Tokom lekcije proučavaćemo temu „Hidroliza. Okruženje vodenog rastvora. Indikator vodonika". Naučit ćete o hidrolizi - reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do raspadanja hemijska supstanca. Pored toga, biće uvedena i definicija vodikovog indeksa - takozvanog pH.
Tema: Rastvori i njihova koncentracija, disperzni sistemi, elektrolitička disocijacija
Lekcija: Hidroliza. Okruženje vodenog rastvora. pH vrijednost
hidroliza - ovo je reakcija izmjene tvari s vodom, što dovodi do njenog raspadanja. Pokušajmo razumjeti razloge za ovaj fenomen.
Elektroliti se dijele na jake i slabe elektrolite. Vidi tabelu. 1.
Table 1
Voda je slab elektrolit i stoga se samo u maloj mjeri disocira na jone H 2 O ↔ H + + OH -
Jone tvari koje ulaze u otopinu hidratiziraju molekuli vode. Ali može doći i do drugog procesa. Na primjer, anjoni soli, koji nastaju prilikom njene disocijacije, mogu stupiti u interakciju s vodikovim kationima, koji se, iako u maloj mjeri, ipak stvaraju tijekom disocijacije vode. U tom slučaju može doći do promjene ravnoteže disocijacije vode. Označimo kiselinski anjon X - .
Pretpostavimo da je kiselina jaka. Tada se, po definiciji, gotovo potpuno raspada na ione. Ako slaba kiselina, onda se nepotpuno disocira. Nastaje dodavanjem aniona soli i vodikovih iona koji nastaju kao rezultat disocijacije vode u vodu. Zbog njegovog formiranja, vodikovi ioni će se vezati u otopini, a njihova koncentracija će se smanjiti. N + + H - ↔ NH
Ali, prema Le Chatelierovom pravilu, kako se koncentracija vodikovih iona smanjuje, ravnoteža u prvoj reakciji se pomiče prema njihovom nastanku, odnosno udesno. Vodikovi joni će se vezati za jone vodonika iz vode, ali hidroksidni joni neće, i bit će ih više nego što je bilo u vodi prije dodavanja soli. znači, rastvor će biti alkalan. Indikator fenolftaleina će postati grimiz. Vidi sl. 1.
Rice. 1
Slično, možemo razmotriti interakciju katjona s vodom. Bez ponavljanja čitavog lanca rezonovanja, sažimamo to ako je baza slaba, tada će se joni vodonika akumulirati u otopini, i okolina će biti kisela.
Kationi i anjoni soli mogu se podijeliti u dvije vrste. Rice. 2.
Rice. 2. Klasifikacija kationa i anjona prema jačini elektrolita
Kako su i kationi i anioni, prema ovoj klasifikaciji, dva tipa, postoje ukupno 4 različite kombinacije u formiranju njihovih soli. Razmotrimo kako se svaka od klasa ovih soli odnosi na hidrolizu. Table 2.
|
Koja se jačina kiseline i baze koristi za formiranje soli? |
Primjeri soli |
Odnos prema hidrolizi |
srijeda |
Bojenje lakmusom |
|
Sol jake baze i jaka kiselina |
NaCl, Ba(NO 3) 2, K 2 SO 4 |
Ne podliježu hidrolizi. |
neutralan |
ljubičasta |
|
Sol slabe baze i jake kiseline |
ZnSO 4, AlCl 3, Fe(NO 3) 3 |
Hidroliza katjonom. Zn 2+ + HOH ZnOH + + H + |
||
|
Sol jake baze i slabe kiseline |
Na 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 2 SO 3 |
Hidroliza anjonom CO 3 2 + HOH |
alkalna |
|
|
Sol slabe baze i slabe kiseline |
FeS, Al(NO 2) 3, CuS |
Hidroliza i anjona i kationa. |
Okruženje rastvora zavisi od toga koji će od nastalih spojeva biti slabiji elektrolit. |
zavisi od jačeg elektrolita. |
HCO3+OHTable 2.
Hidroliza se može poboljšati razrjeđivanjem otopine ili zagrijavanjem sistema.
Soli koje prolaze kroz nepovratnu hidrolizu
Reakcije ionske izmjene nastavljaju se do završetka formiranjem taloga, oslobađanjem plina ili slabo disocirane tvari.
