler:
Güçlü: HCl; HBr; HI; HNO3; HC104; H2SO4. Asidik kalıntıları su ile etkileşime girmez.
Zayıf: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organik asitler. Asidik kalıntıları suyla etkileşime girerek moleküllerinden H+ hidrojen katyonlarını alır.
Sebepler:
Güçlü: çözünür metal hidroksitler; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Metal katyonları suyla etkileşime girmez.
Zayıf: çözünmeyen metal hidroksitler; Amonyum hidroksit (NH4OH). Ve buradaki metal katyonları suyla etkileşime giriyor.
Bu malzemeye dayanarak düşünelimtuz türleri :
Güçlü baz ve güçlü asit içeren tuzlar.Örneğin: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Özellikleri: Su ile etkileşime girmez, yani hidrolize maruz kalmazlar. Bu tür tuzların çözeltileri nötr bir reaksiyon ortamına sahiptir.
Güçlü baz ve zayıf asit içeren tuzlar.Örneğin: NaF, K2C03, Li2S. Özellikler: Bu tuzların asidik kalıntıları suyla etkileşime girer, anyonda hidroliz meydana gelir. Sulu çözeltilerin ortamı alkalidir.
Zayıf baz ve kuvvetli asit içeren tuzlar.Örneğin: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Özellikler: yalnızca metal katyonları suyla etkileşime girer, katyonun hidrolizi meydana gelir. Ortam asidiktir.
Zayıf baz ve zayıf asit içeren tuzlar.Örneğin: CH3COONH4, (NH4)2C03, HCOONH 4. Özellikler: Asidik kalıntıların hem katyonları hem de anyonları su ile etkileşime girer, katyon ve anyonda hidroliz meydana gelir.
Bir katyonda hidroliz ve asidik bir ortamın oluşumuna bir örnek:
Ferrik klorürün hidrolizi FeCl 2
FeCl2 + H20 ↔ Fe(OH)Cl + HCl(moleküler denklem)
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (tam iyonik denklem)
Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (kısa iyonik denklem)
Bir anyonun hidrolizi ve alkali bir ortamın oluşumu örneği:
Sodyum asetatın hidrolizi CH 3 COONa
CH3COONa + H20 ↔ CH3COOH + NaOH(moleküler denklem)
Na + + CH3COO - + H2O ↔ Na + + CH3COOH + OH- (tam iyonik denklem)
CH3COO - + H20 ↔ CH3COOH + OH -(kısa iyonik denklem)
Birlikte hidroliz örneği:
- Alüminyum sülfürün hidrolizi Al2S 3
Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Bu durumda, tuzun zayıf, çözünmeyen veya uçucu bir baz ve zayıf, çözünmeyen veya uçucu bir asitten oluşması durumunda meydana gelen tam hidrolizi görürüz. Çözünürlük tablosunda bu tür tuzların üzerinde çizgiler vardır. İyon değişim reaksiyonu sırasında sulu çözeltide bulunmayan bir tuz oluşursa, bu tuzun su ile reaksiyonunu yazmanız gerekir.
Örneğin:
2FeCl3 + 3Na2C03 ↔ Fe2 (CO3)3+ 6NaCl
Fe2 (CO3)3+ 6H 2 Ö ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 Ö + 3CO 2
Bu iki denklemi toplayıp sol ve sağ tarafta tekrarlananları azaltıyoruz:
2FeCl3 + 3Na2C03 + 3H20 ↔ 6NaCl + 2Fe(OH)3 ↓ + 3CO2
| | |
pH göstergesi ve kaliteye etkisi içme suyu.
PH nedir?
pH(“potentia hidrojeni” - hidrojenin gücü veya “pondus hidrojenii” - hidrojenin ağırlığı), herhangi bir maddedeki hidrojen iyonlarının aktivitesi için asitliğini niceliksel olarak ifade eden bir ölçüm birimidir.
Bu terim yirminci yüzyılın başında Danimarka'da ortaya çıktı. PH göstergesi Danimarkalı kimyager Soren Petr Lauritz Sorensen (1868-1939) tarafından tanıtıldı, ancak öncülleri arasında belirli bir "suyun gücü" ile ilgili ifadeler de bulunuyor.
Hidrojen aktivitesi, litre başına mol cinsinden ifade edilen hidrojen iyonu konsantrasyonunun negatif ondalık logaritması olarak tanımlanır:
pH = -log
Basitlik ve kolaylık sağlamak için hesaplamalara pH göstergesi eklenmiştir. pH, suyun ayrışması sırasında oluşan sudaki H+ ve OH- iyonlarının niceliksel oranıyla belirlenir. PH seviyelerini 14 haneli bir ölçekte ölçmek gelenekseldir.
Eğer su, hidroksit iyonları [OH-] ile karşılaştırıldığında daha düşük bir serbest hidrojen iyonu içeriğine (pH 7'den büyük) sahipse, o zaman su, alkali reaksiyon ve artan H+ iyonu içeriğiyle (pH 7'den az) - asit reaksiyonu. Tamamen saf damıtılmış suda bu iyonlar birbirini dengeleyecektir.
asidik ortam: >
nötr ortam: =
alkalin ortam: >
Bir çözeltideki her iki iyon türünün derişimleri aynı olduğunda çözeltinin nötr olduğu söylenir. Nötr suda pH değeri 7'dir.
Çeşitli kimyasallar suda çözündüğünde bu denge değişir ve pH değerinin değişmesine neden olur. Suya bir asit eklendiğinde, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artar ve buna bağlı olarak hidroksit iyonlarının konsantrasyonu azalır; bir alkali eklendiğinde, aksine, hidroksit iyonlarının içeriği artar ve hidrojen iyonlarının konsantrasyonu azalır.
pH göstergesi ortamın asitlik veya bazlık derecesini yansıtırken, "asitlik" ve "alkalinite" sırasıyla alkalileri ve asitleri nötralize edebilen sudaki maddelerin niceliksel içeriğini karakterize eder. Bir benzetme olarak, bir maddenin ısınma derecesini karakterize eden ancak ısı miktarını karakterize etmeyen sıcaklıkla bir örnek verebiliriz. Elimizi suya sokarak suyun soğuk mu sıcak mı olduğunu anlayabiliriz ancak içinde ne kadar ısı olduğunu (yani nispeten konuşursak bu suyun ne kadar sürede soğuyacağını) belirleyemeyiz.
PH, içme suyu kalitesinin en önemli göstergelerinden biri olarak kabul edilir. Asit-baz dengesini gösterir ve kimyasal ve biyolojik süreçler. PH değerine bağlı olarak kimyasal reaksiyonların hızı, suyun aşındırıcı agresiflik derecesi, kirletici maddelerin toksisitesi vb. değişebilir. Refahımız, ruh halimiz ve sağlığımız doğrudan vücudumuzun çevresinin asit-baz dengesine bağlıdır.
Modern insan kirli bir çevrede yaşıyor. Birçok kişi yarı mamul ürünlerden yapılan yiyecekleri satın alıp tüketiyor. Ayrıca hemen hemen her insan günlük olarak strese maruz kalmaktadır. Bütün bunlar vücut ortamının asit-baz dengesini etkileyerek onu asitlere doğru kaydırır. Çay, kahve, bira, gazlı içecekler vücuttaki pH'ı düşürür.
Asidik ortamın, hücre tahribatının ve doku hasarının, hastalıkların ve yaşlanma süreçlerinin gelişmesinin, patojenlerin büyümesinin ana nedenlerinden biri olduğuna inanılmaktadır. Asidik ortamda yapı malzemesi hücrelere ulaşmaz ve zar tahrip olur.
Dışarıdan, bir kişinin kanının asit-baz dengesinin durumu, gözlerinin köşelerindeki konjonktiva rengiyle değerlendirilebilir. Optimum asit-baz dengesi ile konjonktivanın rengi parlak pembedir, ancak kişinin kan alkaliliği artarsa konjonktiva koyu pembe olur ve asitlik arttıkça konjonktiva rengi soluk pembe olur. Üstelik asit-baz dengesini etkileyen maddelerin tüketilmesinden sonra 80 saniye içinde konjonktivanın rengi değişir.
Vücut, değerleri belirli bir seviyede tutarak iç sıvıların pH'ını düzenler. Vücudun asit-baz dengesi, normal işleyişine katkıda bulunan belirli bir asit ve alkali oranıdır. Asit-baz dengesi, vücut dokularındaki hücreler arası ve hücre içi sular arasında nispeten sabit oranların korunmasına bağlıdır. Vücuttaki sıvıların asit-baz dengesi sürekli sağlanamadığı takdirde normal işleyişi ve yaşamın korunması mümkün olmayacaktır. Bu nedenle tükettiklerinizi kontrol etmeniz önemlidir.
Asit-baz dengesi sağlığımızın göstergesidir. Ne kadar "ekşi" olursak, o kadar çabuk yaşlanır ve hastalanırız. Herkesin normal çalışması için iç organlar Vücuttaki pH seviyesi 7 ila 9 aralığında alkalin olmalıdır.
Vücudumuzun pH'ı her zaman aynı değildir; bazı kısımlar daha alkali, bazıları ise asidiktir. Vücut, pH homeostazisini yalnızca kan pH'ı gibi belirli durumlarda düzenler ve korur. Asit-baz dengesi vücut tarafından düzenlenemeyen böbreklerin ve diğer organların pH düzeyleri, tükettiğimiz yiyecek ve içeceklerden etkilenir.
Kan pH'ı
Kan pH seviyesi vücut tarafından 7,35-7,45 aralığında tutulur. İnsan kanının normal pH'ının 7,4-7,45 olduğu kabul edilir. Bu göstergedeki hafif bir sapma bile kanın oksijen taşıma yeteneğini etkiler. Kanın pH'ı 7,5'a çıkarsa %75 daha fazla oksijen taşır. Kanın pH'ı 7,3'e düştüğünde kişinin yataktan kalkması zaten zordur. 7.29'da komaya girebilir, kan pH'sı 7.1'in altına düşerse kişi ölür.
Kan pH düzeylerinin sağlıklı bir aralıkta tutulması gerekir; böylece vücut, sabit bir pH düzeyini korumak için organları ve dokuları kullanır. Bu nedenle alkali veya asitli su içildiğinde kanın pH'ı değişmez, ancak kanın pH'ını düzenlemek için kullanılan vücudun doku ve organlarının pH'ı değişir.
Böbrek pH'ı
Böbreklerin pH parametresi su, yiyecek ve vücuttaki metabolik süreçlerden etkilenir. Asitli gıdalar (et ürünleri, süt ürünleri vb.) ve içecekler (şekerli gazlı içecekler, alkollü içecekler, kahve vb.) neden olur düşük seviye Böbreklerdeki pH, çünkü vücut aşırı asitliği idrar yoluyla ortadan kaldırır. İdrarın pH seviyesi ne kadar düşük olursa böbreklerin o kadar çok çalışması gerekir. Bu nedenle bu tür yiyecek ve içeceklerin böbreklere yüklediği asit yüküne potansiyel asit-böbrek yükü adı verilmektedir.
Alkali su içmek böbreklere fayda sağlar; idrarın pH seviyesi artar ve vücuttaki asit yükü azalır. İdrarın pH'ını artırmak, bir bütün olarak vücudun pH'ını artırır ve böbrekleri asidik toksinlerden arındırır.
Mide pH'ı
Boş bir mide, son öğünde üretilen mide asidinin bir çay kaşığından fazlasını içermez. Mide yemek yerken gerektiği kadar asit üretir. Bir kişi su içtiğinde mide asit üretmez.
Aç karnına su içmek çok faydalıdır. PH 5-6 seviyesine yükselir. Artan pH, hafif bir antiasit etkisine sahip olacak ve faydalı probiyotiklerin (iyi bakteriler) artmasına yol açacaktır. Midenin pH'ını arttırmak vücudun pH'ını da arttırır, bu da sağlıklı sindirime ve hazımsızlık semptomlarının giderilmesine yol açar.
Deri altı yağın pH'ı
Vücudun yağ dokuları asidik bir pH'a sahiptir çünkü aşırı asitler içlerinde birikmiştir. Vücut, asitin başka yollarla atılamadığı veya nötralize edilemediği durumlarda yağ dokularında depolamak zorundadır. Bu nedenle vücudun pH'ının asidik tarafa kayması aşırı kiloya yol açan faktörlerden biridir.
Alkali suyun vücut ağırlığı üzerindeki olumlu etkisi, alkali suyun böbreklerin daha verimli çalışmasına yardımcı olması nedeniyle fazla asidin dokulardan uzaklaştırılmasına yardımcı olmasıdır. Bu, kilonun kontrol edilmesine yardımcı olur çünkü vücudun "depolaması" gereken asit miktarı büyük ölçüde azalır. Alkali su aynı zamanda vücudun kilo kaybı sırasında yağ dokusu tarafından üretilen aşırı asitle baş etmesine yardımcı olarak sağlıklı beslenme ve egzersiz sonuçlarını da iyileştirir.
Kemikler
Kemik esas olarak kalsiyumdan oluştuğu için alkalin bir pH'a sahiptir. PH'ları sabittir ancak kanın pH'ının ayarlanması gerekiyorsa kemiklerden kalsiyum çekilir.
Alkali suyun kemiklere faydası, vücudun savaşmak zorunda olduğu asit miktarını azaltarak kemikleri korumasıdır. Çalışmalar alkali su içmenin kemik erimesini (osteoporoz) azalttığını göstermiştir.
