Et mõista, mis on soolade hüdrolüüs, tuletagem esmalt meelde, kuidas happed ja leelised dissotsieeruvad.

Kõigil hapetel on ühine see, et nende dissotsieerumisel tekivad tingimata vesiniku katioonid (H +), samas kui kõigi leeliste dissotsieerumisel tekivad alati hüdroksiidioonid (OH -).

Sellega seoses, kui lahuses on ühel või teisel põhjusel rohkem H + ioone, öeldakse, et lahusel on keskkonna happeline reaktsioon, kui OH − - keskkonna leeliseline reaktsioon.

Kui hapete ja leeliste puhul on kõik selge, siis milline on keskkonna reaktsioon soolalahustes?

Esmapilgul peaks see alati olema neutraalne. Ja tõde on see, kust näiteks naatriumsulfiidi lahuses võib tulla vesinikkatioonide või hüdroksiidioonide liig. Naatriumsulfiid ise ei moodusta dissotsiatsiooni ajal kumbagi tüüpi ioone:

Na 2 S \u003d 2Na + + S 2-

Kui teil oleks aga näiteks naatriumsulfiidi, naatriumkloriidi, tsinknitraadi vesilahused ja elektrooniline pH-meeter (digitaalne seade keskkonna happesuse määramiseks), leiaksite ebatavalise nähtuse. Instrument näitaks teile, et naatriumsulfiidi lahuse pH on suurem kui 7, st. selles on selge hüdroksiidioonide liig. Naatriumkloriidi lahuse keskkond oleks neutraalne (pH = 7), Zn(NO 3) 2 lahus oleks happeline.

Ainus asi, mis vastab meie ootustele, on naatriumkloriidi lahus. See osutus ootuspäraselt neutraalseks.
Kust tuli aga naatriumsulfiidi lahuses olevate hüdroksiidioonide ja tsinknitraadi lahuses vesiniku katioonide liig?

Proovime selle välja mõelda. Selleks peame õppima järgmisi teoreetilisi punkte.

Mis tahes soola võib pidada happe ja aluse reaktsioonisaaduseks. Happed ja alused jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Tuletame meelde, et neid happeid ja aluseid, mille dissotsiatsiooniaste on ligi 100%, nimetatakse tugevateks.

Märkus: väävlit (H 2 SO 3) ja fosforit (H 3 PO 4) nimetatakse sageli keskmise tugevusega hapeteks, kuid hüdrolüüsi ülesandeid arvesse võttes tuleks need klassifitseerida nõrkadeks.

Nõrkade hapete happelised jäägid on võimelised veemolekulidega pöörduvalt interakteeruma, rebides neilt ära vesiniku katioone H +. Näiteks sulfiidiioon, mis on nõrga vesinikväävelhappe happeline jääk, interakteerub sellega järgmiselt:

S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -

HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -

Nagu näha, moodustub selle interaktsiooni tulemusena hüdroksiidioonide liig, mis vastutab keskkonna leeliselise reaktsiooni eest. See tähendab, et nõrkade hapete happejäägid suurendavad keskkonna leeliselisust. Selliseid happelisi jääke sisaldavate soolalahuste puhul öeldakse, et nende puhul anioonide hüdrolüüs.

Tugevate hapete happejäägid, erinevalt nõrkadest, ei suhtle veega. See tähendab, et need ei mõjuta vesilahuse pH-d. Näiteks kloriidioon, mis on tugeva vesinikkloriidhappe happeline jääk, ei reageeri veega:

See tähendab, et kloriidiioonid ei mõjuta lahuse pH-d.

Metalli katioonidest suudavad veega suhelda ka ainult need, mis vastavad nõrkadele alustele. Näiteks Zn 2+ katioon, mis vastab nõrgaaluselisele tsinkhüdroksiidile. Tsingisoolade vesilahustes toimuvad järgmised protsessid:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Nagu ülaltoodud võrranditest näha, kogunevad tsingi katioonide ja veega interaktsiooni tulemusena lahusesse vesiniku katioonid, mis suurendavad keskkonna happesust, st alandavad pH-d. Kui soola koostis sisaldab katioone, mis vastavad nõrkadele alustele, siis sel juhul öeldakse, et sool hüdrolüüsitud katioonis.

Metalli katioonid, mis vastavad tugevatele alustele, ei suhtle veega. Näiteks Na + katioon vastab tugevale alusele - naatriumhüdroksiidile. Seetõttu ei reageeri naatriumiioonid veega ega mõjuta kuidagi lahuse pH-d.

Seega võib eelneva põhjal soolad jagada 4 tüüpi, nimelt moodustuvad:

1) tugev alus ja tugev hape,

Sellised soolad ei sisalda ei happelisi jääke ega metallikatioone, mis interakteeruvad veega, st. võib mõjutada vesilahuse pH-d. Selliste soolade lahustel on neutraalne reaktsioonikeskkond. Sellised soolad väidetavalt on ei läbi hüdrolüüsi.

Näited: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4 jne.

2) tugev alus ja nõrk hape

Selliste soolade lahustes reageerivad veega ainult happejäägid. Selliste soolade vesilahuste keskkond on leeliseline; seda tüüpi soolade kohta ütlevad nad, et need hüdrolüüsub anioonil

Näited: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S jne.

3) nõrk alus ja tugev hape

Sellistes soolades reageerivad katioonid veega ja happelised jäägid ei reageeri - soola hüdrolüüs katioonis, happeline keskkond.

Näited: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 jne.

4) nõrk alus ja nõrk hape.

Happejääkide katioonid ja anioonid reageerivad veega. Seda tüüpi soolade hüdrolüüs on nii katioon kui anioon või. Räägitakse ka sellistest sooladest, millega nad kokku puutuvad pöördumatu hüdrolüüs.

Mida see tähendab, et need on pöördumatult hüdrolüüsitud?

Kuna sel juhul reageerivad veega nii happejäägi metalli katioonid (ehk NH 4 +) kui ka anioonid, ilmuvad lahusesse samaaegselt nii H + ioonid kui ka OH - ioonid, mis moodustavad äärmiselt vähe dissotsieeruva aine - vee (H 2 O ).

See omakorda viib selleni, et nõrkade aluste ja nõrkade hapete happelistest jääkidest moodustunud sooli ei saa saada vahetusreaktsioonide, vaid ainult tahkefaasilise sünteesi teel või ei saa neid üldse. Näiteks alumiiniumnitraadi lahuse segamisel naatriumsulfiidi lahusega oodatava reaktsiooni asemel:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S \u003d Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- nii et reaktsioon ei toimu!)

Täheldatakse järgmist reaktsiooni:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2S + 6NaNO 3

Alumiiniumsulfiidi saab aga probleemideta saada, sulatades alumiiniumipulbri väävliga:

2Al + 3S = Al 2S 3

Alumiiniumsulfiidi lisamisel veele toimub see, nagu ka vesilahuses saada, pöördumatu hüdrolüüs.

Al 2S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Keemiliselt saab lahuse pH-d määrata happe-aluse indikaatorite abil.

Happe-aluse indikaatorid on orgaanilised ained, mille värvus sõltub keskkonna happesusest.

Levinumad indikaatorid on lakmus, metüülapelsin, fenoolftaleiin. Lakmus muutub happelises keskkonnas punaseks ja leeliselises keskkonnas siniseks. Fenoolftaleiin on happelises keskkonnas värvitu, kuid leeliselises keskkonnas muutub karmiinpunaseks. Metüüloranž muutub happelises keskkonnas punaseks ja leeliselises keskkonnas kollaseks.

Laboratoorses praktikas segatakse sageli mitmeid indikaatoreid, mis on valitud nii, et segu värvus varieerub laias pH väärtuste vahemikus. Nende abiga saate määrata lahuse pH täpsusega kuni üks. Neid segusid nimetatakse universaalsed näitajad.

On olemas spetsiaalsed seadmed - pH-meetrid, millega saate määrata lahuste pH vahemikus 0 kuni 14 0,01 pH-ühiku täpsusega.

Soola hüdrolüüs

Mõne soola lahustamisel vees häirub vee dissotsiatsiooniprotsessi tasakaal ja vastavalt muutub keskkonna pH. Seda seetõttu, et soolad reageerivad veega.

Soola hüdrolüüs – lahustunud soolaioonide keemilise vahetuse interaktsioon veega, mis viib nõrgalt dissotsieeruvate saaduste (nõrkade hapete või aluste molekulid, happesoolade anioonid või aluseliste soolade katioonid) moodustumiseni ja millega kaasneb keskkonna pH muutus.

Mõelge hüdrolüüsi protsessile, olenevalt soola moodustavate aluste ja hapete olemusest.

Tugevate hapete ja tugevate aluste (NaCl, kno3, Na2so4 jt) moodustuvad soolad.

Ütleme et kui naatriumkloriid reageerib veega, toimub hüdrolüüsireaktsioon happe ja aluse moodustumisega:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Selle interaktsiooni olemuse õigeks mõistmiseks kirjutame reaktsioonivõrrandi ioonsel kujul, võttes arvesse, et ainus nõrgalt dissotsieeruv ühend selles süsteemis on vesi:

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl -

Identsete ioonide redutseerimisel jääb vee dissotsiatsiooni võrrand võrrandi vasakule ja paremale küljele:

H 2 O ↔ H + + OH -

Nagu näha, ei ole lahuses üleliigseid H + ega OH - ioone võrreldes nende veesisaldusega. Lisaks ei moodustu teisi nõrgalt dissotsieeruvaid või raskesti lahustuvaid ühendeid. Sellest järeldame, et tugevate hapete ja alustega moodustunud soolad ei hüdrolüüsi ning nende soolade lahuste reaktsioon on sama, mis vees, neutraalne (pH = 7).

Hüdrolüüsireaktsioonide ioon-molekulaarsete võrrandite koostamisel on vajalik:

1) kirjutage üles soola dissotsiatsiooni võrrand;

2) määrab katiooni ja aniooni olemuse (leiab nõrga aluse katiooni või nõrga happe aniooni);

3) kirjutage üles ioon-molekulaarse reaktsiooni võrrand, arvestades, et vesi on nõrk elektrolüüt ja laengute summa peab olema mõlemas võrrandi osas sama.

Nõrgast happest ja tugevast alusest moodustuvad soolad

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa ja teised .)

Mõelge naatriumatsetaadi hüdrolüüsireaktsioonile. See lahuses olev sool laguneb ioonideks: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + on tugeva aluse katioon, CH 3 COO - on nõrga happe anioon.

Na + katioonid ei suuda veeioone siduda, kuna NaOH, tugev alus, laguneb täielikult ioonideks. Nõrga äädikhappe CH 3 COO anioonid - seovad vesinikioone, moodustades kergelt dissotsieerunud äädikhappe:

CH 3 COO - + HOH ↔ CH 3 COOH + OH -

Näha on, et CH 3 COONa hüdrolüüsi tulemusena tekkis lahuses liig hüdroksiidioone ja keskkonna reaktsioon muutus aluseliseks (рН > 7).

Seega võib järeldada, et nõrga happe ja tugeva aluse moodustatud soolad hüdrolüüsitakse anioonil ( An n - ). Sel juhul seovad soolaanioonid H ioone + , ja OH-ioonid kogunevad lahusesse - , mis põhjustab aluselise keskkonna (pH> 7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1) - + OH -, (hetkel n = 1 tekib HAn - nõrk hape).

Kahe- ja kolmealuseliste nõrkade hapete ja tugevate aluste soolade hüdrolüüs toimub astmeliselt

Mõelge kaaliumsulfiidi hüdrolüüsile. K2S dissotsieerub lahuses:

K 2 S ↔ 2K + + S 2-;

K + on tugeva aluse katioon, S 2 on nõrga happe anioon.

Kaaliumi katioonid hüdrolüüsireaktsioonis ei osale, veega interakteeruvad ainult nõrga vesinikväävelhappe anioonid. Selles reaktsioonis moodustuvad esimeses etapis nõrgalt dissotsieeruvad HS-ioonid ja teises etapis nõrk hape H2S:

1. etapp: S 2- + HOH ↔ HS - + OH -;

2. etapp: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH -.

Hüdrolüüsi esimeses etapis moodustunud OH-ioonid vähendavad oluliselt hüdrolüüsi tõenäosust järgmises etapis. Sellest tulenevalt on tavaliselt praktilise tähtsusega protsess, mis kulgeb ainult läbi esimese etapi, mis on reeglina piiratud, kui hinnata soolade hüdrolüüsi normaaltingimustes.

Pidage meeles:

Neutraliseerimisreaktsioon on reaktsioon happe ja aluse vahel, mille käigus tekib sool ja vesi;

Puhta vee all mõistavad keemikud keemiliselt puhast vett, mis ei sisalda lisandeid ja lahustunud sooli, see tähendab destilleeritud vett.

Keskkonna happesus

Erinevate keemiliste, tööstuslike ja bioloogiliste protsesside jaoks väga oluline omadus on lahuste happesus, mis iseloomustab hapete või leeliste sisaldust lahustes. Kuna happed ja leelised on elektrolüüdid, kasutatakse keskkonna happesuse iseloomustamiseks H + või OH - ioonide sisaldust.

AT puhas vesi ja igas lahuses on koos lahustunud ainete osakestega ka H + ja OH - ioone. See on tingitud vee enda dissotsiatsioonist. Ja kuigi me peame vett mitteelektrolüüdiks, võib see sellest hoolimata dissotsieeruda: H 2 O ^ H + + OH -. Kuid see protsess toimub väga vähesel määral: 1 liitris vees laguneb ainult 1 ioonideks. 10-7 molekuli.

Happelahustes tekivad nende dissotsiatsiooni tulemusena täiendavad H+ ioonid. Sellistes lahustes on vee kergel dissotsiatsioonil tekkivaid H + ioone tunduvalt rohkem kui OH - ioone, mistõttu neid lahuseid nimetatakse happelisteks (joon. 11.1, vasakul). On tavaks öelda, et sellistes lahustes happeline keskkond. Mida rohkem H+ ioone lahus sisaldab, seda suurem on keskkonna happesus.

Leeliselahustes domineerivad dissotsiatsiooni tulemusena vastupidiselt OH - ioonid ja vee ebaolulise dissotsiatsiooni tõttu H + katioonid peaaegu puuduvad. Selliste lahuste keskkond on aluseline (joonis 11.1, paremal). Mida suurem on OH - ioonide kontsentratsioon, seda aluselisem on lahuse keskkond.

Lauasoola lahuses on H + ja OH ioonide arv sama ja võrdne 1-ga. 10-7 mol 1 liitris lahuses. Sellist keskkonda nimetatakse neutraalseks (joon. 11.1, keskpunkt). Tegelikult tähendab see, et lahus ei sisalda ei hapet ega leelist. Neutraalne keskkond on iseloomulik mõnede soolade (moodustuvad leelise ja tugeva happega) ja paljude orgaaniliste ainete lahustele. Puhtal veel on ka neutraalne keskkond.

Vesiniku indikaator

Kui võrrelda keefiri ja sidrunimahla maitset, siis võib julgelt väita, et sidrunimahl on palju happelisem ehk nende lahuste happesus on erinev. Te juba teate, et puhas vesi sisaldab ka H+ ioone, kuid vesi ei maitse hapu. Selle põhjuseks on H+ ioonide liiga madal kontsentratsioon. Tihti ei piisa sellest, kui öelda, et keskkond on happeline või aluseline, vaid seda on vaja kvantitatiivselt iseloomustada.

Keskkonna happesust iseloomustab kvantitatiivselt vesiniku indikaator pH (hääldatakse "p-tuhk"), mis on seotud kontsentratsiooniga.

vesinikioonid. pH väärtus vastab teatud vesiniku katioonide sisaldusele 1 liitris lahuses. Puhtas vees ja neutraalsetes lahustes sisaldab 1 liiter 1. 10 7 mol H + ioone ja pH väärtus on 7. Happelistes lahustes on H + katioonide kontsentratsioon suurem kui puhtas vees ja väiksem leeliselistes lahustes. Sellega kooskõlas muutub ka pH väärtus: happelises keskkonnas jääb see vahemikku 0–7 ja leeliselises keskkonnas 7–14. Esimest korda soovitas pH väärtust kasutada Taani keemik Peder Sørensen.

Võib-olla olete märganud, et pH väärtus on seotud H+ ioonide kontsentratsiooniga. PH määramine on otseselt seotud arvu logaritmi arvutamisega, mida õpid matemaatikatundides 11. klassis. Kuid seost lahuse ioonide sisalduse ja pH väärtuse vahel saab jälgida järgmise skeemi järgi:

Enamiku ainete ja looduslike lahuste vesilahuste pH väärtus jääb vahemikku 1 kuni 13 (joonis 11.2).

Riis. 11.2. Erinevate looduslike ja tehislike lahuste pH väärtus

Søren Peder Lauritz Sørensen

Taani füüsikaline keemik ja biokeemik, Taani Kuningliku Seltsi president. Lõpetanud Kopenhaageni ülikooli. 31-aastaselt sai temast Taani Polütehnilise Instituudi professor. Ta juhtis Kopenhaagenis asuva Carlsbergi õlletehase mainekat füüsika- ja keemialaborit, kus ta tegi oma peamised teaduslikud avastused. Tema peamine teaduslik tegevus on pühendatud lahuste teooriale: ta tutvustas vesinikuindeksi (pH) mõistet, uuris ensüümi aktiivsuse sõltuvust lahuste happesusest. Teadussaavutuste eest on Sørensen kantud "20. sajandi 100 silmapaistva keemiku" nimekirja, kuid teadusajalukku jäi ta eelkõige teadlaseks, kes võttis kasutusele mõisted "pH" ja "pH-meetria".

Söötme happesuse määramine

Lahuse happesuse määramiseks laborites kasutatakse kõige sagedamini universaalset indikaatorit (joonis 11.3). Selle värvi järgi saab määrata mitte ainult happe või leelise olemasolu, vaid ka lahuse pH väärtust 0,5 täpsusega. PH täpsemaks mõõtmiseks on spetsiaalsed seadmed - pH-meetrid (joon. 11.4). Need võimaldavad teil määrata lahuse pH täpsusega 0,001-0,01.

Indikaatorite või pH-meetrite abil saate jälgida keemiliste reaktsioonide kulgu. Näiteks kui naatriumhüdroksiidi lahusele lisatakse vesinikkloriidhapet, toimub neutraliseerimisreaktsioon:

Riis. 11.3. Universaalne indikaator määrab ligikaudse pH väärtuse

Riis. 11.4. Lahuste pH mõõtmiseks kasutatakse spetsiaalseid seadmeid - pH-mõõtjaid: a - laboratoorne (statsionaarne); b - kaasaskantav

Sel juhul on reagentide ja reaktsioonisaaduste lahused värvitud. Kui aga pH-meetri elektrood asetada algsesse leeliselahusesse, saab leelise täielikku neutraliseerimist happega hinnata saadud lahuse pH väärtuse järgi.

pH indikaatori kasutamine

Lahuste happesuse määramisel on suur praktiline tähtsus paljudes teaduse, tööstuse ja muudes inimelu valdkondades.

Keskkonnakaitsjad mõõdavad regulaarselt vihmavee, jõgede ja järvede pH-d. Loodusveekogude happesuse järsk tõus võib olla tingitud õhusaastest või tööstusettevõtete jäätmete sattumisest veekogudesse (joonis 11.5). Sellised muutused toovad kaasa taimede, kalade ja teiste veekogude elanike hukkumise.

Vesinikuindeks on elusorganismides toimuvate protsesside uurimiseks ja vaatlemiseks väga oluline, kuna rakkudes toimub arvukalt keemilisi reaktsioone. AT kliiniline diagnostika määrata vereplasma, uriini, maomahla jne pH (joon. 11.6). Normaalne vere pH on vahemikus 7,35 kuni 7,45. Isegi väike muutus inimese vere pH-s põhjustab tõsine haigus ja pH = 7,1 ja alla selle algavad pöördumatud muutused, mis võivad lõppeda surmaga.

Enamiku taimede jaoks on mulla happesus oluline, seetõttu analüüsivad agronoomid muldasid eelnevalt, määrates nende pH (joon. 11.7). Kui happesus on konkreetse põllukultuuri jaoks liiga kõrge, lubjatakse muld – lisatakse kriiti või lupja.

Toiduainetööstuses teostatakse happe-aluse näitajate abil toidu kvaliteedi kontrolli (joon. 11.8). Näiteks piima normaalne pH on 6,8. Sellest väärtusest kõrvalekaldumine näitab kas lisandite olemasolu või selle hapnemist.

Riis. 11.5. Veehoidlates oleva vee pH-taseme mõju taimede elutegevusele neis

Igapäevaelus kasutatavate kosmeetikatoodete pH väärtus on oluline. Inimese naha keskmine pH on 5,5. Kui nahk puutub kokku ainetega, mille happesus erineb oluliselt sellest väärtusest, siis põhjustab see naha enneaegset vananemist, selle kahjustusi või põletikku. Täheldati, et pesunaistel, kes kasutasid pikka aega pesemiseks tavalist pesuseepi (pH = 8-10) või pesusoodat (Na 2 CO 3, pH = 12-13), muutus käte nahk väga kuivaks ja lõhenes. Seetõttu on väga oluline kasutada erinevaid kosmeetikatooteid (geelid, kreemid, šampoonid jne), mille pH on lähedane naha loomulikule pH-le.

LABORATOORSED KATSED nr 1-3

Varustus: katseklaasidega alus, pipett.

Reaktiivid: vesi, vesinikkloriidhape, NaCl, NaOH lahused, lauaäädikas, universaalne indikaator (lahus või indikaatorpaber), toiduained ja kosmeetikatooted (nt sidrun, šampoon, hambapasta, pesupulber, gaseeritud joogid, mahlad jne).

Ohutusnõuded:

Katsete jaoks kasutage väikeses koguses reaktiive;

Olge ettevaatlik, et reaktiivid ei satuks nahale ega silma; kokkupuutel söövitava ainega pesta see rohke veega maha.

Vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide määramine lahustes. Vee, leeliseliste ja happeliste lahuste ligikaudse pH väärtuse määramine

1. Valage 1-2 ml viide katseklaasi: katseklaasi nr 1 – vesi, nr 2 – kloriidhape, nr 3 – naatriumkloriidi lahus, nr 4 – naatriumhüdroksiidi lahus ja nr 5 – lauaäädikas. .

2. Lisage igasse katsutisse 2-3 tilka universaalset indikaatorlahust või jätke indikaatorpaber ära. Määrake lahuste pH, võrreldes indikaatori värvi võrdlusskaalaga. Tehke järeldused vesinikkatioonide või hüdroksiidioonide olemasolu kohta igas katseklaasis. Kirjutage nende ühendite dissotsiatsioonivõrrandid.

Toidu- ja kosmeetikatoodete pH testimine

Prooviproovid universaalse indikaatoriga toiduained ja kosmeetikatooted. Näiteks kuivainete uurimiseks pesupulber, tuleb need lahustada väikeses koguses vees (1 spaatel kuivainet 0,5-1 ml vee kohta). Määrake lahuste pH. Tehke järeldused iga uuritud toote keskkonna happesuse kohta.

Põhiidee

testi küsimused

130. Milliste ioonide olemasolu lahuses määrab selle happesuse?

131. Milliseid ioone leidub happelahustes liigselt? aluselises?

132. Milline näitaja kirjeldab kvantitatiivselt lahuste happesust?

133. Mis on pH väärtus ja H+ ioonide sisaldus lahustes: a) neutraalsed; b) kergelt happeline; c) kergelt aluseline; d) tugevalt happeline; e) tugevalt aluseline?

Ülesanded materjali valdamiseks

134. Mõne aine vesilahuses on leeliseline keskkond. Milliseid ioone on selles lahuses rohkem: H + või OH -?

135. Kahes katseklaasis on nitraathappe ja kaaliumnitraadi lahused. Milliste näitajate abil saab kindlaks teha, milline toru sisaldab soolalahust?

136. Kolmes katseklaasis on baariumhüdroksiidi, nitraathappe ja kaltsiumnitraadi lahused. Kuidas neid lahuseid ühe reagendi abil ära tunda?

137. Ülaltoodud loetelust kirjutage eraldi välja ainete valemid, mille lahuses on keskkond: a) happeline; b) aluseline; c) neutraalne. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, KNO 3.

138. Vihmavee pH on 5,6. Mida see tähendab? Milline õhus sisalduv aine vees lahustatuna määrab sellise keskkonna happesuse?

139. Mis keskkond (happeline või aluseline): a) šampoonilahuses (pH = 5,5);

b) veres terve inimene(pH = 7,4); c) sisse maomahl inimene (pH = 1,5); d) süljes (pH = 7,0)?

140. Soojuselektrijaamades kasutatav kivisüsi sisaldab lämmastiku- ja väävliühendeid. Söe põlemisproduktide eraldumine atmosfääri viib nn happevihmade tekkeni, mis sisaldavad vähesel määral nitraat- või sulfithappeid. Millised pH väärtused on sellisele vihmaveele tüüpilised: üle 7 või alla 7?

141. Kas tugeva happe lahuse pH sõltub selle kontsentratsioonist? Põhjenda vastust.

142. Lahusele, mis sisaldas 1 mol kaaliumhüdroksiidi, lisati fenoolftaleiini lahus. Kas selle lahuse värvus muutub, kui sellele lisada kloriidhapet koos aine kogusega: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. Kolmes ilma pealdisteta katseklaasis on naatriumsulfaadi, naatriumhüdroksiidi ja sulfaathappe värvitud lahused. Kõigi lahuste puhul mõõdeti pH väärtus: esimeses katseklaasis - 2,3, teises - 12,6, kolmandas - 6,9. Milline tuub millist ainet sisaldab?

144. Üliõpilane ostis apteegist destilleeritud vett. PH-meeter näitas, et selle vee pH väärtus on 6,0. Seejärel keetis õpilane seda vett kaua, täitis anuma tipuni kuum vesi ja sulges kaane. Kui vesi jahtus toatemperatuurini, näitas pH-meeter 7,0. Pärast seda lasi õpilane toruga õhku läbi vee ja pH-meeter näitas taas 6,0. Kuidas nende pH mõõtmiste tulemusi seletada?