2 Al (NO 3) 3 + 3 Na 2 S +6N 2 O→ 2 Al (OH) 3 ↓+ 3 H 2 S+6 NaNO 3(1)
Ako uzmemo sol slabe baze i slabe kiseline i i kation i anion su višestruko nabijeni, tada će se pri hidrolizi takvih soli formirati i nerastvorljivi hidroksid odgovarajućeg metala i plinoviti produkt. U tom slučaju hidroliza može postati nepovratna. Na primjer, u reakciji (1) ne nastaje talog aluminijum sulfida.
Pod ovo pravilo spadaju sledeće soli: 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. Ove soli u vodenoj sredini prolaze kroz ireverzibilnu hidrolizu. Ne mogu se nabaviti u vodeni rastvor.
IN organska hemija hidroliza ima vrlo veliki značaj.
Hidroliza mijenja koncentraciju vodikovih iona u otopini, a mnoge reakcije uključuju kiseline ili baze. Stoga, ako znamo koncentraciju vodikovih jona u otopini, lakše ćemo pratiti i kontrolirati proces. Za kvantitativno obilježje sadržaja iona u otopini koristi se pH otopine. Jednako je negativni logaritam koncentracija vodikovih jona.
strN = -lg [ H + ]
Koncentracija vodikovih jona u vodi je 10 -7 stepeni, odnosno pH = 7 za apsolutno čistu vodu na sobnoj temperaturi.
Ako u otopinu dodate kiselinu ili sol slabe baze i jake kiseline, koncentracija vodikovih iona će postati veća od 10 -7 i pH< 7.
Ako dodate alkalije ili soli jake baze i slabe kiseline, koncentracija vodikovih jona će postati manja od 10 -7 i pH>7. Vidi sl. 3. Poznavanje kvantitativnog indikatora kiselosti je neophodno u mnogim slučajevima. Na primjer, pH vrijednostželudačni sok je 1,7. Povećanje ili smanjenje ove vrijednosti dovodi do poremećaja ljudskih probavnih funkcija. IN poljoprivreda prati se kiselost tla. Na primjer, za vrtlarstvo je najbolje tlo sa pH = 5-6. Ako dođe do odstupanja od ovih vrijednosti, zemljištu se dodaju zakiseljavajući ili alkalizirajući aditivi.
Rice. 3
Sumiranje lekcije
Tokom lekcije proučavali smo temu „Hidroliza. Okruženje vodenog rastvora. Indikator vodonika". Naučili ste o hidrolizi - reakciji izmjene tvari s vodom koja dovodi do razgradnje kemijske tvari. Osim toga, uvedena je i definicija za indikator vodonika - takozvani pH.
Bibliografija
1. Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšta hemija. 11. razred: udžbenik za obrazovne institucije: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Popel P.P. Hemija: 8. razred: udžbenik za opšte obrazovanje obrazovne institucije/ P.P. Popel, L.S. Krivlya. - K.: IC "Akademija", 2008. - 240 str.: ilustr.
3. Gabrielyan O.S. hemija. 11. razred. Osnovni nivo. 2. izdanje, izbrisano. - M.: Drfa, 2007. - 220 str.
Zadaća
1. br. 6-8 (str. 68) Rudžitis G.E. hemija. Osnove opšte hemije. 11. razred: udžbenik za opšteobrazovne ustanove: osnovni nivo / G.E. Rudžitis, F.G. Feldman. - 14. izd. - M.: Obrazovanje, 2012.
2. Zašto je pH kišnice uvijek manji od 7?
3. Šta uzrokuje grimiznu boju otopine natrijum karbonata?
Zadaci sa komentarima i rješenjima
Prethodnih godina ovladavanje ovim elementom sadržaja testirano je zadacima višestrukog izbora (osnovni nivo težine). Evo primjera takvih zadataka.
