Вспомните:
Реакция нейтрализации — это реакция между кислотой и щелочью, в результате которой образуются соль и вода;
Под чистой водой химики понимают химически чистую воду, не содержащую никаких примесей и растворенных солей, т. е. дистиллированную воду.
Кислотность среды
Для различных химических, промышленных и биологических процессов очень важной характеристикой является кислотность растворов, характеризующая содержание кислот или щелочей в растворах. Поскольку кислоты и щелочи являются электролитами, то для характеристики кислотности среды используют содержание ионов H+ или OH - .
В чистой воде и в любом растворе вместе с частицами растворенных веществ присутствуют также ионы H+ и OH - . Это происходит благодаря диссоциации самой воды. И хотя мы считаем воду неэлектролитом, тем не менее она может диссоциировать: H 2 O ^ H+ + OH - . Но этот процесс происходит в очень незначительной степени: в 1 л воды на ионы распадается только 1 . 10 -7 моль молекул.
В растворах кислот в результате их диссоциации появляются дополнительные ионы H+. В таких растворах ионов H+ значительно больше, чем ионов OH - , образовавшихся при незначительной диссоциации воды, поэтому эти растворы называют кислотными (рис. 11.1, слева). Принято говорить, что в таких растворах кислотная среда. Чем больше ионов H+ содержится в растворе, тем больше кислотность среды.
В растворах щелочей в результате диссоциации, наоборот, преобладают ионы OH - , а катионы H+ ввиду незначительной диссоциации воды почти отсутствуют. Среда таких растворов щелочная (рис. 11.1, справа). Чем выше концентрация ионов OH - , тем более щелочной является среда раствора.
В растворе поваренной соли количество ионов H+ и OH - одинаково и равно 1 . 10 -7 моль в 1 л раствора. Такую среду называют нейтральной (рис. 11.1, по центру). Фактически это означает, что раствор не содержит ни кислоты, ни щелочи. Нейтральная среда характерна для растворов некоторых солей (образованных щелочью и сильной кислотой) и многих органических веществ. У чистой воды также нейтральная среда.
Водородный показатель
Если сравнивать вкус кефира и лимонного сока, то можно смело утверждать, что лимонный сок намного кислее, т. е. кислотность этих растворов разная. Вы уже знаете, что в чистой воде также содержатся ионы H+, но кислого вкуса воды не ощущается. Это объясняется слишком малой концентрацией ионов H+. Часто бывает недостаточно сказать, что среда кислотная или щелочная, а необходимо количественно ее охарактеризовать.
Кислотность среды количественно характеризуют водородным показателем pH (произносится «пэ-аш»), связанным с концентрацией
ионов Гидрогена. Значение pH соответствует определенному содержанию катионов Гидрогена в 1 л раствора. В чистой воде и в нейтральных растворах в 1 л содержится 1 . 10 7 моль ионов H+, а значение pH равно 7. В растворах кислот концентрация катионов H+ больше, чем в чистой воде, а в щелочных растворах меньше. В соответствии с этим меняется и значение водородного показателя pH: в кислотной среде он находится в пределах от 0 до 7, а в щелочных — от 7 до 14. Впервые водородный показатель предложил использовать датский химик Педер Сёренсен.
Вы могли заметить, что значение pH связано с концентрацией ионов H+. Определение pH напрямую связано с вычислением логарифма числа, которое вы будете изучать на уроках математики в 11 классе. Но взаимосвязь между содержанием ионов в растворе и значением pH можно проследить по следующей схеме:
Значение рН водных растворов большинства веществ и природных растворов находится в интервале от 1 до 13 (рис. 11.2).
Рис. 11.2. Значение рН различных природных и искусственных растворов
Сёрен Педер Лауриц Сёренсен
Датский физико-химик и биохимик, президент Датского королевского общества. Окончил Копенгагенский университет. В 31 год стал профессором Датского политехнического института. Возглавлял престижную физико-химическую лабораторию при пивоваренном заводе Карлсберга в Копенгагене, где сделал свои главные научные открытия. Основная научная деятельность посвящена теории растворов: он ввел понятие о водородном показателе (рН), изучал зависимость активности ферментов от кислотности растворов. За научные достижения Сёренсен внесен в перечень «100 выдающихся химиков XX века», но в истории науки он остался прежде всего как ученый, который ввел понятия «рН» и «рН-метрия».