145. Miks võib teie arvates kaks sama tootja pudelit äädikat sisaldada lahuseid, mille pH väärtus on veidi erinev?

See on õpiku materjal.

Loeng: Soola hüdrolüüs. Vesilahuste keskkond: happeline, neutraalne, aluseline

Jätkame voolumustrite uurimist keemilised reaktsioonid. Teemat uurides saite teada, et elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus vesilahuses lahustuvad ainete reaktsioonis osalevad osakesed vees. See on hüdrolüüs. Sellega puutuvad kokku mitmesugused anorgaanilised ja orgaanilised ained, eriti soolad. Ilma soolade hüdrolüüsi protsessi mõistmata ei saa te elusorganismides esinevaid nähtusi seletada.

Soola hüdrolüüsi olemus taandub soola ioonide (katioonide ja anioonide) ja veemolekulide interaktsiooni vahetusprotsessile. Selle tulemusena moodustub nõrk elektrolüüt - vähedissotsieeruv ühend. Vesilahuses ilmub vabade H + või OH - ioonide liig. Pidage meeles, milliste elektrolüütide dissotsiatsioonil moodustuvad H + ioonid ja millised OH -. Nagu arvasite, on esimesel juhul tegemist happega, mis tähendab, et H + ioonidega vesikeskkond on happeline. Teisel juhul leeliseline. Vees endas on keskkond neutraalne, kuna see dissotsieerub veidi sama kontsentratsiooniga H + ja OH - ioonideks.

Keskkonna olemust saab määrata indikaatorite abil. Fenoolftaleiin tuvastab leeliselise keskkonna ja värvib lahuse karmiinpunaseks. Happega muutub lakmus punaseks ja leelisega siniseks. Metüüloranž - oranž, aluselises keskkonnas muutub kollaseks, happelises keskkonnas - roosaks. Hüdrolüüsi tüüp sõltub soola tüübist.

Soola liigid

Niisiis, iga sool on happe ja aluse koostoime, mis, nagu te mõistate, on tugevad ja nõrgad. Tugevad on need, mille dissotsiatsiooniaste α on 100% lähedal. Tuleb meeles pidada, et väävelhapet (H 2 SO 3) ja fosforhapet (H 3 PO 4) nimetatakse sageli keskmise tugevusega hapeteks. Hüdrolüüsiprobleemide lahendamisel tuleb need happed klassifitseerida nõrkadeks.

Happed:

Tugev: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Nende happejäägid ei suhtle veega.

Nõrk: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; orgaanilised happed. Ja nende happelised jäägid interakteeruvad veega, võttes selle molekulidest vesinikkatioonid H +.

Põhjused:

Tugev: lahustuvad metallihüdroksiidid; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Nende metallikatioonid ei suhtle veega.

Nõrk: lahustumatud metallihüdroksiidid; ammooniumhüdroksiid (NH 4 OH). Ja metalli katioonid interakteeruvad siin veega.

Selle materjali põhjal kaalugesoola tüübid :

Tugeva aluse ja tugeva happega soolad. Näiteks: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Omadused: ei suhtle veega, mis tähendab, et nad ei hüdrolüüsi. Selliste soolade lahustel on neutraalne reaktsioonikeskkond.

Tugeva aluse ja nõrga happega soolad. Näiteks: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Omadused: nende soolade happejäägid interakteeruvad veega, toimub anioonide hüdrolüüs. Vesilahuste keskkond on aluseline.

Nõrkade aluste ja tugevate hapetega soolad. Näiteks: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Omadused: veega interakteeruvad ainult metalli katioonid, toimub katioonide hüdrolüüs. Kolmapäev on hapu.

Nõrga aluse ja nõrga happega soolad. Näiteks: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONН 4. Omadused: happejääkide katioonid ja anioonid interakteeruvad veega, hüdrolüüs toimub katiooni ja aniooni toimel.