Primjer 39. Vodeni rastvor ima kiselu reakciju
1) kalcijum nitrat
2) stroncijum hlorid
3) aluminijum hlorid
4) cezijum sulfat
Podsjetimo da srednje soli formirane od slabe baze i jake kiseline (hidroliza katjonom) imaju kiselu reakciju. Među predloženim odgovorima postoji takva sol - to je aluminij klorid. Prema tome, medij njegovog rastvora je kisel:
Primjer 40. Vodeni rastvori gvožđe(III) sulfata i
1) kalcijum nitrat
2) stroncijum hlorid
3) bakar hlorid
4) cezijum sulfat
Vodeno okruženje gvožđe(III) sulfat je kiseo, kao i za sve soli koje formiraju slaba baza i jaka kiselina:
U opcijama odgovora postoji samo jedna slična sol - bakar klorid. Shodno tome, medij njegovog rastvora je takođe kisel:
IN ispitni rad U 2017. godini poznavanje ovog elementa sadržaja će se provjeravati zadacima viši nivo složenost (zadaci sa kratkim odgovorom). Evo primjera takvih zadataka.
Primjer 41. Spojite naziv soli sa reakcijom njene vodene otopine.
Medij vodene otopine soli određuje se prema vrsti hidrolize (ako je moguće). Razmotrimo odnos prema hidrolizi svake od predloženih soli.
A) Kalijum nitrat KNO 3 je so jake kiseline i jake baze. Soli ovog sastava ne podležu hidrolizi. Medijum vodenog rastvora ove soli je neutralan (A-2).
B) Aluminijum sulfat Al 2 (SO 4) 3 je so koju formiraju jaka sumporna kiselina i slaba baza (aluminijum hidroksid). Posljedično, sol će se podvrgnuti hidrolizi na katjonu:
Kao rezultat akumulacije H+ jona, okruženje rastvora soli biće kiselo (B-1).
B) Kalijum sulfid K 2 S formiraju jaka baza i vrlo slaba hidrosulfidna kiselina. Takve soli se podvrgavaju hidrolizi na anionu:
Kao rezultat akumulacije OH jona, medij rastvora soli će biti alkalni (B-3).
D) Natrijum ortofosfat Na 3 PO 4 formiran je od jake baze i prilično slabe ortofosforne kiseline. Posljedično, sol će se podvrgnuti hidrolizi na anjonu:
Kao rezultat akumulacije OH jona, medij rastvora soli će biti alkalni (G-3).
Sažmite. Prva otopina je neutralna, druga kisela, posljednja dva su alkalna.
Da bismo dobili tačan odgovor, prvo utvrđujemo prirodu kiselina i baza koje formiraju ove soli.
A) BeSO 4 nastaje od slabe baze i jake sumporne kiseline, takve soli podležu hidrolizi na katjonu.
B) KNO 2 formiraju jaka baza i slaba azotna kiselina; takve soli se hidrolizuju na anjonu.
B) Pb(NO 3) 2 formiraju slaba baza i jaka azotne kiseline, takve soli se podvrgavaju hidrolizi na katjonu.
D) CuCl 2 nastaje od slabe baze i jake hlorovodonične kiseline; takve soli podležu hidrolizi na katjonu.
Da bismo dobili tačan odgovor, ustanovimo prirodu kiselina i baza koje tvore predložene soli:
A) litijum sulfid Li 2 S - so formirana od jake baze i slabe kiseline, podvrgava se hidrolizi na anjonu;
B) kalijum hlorat KClO 3 - so formirana od jake baze i jake kiseline i ne podleže hidrolizi;
B) amonijum nitrit NH 4 NO 2 - so formirana od slabe baze i slabe kiseline, hidroliza se dešava i na kationu i na anjonu;
D) natrijum propionat C 3 H 7 COONa - so formirana od jake baze i slabe kiseline, hidroliza se dešava duž anjona.
| A | B | IN | G |
Proučavamo uticaj univerzalnog indikatora na rastvore određenih soli 
Kao što vidimo, sredina prve otopine je neutralna (pH = 7), druga je kisela (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kako objasniti tako zanimljivu činjenicu? 🙂
Prvo, sjetimo se šta je pH i od čega zavisi.
pH je vodonični indeks, mjera koncentracije vodikovih jona u otopini (prema prvim slovima latinske riječi potentia hydrogeni - jačina vodonika).
pH se računa kao negativan decimalni logaritam koncentracija vodikovih jona, izražena u molovima po litri:
U čistoj vodi na 25 °C koncentracije vodikovih iona i hidroksidnih jona su iste i iznose 10 -7 mol/l (pH = 7).
Kada su koncentracije oba tipa jona u otopini jednake, otopina je neutralna. Kada > je rastvor kisela, a kada > je alkalna.
Što uzrokuje narušavanje jednakosti koncentracija vodikovih iona i hidroksidnih iona u nekim vodenim otopinama soli?
Činjenica je da dolazi do pomaka u ravnoteži disocijacije vode zbog vezivanja jednog od njenih jona (ili ) sa ionima soli sa stvaranjem blago disociranog, teško rastvorljivog ili hlapljivog proizvoda. Ovo je suština hidrolize.
- Ovo hemijska reakcija joni soli sa ionima vode, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita - kiseline (ili kisele soli), ili baze (ili bazične soli).
Riječ "hidroliza" znači razlaganje vodom ("hidro" - voda, "liza" - razlaganje).
Ovisno o tome koji ion soli stupa u interakciju s vodom, razlikuju se tri vrste hidrolize:
- hidroliza katjonom (samo kation reaguje sa vodom);
- hidroliza anjonom (samo anjon reaguje sa vodom);
- zajednička hidroliza - hidroliza na kationu i na anjonu (i kation i anion reaguju sa vodom).
Bilo koja sol se može smatrati proizvodom koji nastaje interakcijom baze i kiseline:
Hidroliza soli je interakcija njenih jona sa vodom, što dovodi do pojave kiselog ili alkalnog okruženja, ali nije praćeno stvaranjem taloga ili gasa.
Proces hidrolize se odvija samo uz učešće rastvorljiv soli i sastoji se od dvije faze:
1)disocijacija soli u rastvoru - nepovratan reakcija (stepen disocijacije, ili 100%);
2) zapravo , tj. interakcija jona soli sa vodom, - reverzibilan reakcija (stepen hidrolize ˂ 1, ili 100%)
Jednačine 1. i 2. faze - prva od njih je nepovratna, druga je reverzibilna - ne možete ih sabrati!
Imajte na umu da soli formirane od kationa alkalije i anjoni jaka kiseline se ne podvrgavaju hidrolizi; one se disociraju samo kada su otopljene u vodi. U rastvorima soli KCl, NaNO 3, NaSO 4 i BaI, medij neutralan.
Hidroliza anjonom
U slučaju interakcije anjoni otopljena sol s vodom naziva se proces hidroliza soli na anjonu.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disocijacija)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidroliza)
Do disocijacije KNO 2 soli dolazi u potpunosti, do hidrolize anjona NO 2 dolazi u vrlo maloj mjeri (za 0,1 M otopinu - za 0,0014%), ali to je dovoljno da otopina postane alkalna(među produktima hidrolize nalazi se OH - jon), sadrži str H = 8,14.
Anioni se podvrgavaju samo hidrolizi slab kiseline (in u ovom primjeru– nitritni jon NO 2, što odgovara slabom azotna kiselina HNO2). Anion slabe kiseline privlači vodikov kation prisutan u vodi i formira molekul ove kiseline, dok hidroksidni ion ostaje slobodan:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
primjeri:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Imajte na umu da u primjerima (c-e) ne možete povećati broj molekula vode i umjesto hidroaniona (HCO 3, HPO 4, HS) napišite formule odgovarajućih kiselina (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidroliza je reverzibilna reakcija i ne može teći “do kraja” (do stvaranja kiseline).
Ako bi se u rastvoru njene soli NaCO 3 formirala tako nestabilna kiselina kao što je H 2 CO 3, tada bi se uočilo oslobađanje gasa CO 2 iz rastvora (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Međutim, kada se soda otopi u vodi, formira se prozirna otopina bez razvijanja plina, što je dokaz nepotpunosti hidrolize aniona s pojavom samo hidraniona u otopini. ugljična kiselina HCO 3 - .
Stepen hidrolize soli anjonom zavisi od stepena disocijacije produkta hidrolize – kiseline. Što je kiselina slabija, to je veći stepen hidrolize. Na primjer, CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- joni se hidroliziraju u većoj mjeri od jona NO 2, jer je disocijacija H 2 CO 3 i H 2 S u 2. fazi, a H 3 PO 4 u 3. fazi teče znatno manje od disocijacije kiseline HNO 2. Stoga će biti rješenja, na primjer, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS visoko alkalna(što se lako vidi po tome koliko je soda sapunasta na dodir) .