Определение кислотности среды
Для определения кислотности раствора в лабораториях чаще всего используют универсальный индикатор (рис. 11.3). По его окраске можно определить не только наличие кислоты или щелочи, но и значение рН раствора с точностью до 0,5. Для более точного измерения рН существуют специальные приборы — рН-метры (рис. 11.4). Они позволяют определить рН раствора с точностью до 0,001-0,01.
Используя индикаторы или рН-метры, можно следить за тем, как протекают химические реакции. Например, если к раствору натрий гидроксида приливать хлоридную кислоту, то произойдет реакция нейтрализации:
Рис. 11.3. Универсальным индикатором определяют приблизительное значение рН
Рис. 11.4. Для измерения pH растворов используют специальные приборы — рН-метры: а — лабораторный (стационарный); б — портативный
В этом случае растворы реагентов и продуктов реакции бесцветны. Если же в исходный раствор щелочи поместить электрод рН-метра, то о полной нейтрализации щелочи кислотой можно судить по значению рН образованного раствора.
Применение водородного показателя
Определение кислотности растворов имеет большое практическое значение во многих областях науки, промышленности и других сферах жизни человека.
Экологи регулярно измеряют рН дождевой воды, воды рек и озер. Резкое повышение кислотности природных вод может быть следствием загрязнения атмосферы или попадания в водоемы отходов промышленных предприятий (рис. 11.5). Такие изменения влекут за собой гибель растений, рыбы и других обитателей водоемов.
Водородный показатель очень важен для изучения и наблюдения процессов, происходящих в живых организмах, т. к. в клетках протекают многочисленные химические реакции. В клинической диагностике определяют pH плазмы крови, мочи, желудочного сока и др. (рис. 11.6). Нормальное значение pH крови — от 7,35 до 7,45. Даже небольшое изменение pH крови человека вызывает серьезные заболевания, а при рН = 7,1 и ниже начинаются необратимые изменения, которые могут привести к смерти.
Для большинства растений важна кислотность почвы, поэтому агрономы заранее проводят анализ почв, определяя их рН (рис. 11.7). Если кислотность слишком велика для определенной культуры, почву известкуют — добавляют мел или известь.
В пищевой промышленности при помощью кислотно-основных индикаторов проводят контроль качества продуктов питания (рис. 11.8). Например, в норме для молока pH = 6,8. Отклонение от этого значения свидетельствует либо о наличии посторонних примесей, либо о его скисании.
Рис. 11.5. Влияние уровня pH воды в водоемах на жизнедеятельность растений в них
Важным является значение pH для косметических средств, которые мы используем в быту. В среднем для кожи человека pH = 5,5. Если кожа контактирует со средствами, кислотность которых существенно отличается от этого значения, то это влечет преждевременное старение кожи, ее повреждение или воспаление. Было замечено, что у прачек, которые длительное время использовали для стирки обычное хозяйственное мыло (pH = 8-10) или стиральную соду (Na 2 CO 3 , pH = 12-13), кожа рук становилась очень сухой и покрывалась трещинами. Поэтому очень важно использовать различные косметические средства (гели, кремы, шампуни и т. д.) с pH, близким к естественному pH кожи.
ЛАБОРАТОРНЫЕ ОПЫТЫ № 1-3
Оборудование: штатив с пробирками, пипетка.
Реактивы: вода, хлоридная кислота, растворы NaCl, NaOH, столовый уксус, универсальный индикатор (раствор или индикаторная бумага), пищевые продукты и косметическая продукция (например, лимон, шампунь, зубная паста, стиральный порошок, газированные напитки, соки и т. д.).
Правила безопасности:
Для опытов используйте небольшие количества реактивов;
Остерегайтесь попадания реактивов на кожу, в глаза; при попадании едкого вещества смойте его большим количеством воды.
Определение ионов Гидрогена и гидроксид-ионов в растворах. Установление приблизительного значения pH воды, щелочных и кислых растворов
1. В пять пробирок налейте по 1-2 мл: в пробирку № 1 — воды, № 2 — хлоридной кислоты, № 3 — раствора натрий хлорида, № 4 — раствора натрий гидроксида и № 5 — столового уксуса.
2. В каждую пробирку добавьте по 2-3 капли раствора универсального индикатора или опустите индикаторную бумагу. Определите pH растворов, сравнивая цвет индикатора по эталонной шкале. Сделайте выводы о наличии в каждой пробирке катионов Гидрогена или гидроксид-ионов. Составьте уравнения диссоциации этих соединений.
Исследование pH пищевой и косметической продукции
Испытайте универсальным индикатором образцы пищевых продуктов и косметической продукции. Для исследования сухих веществ, например, стирального порошка, их необходимо растворить в небольшом количестве воды (1 шпатель сухого вещества на 0,5-1 мл воды). Определите pH растворов. Сделайте выводы о кислотности среды в каждом из исследованных продуктов.
Ключевая идея
Контрольные вопросы
130. Наличием каких ионов в растворе обусловлена его кислотность?
131. Какие ионы содержатся в избытке в кислотных растворах? в щелочных?
132. Какой показатель количественно описывает кислотность растворов?
133. Каково значение рН и содержание ионов H+ в растворах: а) нейтральных; б) слабокислотных; в) слабощелочных; г) сильнокислотных; д) сильнощелочных?
Задания для усвоения материала
134. Водный раствор некоторого вещества имеет щелочную среду. Каких ионов больше в этом растворе: H+ или OH - ?
135. В двух пробирках находятся растворы нитратной кислоты и нитрата калия. Какие индикаторы можно использовать для определения, в какой пробирке содержится раствор соли?
136. В трех пробирках находятся растворы барий гидроксида, нитратной кислоты и кальций нитрата. Как с помощью одного реактива распознать эти растворы?
137. Из приведенного перечня выпишите отдельно формулы веществ, растворы которых имеют среду: а) кислотную; б) щелочную; в) нейтральную. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .
138. Дождевая вода имеет рН = 5,6. Что это означает? Какое вещество, содержащееся в воздухе, при растворении в воде определяет такую кислотность среды?
139. Какая среда (кислотная или щелочная): а) в растворе шампуня (рН = 5,5);
б) в крови здорового человека (рН = 7,4); в) в желудочном соке человека (рН = 1,5); г) в слюне (рН = 7,0)?
140. В составе каменного угля, используемого на теплоэлектростанциях, содержатся соединения Нитрогена и Сульфура. Выброс в атмосферу продуктов сжигания угля приводит к образованию так называемых кислотных дождей, содержащих небольшие количества нитратной или сульфитной кислот. Какие значения рН характерны для такой дождевой воды: больше 7 или меньше 7?
141. Зависит ли рН раствора сильной кислоты от ее концентрации? Ответ обоснуйте.
142. К раствору, содержащему 1 моль калий гидроксида, прилили раствор фенолфталеина. Изменится ли окраска этого раствора, если к нему добавить хлоридную кислоту количеством вещества: а) 0,5 моль; б) 1 моль;
в) 1,5 моль?
143. В трех пробирках без надписей находятся бесцветные растворы натрий сульфата, натрий гидроксида и сульфатной кислоты. Для всех растворов измерили значение рН: в первой пробирке — 2,3, во второй — 12,6, в третьей — 6,9. В какой пробирке содержится какое вещество?
144. Ученик купил в аптеке дистиллированную воду. рН-метр показал, что значение рН этой воды равно 6,0. Затем ученик прокипятил эту воду в течение длительного времени, заполнил контейнер до верха горячей водой и закрыл крышкой. Когда вода остыла до комнатной температуры, рН-метр определил значение 7,0. После этого ученик трубочкой пропускал воздух через воду, и рН-метр снова показал 6,0. Как можно объяснить результаты этих измерений рН?
145. Как вы считаете, почему в двух бутылках уксуса от одного производителя могут содержаться растворы с несколько различными значениями рН?
Это материал учебника
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.
Химическим путем рН раствора можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов.
Кислотно-основные индикаторы – органические вещества, окраска которых зависит от кислотности среды.
Наиболее распространенными индикаторами являются лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин. Лакмус в кислой среде окрашивается в красный цвет, в щелочной – в синий. Фенолфталеин в кислой среде - бесцветный, в щелочной окрашивается в малиновый цвет. Метиловый оранжевый в кислой среде окрашивается в красный цвет, а в щелочной – в желтый.