Näide hüdrolüüsist katioonis ja happelise keskkonna moodustumisest:

Raudkloriidi hüdrolüüs FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekulaarne võrrand)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (täisioonvõrrand)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (lühendatud ioonvõrrand)

Näide anioonide hüdrolüüsist ja leeliselise keskkonna moodustumisest:

Naatriumatsetaadi hüdrolüüs CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekulaarne võrrand)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (täisioonvõrrand)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(lühendatud ioonvõrrand)

Kaashüdrolüüsi näide:

• Alumiiniumsulfiidi hüdrolüüs Al 2 S 3

Al 2S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Sel juhul näeme täielikku hüdrolüüsi, mis toimub siis, kui sool moodustub nõrga lahustumatu või lenduva aluse ja nõrga lahustumatu või lenduva happe poolt. Lahustuvustabelis on selliste soolade peal kriipsud. Kui ioonivahetusreaktsiooni käigus tekib sool, mida vesilahuses ei eksisteeri, siis tuleb kirjutada selle soola reaktsioon veega.

Näiteks:

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

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

Lisame need kaks võrrandit, seejärel vähendame vasak- ja parempoolses osas korduvat:

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

Hüdrolüüs on ainete interaktsioon veega, mille tulemusena muutub lahuse keskkond.

Nõrkade elektrolüütide katioonid ja anioonid on võimelised suhtlema veega, moodustades stabiilseid madala dissotsiatsiooniga ühendeid või ioone, mille tulemusena lahuse keskkond muutub. Veevalemid hüdrolüüsi võrrandites kirjutatakse tavaliselt kui H-OH. Reageerides veega, võtavad nõrkade aluste katioonid veest ära hüdroksüüliooni ja lahusesse tekib H + liig. Lahus muutub happeliseks. Nõrkade hapete anioonid tõmbavad veest H + ja keskkonna reaktsioon muutub aluseliseks.

Anorgaanilises keemias tuleb kõige sagedamini tegeleda soolade hüdrolüüsiga, s.o. soolaioonide vahetusinteraktsiooniga veemolekulidega nende lahustumisprotsessis. Hüdrolüüsil on 4 varianti.

1. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape.

Sellist soola praktiliselt ei hüdrolüüsita. Samal ajal ei ole vee dissotsiatsiooni tasakaal soolaioonide juuresolekul peaaegu häiritud, seetõttu pH = 7, keskkond on neutraalne.

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

2. Kui sool moodustub tugeva aluse katioonist ja nõrga happe anioonist, siis toimub anioonil hüdrolüüs.

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

Kuna lahusesse kogunevad OH - ioonid, on keskkond aluseline, pH> 7.

3. Kui sool moodustub nõrga aluse katioonist ja tugeva happe anioonist, siis hüdrolüüs toimub mööda katiooni.

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

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

Kuna H + ioonid kogunevad lahusesse, on keskkond happeline, pH<7.

4. Nõrga aluse katioonist ja nõrga happe anioonist moodustunud sool hüdrolüüsib nii katioonil kui ka anioonil.

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

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

Selliste soolade lahused on kas nõrgalt happelise või nõrgalt aluselise keskkonnaga, s.t. pH väärtus on lähedane 7. Söötme reaktsioon sõltub happe ja aluse dissotsiatsioonikonstantide suhtest. Väga nõrkade hapete ja aluste poolt moodustunud soolade hüdrolüüs on praktiliselt pöördumatu. Need on peamiselt alumiiniumi, kroomi ja raua sulfiidid ja karbonaadid.

Al 2 S 3 + 3HOH \(\ vasak-paremnool\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Soolalahuse söötme määramisel tuleb arvestada, et lahuse keskkonna määrab kange komponent. Kui soola moodustab hape, mis on tugev elektrolüüt, siis lahuse keskkond on happeline. Kui alus on tugev elektrolüüt, siis on see aluseline.

Näide. Lahusel on leeliseline keskkond

1) Pb(NO3)2; 2) Na2CO3; 3) NaCl; 4) NaNO 3

1) Pb (NO 3) 2 plii (II) nitraat. Sool koosneb nõrgast alusest ja tugev hape, tähendab lahuse keskkonda hapu.

2) Na 2 CO 3 naatriumkarbonaat. Sool tekkis tugev alus ja nõrk hape, seejärel lahuskeskkond aluseline.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Sooli moodustavad tugeva aluse NaOH ning tugevad happed HCl ja HNO 3 . Lahuse keskkond on neutraalne.

Õige vastus 2) Na2CO3

Soolalahustesse kasteti indikaatorpaber. NaCl ja NaNO 3 lahustes ei muutnud see värvi, mis tähendab lahuse keskkonda neutraalne. Pb (NO 3) 2 lahuses muutus lahuse keskkond punaseks hapu. Na2CO3 lahuses muutus lahuse keskkond siniseks aluseline.