Višak OH jona u otopini može se lako otkriti indikatorom ili izmjeriti posebnim uređajima (pH metrima).
Ako je u koncentrovanoj otopini soli koja je jako hidrolizirana anjonom,
na primjer, Na 2 CO 3, dodajte aluminij, tada će potonji (zbog amfoternosti) reagirati sa alkalijom i primijetit će se oslobađanje vodika. Ovo je dodatni dokaz hidrolize, jer nismo dodavali NaOH alkaliju u rastvor sode!
Obratite posebnu pažnju na soli kiselina srednje jačine - ortofosforne i sumporne. U prvom koraku, ove kiseline prilično dobro disociraju, tako da oni kisele soli Ne podvrgavaju se hidrolizi, a okruženje rastvora takvih soli je kiselo (zbog prisustva vodikovog kationa u soli). A srednje soli hidroliziraju na anjonu - medij je alkalni. Dakle, hidrosulfiti, hidrogen fosfati i dihidrogen fosfati ne hidroliziraju na anjonu, medij je kisel. Sulfiti i fosfati se hidroliziraju anjonom, medij je alkalni.
Hidroliza katjonom
Kada otopljeni kation soli stupi u interakciju s vodom, proces se naziva
hidroliza soli na katjonu
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (disocijacija)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidroliza)
Do disocijacije soli Ni(NO 3) 2 dolazi u potpunosti, hidroliza katjona Ni 2+ se dešava u vrlo maloj meri (za 0,1 M rastvor - za 0,001%), ali to je dovoljno da medij postane kisel. (H+ jon je prisutan među produktima hidrolize).
Kationi samo slabo rastvorljivih bazičnih i amfoterni hidroksidi i amonijum kation NH4+. Kation metala odvaja hidroksidni jon od molekula vode i oslobađa hidrogen kation H+.
Kao rezultat hidrolize, amonijev kation stvara slabu bazu - amonijak hidrat i vodikov kation:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Imajte na umu da ne možete povećati broj molekula vode i pisati formule hidroksida (na primjer, Ni(OH) 2) umjesto hidroksikacija (na primjer, NiOH +). Ako bi se formirali hidroksidi, tada bi se iz rastvora soli formirala precipitacija, što se ne primećuje (te soli formiraju prozirne rastvore).
Višak vodikovih katjona može se lako otkriti indikatorom ili izmjeriti posebnim uređajima. Magnezij ili cink se dodaju u koncentriranu otopinu soli koja je snažno hidrolizirana kationom, a potonji reagiraju s kiselinom i oslobađaju vodik.
Ako je sol nerastvorljiva, onda nema hidrolize, jer ioni ne stupaju u interakciju s vodom.
Da bismo razumjeli što je hidroliza soli, prisjetimo se najprije kako se kiseline i alkalije diociraju.
Ono što je zajedničko svim kiselinama je da prilikom disocijacije nužno nastaju vodikovi kationi (H+), dok kada se sve alkalije disocijacije uvijek nastaju hidroksidni joni (OH −).
S tim u vezi, ako u otopini, iz ovog ili onog razloga, ima više H + jona, za otopinu se kaže da ima kiselu reakciju medija, ako je OH - - alkalnu reakciju medija.
Ako je sve jasno s kiselinama i alkalijama, kakva će reakcija medija biti u otopinama soli?
Na prvi pogled, uvijek bi trebao biti neutralan. I zaista, odakle, na primjer, u otopini natrijevog sulfida dolazi višak vodikovih kationa ili hidroksidnih iona? Sam natrijev sulfid nakon disocijacije ne stvara ione jednog ili drugog tipa:
Na 2 S = 2Na + + S 2-
Međutim, da imate pred sobom, na primjer, vodene otopine natrijevog sulfida, natrijum hlorida, cink nitrata i elektronski pH metar (digitalni uređaj za određivanje kiselosti medija), otkrili biste neobična pojava. Uređaj bi vam pokazao da je pH rastvora natrijum sulfida veći od 7, tj. postoji jasan višak hidroksidnih jona. Medijum rastvora natrijum hlorida bio bi neutralan (pH = 7), a rastvor Zn(NO 3) 2 bio bi kisel.
Jedina stvar koja ispunjava naša očekivanja je okruženje rastvora natrijum hlorida. Ispostavilo se da je neutralna, očekivano.
