Среда водных растворов кислая нейтральная щелочная. Гидролиз солей

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).

Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^{+}$ или $ОН^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$

$KCN=K^{+}+CN^{-}$

Образующиеся при этих процессах ионы $Н^{+}$ и $CN^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^{-}$.

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.

$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);

б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.

${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.

$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$

$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$

Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^{-}$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.

${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$

Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН

б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные $М^{2+}$ (например, $Ni^{2+}, Cu^{2+}, Zn^{2+}…$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные $М^{3+}$ (например, $Fe^{3+}, Al^{3+}, Cr^{3+}…$).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $Ni(NO_3)_2$.

${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$

Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН

Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы $ОН^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание ; анион слабой кислоты связывает ионы $Н^{+}$ из молекул воды, образуя слабую кислоту . Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:

1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$

2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$

В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная ($рН = 7$), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH

Как вы уже заметили, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. их гидролиз является необратимым процессом.

В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы $Н^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $ОН^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:

а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;

б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;

в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.

К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.

Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($KCl=K^{+}+Cl^{-}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($рН=7$), т.к. концентрации ионов $Н^{+}$ и $ОН^{-}$ в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

а) добавить воды (уменьшить концентрацию);

б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:

$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,

а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:

$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3{}↖{⇄}H_2$

Гидролиз солей

Условные обозначения:

Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:

а) увеличить концентрацию растворенного вещества;

б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

в) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия $K_2CO_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $ОН^{-}$.

В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:

$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,

т.е. раствор имеет слабощелочную среду.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рН среды.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$

$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$

Если в крови избыток ионов $Н^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).

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) 3

1. 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)
– основная соль.

Гидролиз идет по катиону.

Дополнительная информация
(на обороте карточки)

1. Кто сильнее – основание или кислота, тот и определяет среду: кислую или щелочную.
2. Диссоциацию и гидролиз многоосновных кислот и оснований учитываем только по первой ступени. Например:

Аl(ОН) 3 = Аl + ОH – ,

Н 3 РO 4 = Н + + .

3. Ряд активности кислот (их силы):

4. Ряд активности оснований (их силы):

5. Чем правее в своем ряду стоит кислота и основание, тем они слабее.
6. Количество молекул воды, участвующих в гидролизе соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли:

Na 2 SO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),

ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 = 2 (H 2 O),

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O).

7. Гидролиз идет по катиону, если основание слабое, и по аниону, если кислота слабая.

Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений.

ЛИТЕРАТУРА

Антошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998;
Ахметов Н.С . Неорганическая химия. М.: Просвещение, 1990;
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1978;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. Химия. М.: Экзамен, 1998;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попов В.А . Химия. М.: Дрофа, 1997;
Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая и неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1977;
Метельский А.В. Химия. Минск: Белорусская энциклопедия, 1997;
Полинг Л., Полинг П . Химия. М.: Мир, 1998;
Пиментел Д.С. Химия. М.: Мир, 1967;
Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1997;
Холин Ю.В., Слета Л.А. Репетитор по химии. Харьков: Фолино, 1998;
Хомченко Г.П . Химия. М.: Высшая школа, 1998.

Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Гидролиз солей

Мы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.

Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .

Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.

Типы солей

Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.

Кислоты:

Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.

Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.

Основания:

Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.

Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.

Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :

Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.

Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.

Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.

Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.

Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :

Гидролиз хлорида железа FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl (молекулярное уравнение)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)

Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:

Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH (молекулярное уравнение)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)

Пример совместного гидролиза:

Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.

Например:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3 + 6NaCl

Fe 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

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

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: