Гидролиз - это взаимодействие веществ с водой, в результате которого изменяется среда раствора.

Катионы и анионы слабых электролитов способны взаимодействовать с водой с образованием устойчивых малодиссоциируемых соединений или ионов, в результате чего меняется среда раствора. Формулы воды в уравнениях гидролиза обычно записывают в виде Н-ОН. При реакции с водой катионы слабых оснований отнимают от воды гидроксил ион, и в растворе образуется избыток Н + . Среда раствора становится кислотной. Анионы слабых кислот притягивают из воды Н + , и реакция среды становится щелочной.

В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т.е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды в процессе их растворения. Различают 4 варианта гидролиза.

1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой.

Такая соль гидролизу практически не подвергается. При этом равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается, поэтому рН=7, среда нейтральная.

Na + + H 2 O Cl - + H 2 O

2. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты, то происходит гидролиз по аниону.

Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH

Так как в растворе накапливаются ионы ОН - , то среда - щелочная, рН>7.

3. Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону.

Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl

Так как в растворе накапливаются ионы Н + , то среда кислая, рН<7.

4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу и по катиону и по аниону.

CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

Растворы таких солей имеют или слабокислую, или слабощелочную среду, т.е. величина рН близка к 7. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации кислоты и основания. Гидролиз солей, образованных очень слабыми кислотой и основанием, является практически необратимым. Это, в основном, сульфиды и карбонаты алюминия, хрома, железа.

Al 2 S 3 + 3HOH \(\leftrightarrow\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

При определении среды раствора солей необходимо учитывать, что среда раствора определяется сильным компонентом. Если соль образована кислотой, являющейся сильным электролитом, то среда раствора кислая. Если основание сильный электролит, то - щелочная.

Пример. Щелочную среду имеет раствор

1) Pb(NO 3) 2 ; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO 3

1) Pb(NO 3) 2 нитрат свинца(II). Соль образована слабым основанием и сильной кислотой , значит среда раствора кислая.

2) Na 2 CO 3 карбонат натрия. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, значит среда раствора щелочная.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Соли образованы сильным основанием NaOH и сильными кислотами HCl и HNO 3 . Среда раствора нейтральная.

Правильный ответ 2) Na 2 CO 3

В растворы солей опустили индикаторную бумажку. В растворах NaCl и NaNO 3 она не изменила цвет, значит среда раствора нейтральная . В растворе Pb(NO 3) 2 окрасилась в красный цвет, среда раствора кислая. В растворе Na 2 СO 3 окрасилась в синий цвет, среда раствора щелочная.

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. 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 ($рН=7-7.5$).

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю - так называемому РН.

Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация

Урок: Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель

Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению . Попробуем разобраться в причине данного явления.

Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.

Табл. 1

Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени Н 2 О <-> Н + + ОН -

Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации, могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х - .

Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая , то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н + + Х - <-> НХ

Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы - нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная . Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.

Рис. 1

Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое , то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая .

Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.

Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов

Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей. Табл. 2.

Табл. 2.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.

Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу

Реакции ионного обмена протекают до конца при выпадении осадка, выделения газа или малодиссоируемого вещества.

2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6 Н 2 О -> 2 Al (OH) 3 ?+ 3 H 2 S+6 NaNO 3 (1)

Если взять соль слабого основания и слабой кислоты и при этом и катион, и анион будут многозарядным, то при гидролизе таких солей будет образовываться и нерастворимый гидроксид соответствующего металла, и газообразный продукт. В данном случае гидролиз может стать необратимым. Например, в реакции (1) не образуется осадок сульфида алюминия.

Под это правило подпадают следующие соли: Al 2 S 3 , Cr 2 S 3 , Al 2 (CO 3) 3 , Cr 2 (CO 3) 3 , Fe 2 (CO 3) 3 , CuCO 3 . Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.

В органической химии гидролиз имеет очень большое значение.

При гидролизе изменяется концентрация ионов водорода в растворе, а во многих реакциях используются кислоты или основания. Поэтому, если мы будем знать концентрацию ионов водорода в растворе, то будет легче следить за процессом и управлять им. Для количественной характеристики содержания ионов в растворе используется pН раствора. Он равен отрицательному логарифму концентрации ионов водорода.

p Н = - lg [ H + ]

Концентрация ионов водорода в воде равна 10 -7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.

Если долить в раствор кислоты или добавить соль слабого основания и сильной кислоты, то концентрация ионов водорода станет больше 10 -7 и рН < 7.

Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10 -7 и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.

Рис. 3

Подведение итога урока

В ходе урока мы изучили тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнали о гидролизе - обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, было введено определение водородному показателю - так называемому рН.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

Домашнее задание

1. №№6-8 (с. 68) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Почему рН дождевой воды всегда меньше 7?

3. Что обусловливает малиновую окраску раствора карбоната натрия?

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.