Ali odakle dolazi višak iona hidroksida u otopini natrijum sulfida i vodikovih kationa u otopini cink nitrata?
Pokušajmo to shvatiti. Da bismo to učinili, moramo razumjeti sljedeće teorijske tačke.
Bilo koja sol se može smatrati proizvodom interakcije kiseline i baze. Kiseline i baze se dijele na jake i slabe. Podsjetimo, jake se nazivaju one kiseline i baze čiji je stupanj disocijacije blizu 100%.
Napomena: sumpor (H 2 SO 3) i fosfor (H 3 PO 4) se često klasifikuju kao kiseline srednje jačine, ali kada se razmatraju zadaci hidrolize treba ih klasifikovati kao slabe.
Kiseli ostaci slabih kiselina sposobni su za reverzibilnu interakciju s molekulama vode, uklanjajući iz njih vodonične katione H +. Na primjer, sulfidni ion, koji je kiseli ostatak slabe sumporovodikove kiseline, stupa u interakciju s njim na sljedeći način:
S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −
HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −
Kao što vidite, kao rezultat ove interakcije nastaje višak hidroksidnih iona, koji je odgovoran za alkalnu reakciju medija. Odnosno, kiseli ostaci slabih kiselina povećavaju alkalnost okoline. U slučaju otopina soli koje sadrže takve kisele ostatke, kaže se da za njih postoji anjonska hidroliza.
Kiseli ostaci jakih kiselina, za razliku od slabih, ne stupaju u interakciju s vodom. Odnosno, ne utiču na pH vodenog rastvora. Na primjer, kloridni ion, koji je kiseli ostatak jake klorovodične kiseline, ne reagira s vodom:
Odnosno, joni klorida ne utiču na pH rastvora.
Od metalnih katjona, samo oni koji odgovaraju slabim bazama mogu stupiti u interakciju s vodom. Na primjer, kation Zn 2+, koji odgovara slaboj bazi cink hidroksida. U vodenim rastvorima soli cinka dešavaju se sledeći procesi:
Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +
Kao što se može vidjeti iz gornjih jednačina, kao rezultat interakcije kationa cinka s vodom, kationi vodonika se akumuliraju u otopini, povećavajući kiselost okoline, odnosno snižavajući pH. Ako sol sadrži katione koji odgovaraju slabim bazama, u ovom slučaju se kaže da je sol hidrolizira na katjonu.
Kationi metala, koji odgovaraju jakim bazama, ne stupaju u interakciju s vodom. Na primjer, kation Na + odgovara jakoj bazi - natrijum hidroksidu. Zbog toga joni natrija ne reaguju sa vodom i ni na koji način ne utiču na pH rastvora.
Dakle, na osnovu gore navedenog, soli se mogu podijeliti u 4 vrste, i to one koje nastaju:
1) jaka baza i jaka kiselina,
Takve soli ne sadrže ni kisele ostatke ni metalne katione koji stupaju u interakciju s vodom, tj. sposoban da utiče na pH vodene otopine. Otopine takvih soli imaju neutralno reakcijsko okruženje. Za takve soli kažu da oni ne podležu hidrolizi.
primjeri: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4, itd.
2) jaka baza i slaba kiselina
U otopinama takvih soli samo kiseli ostaci reagiraju s vodom. Medijum vodenih rastvora takvih soli je alkalni; u odnosu na soli ove vrste kažu da hidrolizuju na anjonu
primjeri: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S, itd.
3) slaba baza i jaka kiselina
U takvim solima kationi reagiraju s vodom, ali kiseli ostaci ne reagiraju - hidroliza soli katjonom, okolina je kisela.
primjeri: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4, itd.
4) slaba baza i slaba kiselina.
I kationi i anjoni kiselih ostataka reagiraju s vodom. Dolazi do hidrolize soli ove vrste i kation i anion ili. Kažu i o takvim solima kojima su podložni nepovratna hidroliza.
Šta to znači da su nepovratno hidrolizovani?
Budući da u ovom slučaju i kationi metala (ili NH 4 +) i anioni kiselog ostatka reagiraju s vodom, u otopini se pojavljuju i H + ioni i OH − ioni koji formiraju izuzetno slabo disocijirajuću tvar - vodu (H 2 O) .