В лабораторной практике часто смешивают ряд индикаторов, подобранных таким образом, чтобы цвет смеси изменялся в широких пределах значений рН. С их помощью можно определить рН раствора с точностью до единицы. Эти смеси называют универсальными индикаторами .
Имеются специальные приборы – рН–метры, с помощью которых можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.
Гидролиз солей
При растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие процесса диссоциации воды и, соответственно, изменяется рН среды. Это объясняется тем, что соли реагируют с водой.
Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды.
Рассмотрим процесс гидролиза в зависимости от природы оснований и кислот, образующих соль.
Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, kno3, Na2so4 и др.).
Допустим , что при взаимодействии хлорида натрия с водой происходит реакция гидролиза с образованием кислоты и основания:
NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl
Для правильного представления о характере этого взаимодействия запишем уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующим соединением в этой системе является вода:
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -
При сокращении одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения остается уравнение диссоциации воды:
Н 2 О ↔ Н + + ОН -
Как видно, в растворе нет избыточных ионов Н + или ОН - по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Отсюда делаем вывод, что соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7).
При составлении ионно–молекулярных уравнений реакций гидролиза необходимо:
1) записать уравнение диссоциации соли;
2) определить природу катиона и аниона (найти катион слабого основания или анион слабой кислоты);
3) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая, что вода - слабый электролит- и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обеих частях уравнения.
Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием
(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa и др .)
Рассмотрим реакцию гидролиза ацетата натрия. Эта соль в растворе распадается на ионы: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;
Na + -катион сильного основания, CH 3 COO - - анион слабой кислоты.
Катионы Na + не могут связывать ионы воды, так как NaОН – сильное основание - полностью распадается на ионы. Анионы слабой уксусной кислоты CH 3 COO - связывают ионы водорода с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты:
CH 3 COO - + НОН ↔ CH 3 COOН + ОН -
Видно, что в результате гидролиза CH 3 COONa в растворе образовался избыток гидроксид-ионов, и реакция среды стала щелочной (рН > 7).
Таким образом можно сделать вывод, что соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием гидролизуются по аниону ( An n - ). При этом анионы соли связывают ионы Н + , а в растворе накапливаются ионы ОН - , что обуславливает щелочную среду (рН>7):
An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (при n=1 образуется HAn – слабая кислота).
Гидролиз солей, образованных двух- и трехосновными слабыми кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато
Рассмотрим гидролиз сульфида калия. К 2 S диссоциирует в растворе:
К 2 S ↔ 2К + + S 2- ;
К + - катион сильного основания, S 2 - анион слабой кислоты.
Катионы калия не принимают участия в реакции гидролиза, взаимодействуют с водой только анионы слабой сероводородной кислоты. В данной реакции по первой ступени происходит образование слабодиссоциирующих ионов HS - , по второй ступени – образование слабой кислоты H 2 S:
1-я ступень: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;
2-я ступень: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .
Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы ОН - значительно снижают вероятность гидролиза по следующей ступени. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях.
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.
Задачник по общей и неорганической химии
7. Водные растворы протолитов. 7.1. Вода. Нейтральная, кислая и щелочная среда. Сильные протолиты
Смотрите задания >>>Теоретическая часть
Современной теорией кислот и оснований является протонная теория Бренстеда – Лаури , которая объясняет проявление веществами кислотной или основной функции тем, что они вступают в реакции протолиза – реакции обмена протонами (катионами водорода) Н + :
НА+Е А - +НЕ +
кислотаоснованиеоснование кислота
Согласно этой теории кислота – это протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона; основание – вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент – кислота НА и реагент – основание Е, а также продукт – основание А - и продукт – кислота НЕ + конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия . Поэтому в системе присутствуют четыре вещества, составляющие две сопряженные пары «кислота – основание»: НА / А - и НЕ + /Е. Вещества, проявляющие кислотные или оснóвные свойства, называют протолитами .
7.1. Вода. Нейтральная, кислая и щелочная среда. Сильные протолиты
Наиболее распространенный на Земле жидкий растворитель – вода. Помимо молекул Н 2 О, в чистой воде содержатся гидроксид-ионы ОН - и катионы оксония Н 3 О + вследствие протекающей реакции автопротолиза воды:
Н 2 O + H 2 O OH − + Н 3 O
кислота основание основание кислота
Количественной характеристикой автопротолиза воды является ионное произведение воды:
K В = [Н 3 О + ][ ОН – ] = 1 . 10 –14 (25 ° С)
Следовательно, в чистой воде
[Н 3 О + ] = [ОН – ] =1 . 10 –7 моль/л (25 ° С)
Содержание катионов оксония и гидроксид-ионов выражают также через водородный показатель pH и гидроксильный показатель pOH :
pH = -lg ,pOH = -lg [ OH – ]
В чистой воде при 25 ° С pH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
В разбавленных (менее 0,1 моль/л) водных растворах веществ значение pH может быть равно, больше или меньше pH чистой воды. При pH = 7 среду водного раствора называют нейтральной, при pH < 7 – кислотной, при pH > 7 – щелочной. Значительное увеличение концентрации ио нов H 3 O + в воде (создание кислотной среды) достигается при необратимой реакции протолиза таких веществ, как хлороводород , хлорная и серная кислоты:
HCl +H 2 O=Cl – +H 3 O + ,pH < 7
HClO 4 + H 2 O=ClO 4 – +H 3 O + ,pH < 7
H 2 SO 4 + 2H 2 O=SO 4 2– +2H 3 O + ,pH < 7
Ионы Cl – , ClO 4 – , SO 4 2– , сопряженные с этими кислотами, основными свойствами в воде не обладают. Аналогичным образом ведут себя в водном растворе некоторые гидроанионы , например гидросульфат-ион:
HSO 4 – + H 2 O=SO 4 2– +H 3 O + ,pH < 7
В связи с необратимостью реакций протолиза , сам ион H 3 O + , вещества HCl , HClO 4 и H 2 SO 4 , подобные им по протолитическим свойствам HClO 3 , HBr , HBrO 3 , HI , HIO 3 , HNO 3 , HNCS , H 2 SeO 4 , HMnO 4 , ионы HSO 4 – , HSeO 4 – и некоторые другие в водном растворе считаются сильными кислотами . В разбавленном растворе сильной кислоты НА (т.е. при с НА менее 1 моль /л) концентрация катионов оксония и рН связаны с аналитической (по приготовлению) молярной концентрацией с НА следующим образом:
[ H 3 O + ] = с НА , pH = - lg [ H 3 O + ] = - lg с НА
Пример 1 . Определите водородный показатель рН в 0,006М растворе серной кислоты при 25 ° С.
Решение
рН = ? с B = 0,006 моль/л 2 с B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O = SO 4 2– + 2H 3 O + , pH<7 pH = –lg = –lg (2 с B ) = –lg (2 ´ 0,006) = 1, 9 2 |
Ответ : 0,006М раствор H 2 SO 4 имеет рН 1, 9 2 |
Значительное увеличение концентрации ионов ОН - в воде (создание щелочной среды) достигается растворением и полной электролитической диссоциацией таких веществ, как гидроксиды калия и бария, называемых щелочами :
KOH = K + + ОН – ; Ва (ОН) 2 + 2ОН – , рН >7
Вещества КОН, Ва (ОН) 2 , NaOH и подобные им основные гидроксиды в твердом состоянии являются ионными кристаллами; при их электролитической диссоциации в водном растворе образуются ионы ОН – (это сильное основание) , а также ионы K + , Ва 2+ , Na + и др., которые кислотными свойствами в воде не обладают. При данной аналитической концентрации щелочи МОН в разбавленном растворе (с B менее 0,1 моль/л) имеем:
[ОН – ] = с M OH ; pH = 14 – рОН = 14 + lg [ОН – ] = 14 + lg с MOH
Пример 2 . Определите рН в 0,012М растворе гидроксида бария при 25 ° С.
рН = ? с B = 0,012 моль/л [ОН – ] = 2с B |
Ва (ОН) 2 = Ва 2+ + 2ОН – , pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + lg [ОН – ] = 14 + lg (2с в) = 14+ lg (2 . 0,012)=12,38 |
|