Karaciğer pH'ı
Karaciğerin hafif alkali bir pH'ı vardır ve bu seviyenin düzeyi hem yiyecek hem de içeceklerden etkilenir. Şeker ve alkolün karaciğerde parçalanması gerekir, bu da aşırı asit oluşmasına neden olur.
Alkali suyun karaciğere faydaları arasında bu tür sularda antioksidanların bulunması; Alkali suyun, karaciğerde bulunan ve daha iyi bir iyileşmeyi teşvik eden iki antioksidanın çalışmasını arttırdığı bulunmuştur. etkili temizlik kan.
Vücut pH'ı ve alkali su
Alkali su, vücudun kanın pH'ını koruyan kısımlarının daha verimli çalışmasını sağlar. Vücudun kan pH'ını korumaktan sorumlu kısımlarındaki pH seviyelerini artırmak, bu organların sağlıklı kalmasına ve verimli bir şekilde çalışmasına yardımcı olacaktır.
Öğün aralarında alkali su içerek vücudunuzun pH'ını normalleştirmesine yardımcı olabilirsiniz. PH'daki küçük bir artışın bile sağlığınız üzerinde büyük etkisi olabilir.
Japon bilim adamlarının araştırmalarına göre içme suyunun 7-8 aralığındaki pH'ı, nüfusun yaşam beklentisini %20-30 oranında artırıyor.
PH seviyesine bağlı olarak su birkaç gruba ayrılabilir:
Kuvvetli asidik sular< 3
asidik sular 3 - 5
hafif asitli sular 5 - 6,5
nötr sular 6,5 - 7,5
hafif alkali sular 7,5 - 8,5
alkali sular 8,5 – 9,5
yüksek alkali sular > 9,5
Tipik olarak içme musluk suyunun pH seviyesi, suyun tüketici kalitesini doğrudan etkilemediği aralıktadır. Nehir sularında pH genellikle 6,5-8,5, yağışlarda 4,6-6,1, bataklıklarda 5,5-6,0, deniz sularında 7,9-8,3 aralığındadır.
WHO, pH için tıbbi olarak önerilen herhangi bir değer sunmamaktadır. Düşük pH'ta suyun oldukça aşındırıcı olduğu, yüksek seviyelerde (pH>11) suyun karakteristik bir sabunluk kazandığı bilinmektedir. kötü koku, gözlerde ve ciltte tahrişe neden olabilir. Bu nedenle içme ve kullanma suyu için en uygun pH seviyesinin 6 ila 9 aralığı olduğu düşünülmektedir.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Bilmek ilginç: 1931'de Nobel Fizyoloji veya Tıp Ödülü'nü alan Alman biyokimyacı OTTO WARBURG, oksijen eksikliğinin (asidik pH)<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.
Bilim adamı, pH'ı 7,5 veya daha yüksek olan, serbest oksijenle doyurulmuş bir ortamda kanser hücrelerinin gelişme yeteneğini kaybettiğini keşfetti! Bu, vücut sıvıları asidik hale geldiğinde kanser gelişiminin uyarıldığı anlamına gelir.
Geçen yüzyılın 60'lı yıllarındaki takipçileri, herhangi bir patojenik floranın pH = 7,5 ve üzerinde üreme yeteneğini kaybettiğini ve bağışıklık sistemimizin herhangi bir saldırganla kolayca başa çıkabileceğini kanıtladı!
Sağlığı korumak ve sürdürmek için uygun alkali suya (pH=7,5 ve üzeri) ihtiyacımız var. Bu, ana yaşam ortamlarının hafif alkali bir reaksiyona sahip olması nedeniyle vücut sıvılarının asit-baz dengesinin daha iyi korunmasını mümkün kılacaktır.
Zaten nötr bir biyolojik ortamda, vücut kendini iyileştirme konusunda inanılmaz bir yeteneğe sahip olabilir.
Nereden alabileceğini bilmiyorum doğru su ? Sana anlatacağım!
Not:
"'ye tıklayarak Bilmek"Herhangi bir mali masrafa veya yükümlülüğe yol açmaz.
Sadece sen bölgenizde doğru suyun bulunup bulunmadığı hakkında bilgi alın,
Ve Sağlıklı insanlar kulübüne ücretsiz üye olmak için eşsiz bir fırsat yakalayın
ve tüm tekliflerde %20 indirim + birikimli bonus kazanın.
Uluslararası sağlık kulübü Coral Club'a katılın, ÜCRETSİZ indirim kartı, promosyonlara katılma fırsatı, birikimli bonus ve diğer ayrıcalıkları kazanın!