To pak dovodi do činjenice da se soli nastale od kiselih ostataka slabih baza i slabih kiselina ne mogu dobiti reakcijama izmjene, već samo sintezom u čvrstoj fazi, ili se uopće ne mogu dobiti. Na primjer, prilikom miješanja otopine aluminij nitrata s otopinom natrijevog sulfida, umjesto očekivane reakcije:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− reakcija se ne odvija na ovaj način!)
Uočava se sljedeća reakcija:
2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3
Međutim, aluminijum sulfid se može lako dobiti spajanjem aluminijumskog praha sa sumporom:
2Al + 3S = Al 2 S 3
Kada se aluminij sulfid doda vodi, on, kao i kada se pokušava dobiti u vodenom rastvoru, prolazi kroz nepovratnu hidrolizu.
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Hidroliza je interakcija tvari s vodom, uslijed čega se mijenja okolina otopine.
Kationi i anioni slabih elektrolita su u stanju da u interakciji sa vodom formiraju stabilna, blago disocijabilna jedinjenja ili ione, usled čega se menja okruženje rastvora. Formule za vodu u jednadžbama hidrolize obično se pišu kao H‑OH. Kada reagiraju s vodom, kationi slabih baza uklanjaju hidroksilne ione iz vode, a u otopini nastaje višak H +. Okruženje rastvora postaje kiselo. Anioni slabih kiselina privlače H+ iz vode i reakcija medija postaje alkalna.
IN neorganska hemija najčešće imamo posla sa hidrolizom soli, tj. s izmjenom interakcije jona soli sa molekulima vode u procesu njihovog rastvaranja. Postoje 4 opcije za hidrolizu.
1. Sol se formira od jake baze i jake kiseline.
Ova sol praktički ne prolazi kroz hidrolizu. U ovom slučaju, ravnoteža disocijacije vode u prisustvu jona soli gotovo da nije narušena, pa je pH = 7, medij je neutralan.
Na + + H 2 O Cl ‑ + H 2 O
2. Ako se sol formira od kationa jake baze i anjona slabe kiseline, tada dolazi do hidrolize anjona.
Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH
Pošto se OH - joni akumuliraju u rastvoru, medij je alkalni, pH>7.
3. Ako se sol formira od kationa slabe baze i anjona jake kiseline, tada dolazi do hidrolize duž kationa.
Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +
SuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl
Pošto se ioni H+ akumuliraju u rastvoru, medij je kisel, pH<7.
4. Sol formirana od kationa slabe baze i anjona slabe kiseline podliježe hidrolizi i kationa i anjona.
CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH
CH 3 COO ‑ + + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH
Rastvori takvih soli imaju ili blago kiselu ili blago alkalnu sredinu, tj. pH vrijednost je blizu 7. Reakcija medija ovisi o odnosu konstanti disocijacije kiseline i baze. Hidroliza soli formiranih od vrlo slabih kiselina i baza je praktički nepovratna. To su uglavnom sulfidi i karbonati aluminijuma, hroma i gvožđa.
Al 2 S 3 + 3HOH \(\leftrightarrow\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Prilikom određivanja medija otopine soli potrebno je uzeti u obzir da je medij otopine određen jakom komponentom. Ako sol formira kiselina, koja je jak elektrolit, tada je otopina kisela. Ako je baza jak elektrolit, onda je alkalna.
Primjer. Rastvor ima alkalno okruženje
1) Pb(NO 3) 2; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO3
1) Pb(NO 3) 2 olovo(II) nitrat. Sol se formira od slabe baze i jaka kiselina, znači okruženje rješenja kiselo.
2) Na 2 CO 3 natrijum karbonat. Formirana sol jak temelj i slaba kiselina, što znači rastvor rastvora alkalna.
3) NaCl; 4) NaNO 3 soli nastaju od jake baze NaOH i jakih kiselina HCl i HNO 3. Medij za rastvor je neutralan.
Tačan odgovor 2) Na 2 CO 3
Indikatorski papir je umočen u rastvor soli. U rastvorima NaCl i NaNO 3 nije promenio boju, što znači okruženje rastvora neutralan. U rastvoru, Pb(NO 3) 2 postaje crven, medij rastvora kiselo. U rastvoru, Na 2 CO 3 postaje plav, medij rastvora alkalna.
