Hidroliza je interakcija tvari s vodom, uslijed čega se mijenja medij otopine.

Kationi i anioni slabih elektrolita mogu stupiti u interakciju s vodom i formirati stabilna jedinjenja niske disocijacije ili ione, zbog čega se medij otopine mijenja. Formule vode u jednadžbama hidrolize obično se pišu kao H-OH. Kada reagiraju s vodom, kationi slabih baza oduzimaju hidroksilni ion iz vode, a u otopini nastaje višak H +. Otopina postaje kisela. Anioni slabih kiselina privlače H+ iz vode i reakcija medija postaje alkalna.

U neorganskoj hemiji najčešće se radi o hidrolizi soli, tj. sa izmjenom interakcije jona soli sa molekulima vode u procesu njihovog rastvaranja. Postoje 4 varijante hidrolize.

1. Sol se formira od jake baze i jake kiseline.

Takva sol praktički nije podvrgnuta hidrolizi. Istovremeno, 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 katjona jake baze i anjona slabe kiseline, tada dolazi do hidrolize anjona.

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

Pošto se joni OH - akumuliraju u rastvoru, medij je alkalni, pH>7.

3. Ako se sol formira od kationa slabe baze i anjona jake kiseline, tada se hidroliza odvija 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 podvrgava se hidrolizi i na kationu i na anjonu.

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, mora se uzeti u obzir da je medij otopine određen jakom komponentom. Ako sol formira kiselina koja je jak elektrolit, tada je medij otopine kisel. 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) NaNO 3

1) Pb (NO 3) 2 olovo (II) nitrat. Sol se sastoji od slabe baze i jaka kiselina, znači medij rastvora kiselo.

2) Na 2 CO 3 natrijum karbonat. Formirana sol jaka baza i slabu kiselinu, zatim rastvor medijuma alkalne.

3) NaCl; 4) NaNO 3 soli nastaju od jake baze NaOH i jakih kiselina HCl i HNO 3 . Medij rastvora je neutralan.

Tačan odgovor 2) Na2CO3

Indikatorski papir je umočen u rastvor soli. U rastvorima NaCl i NaNO 3 nije promenio boju, što znači medij rastvora neutralan. U rastvoru Pb (NO 3) 2 pocrvene, rastvorni medij kiselo. U rastvoru Na 2 CO 3 postaje plav, rastvor medij alkalne.

Predavanje: Hidroliza soli. Okruženje vodenih rastvora: kiselo, neutralno, alkalno

Hidroliza soli

Nastavljamo da proučavamo obrasce hemijskih reakcija. Proučavajući temu, naučili ste da se prilikom elektrolitičke disocijacije u vodenoj otopini čestice uključene u reakciju tvari otapaju u vodi. Ovo je hidroliza. Njemu su izložene različite anorganske i organske supstance, posebno soli. Bez razumijevanja procesa hidrolize soli, nećete moći objasniti pojave koje se dešavaju u živim organizmima.

Suština hidrolize soli svodi se na proces izmjene interakcije jona soli (katjona i anjona) sa molekulima vode. Kao rezultat toga, formira se slab elektrolit - jedinjenje s malom disocijacijom. U vodenom rastvoru pojavljuje se višak slobodnih H + ili OH - jona. Zapamtite, disocijacijom kojih elektrolita nastaju H + ioni, a koji OH -. Kao što ste pretpostavili, u prvom slučaju imamo posla sa kiselinom, što znači da će vodeni medij sa H+ jonima biti kisel. U drugom slučaju, alkalna. U samoj vodi medij je neutralan, jer se blago disocira na H + i OH - ione iste koncentracije.

Priroda okoliša može se odrediti pomoću indikatora. Fenolftalein detektuje alkalno okruženje i boji rastvor u grimizno. Lakmus postaje crven sa kiselinom i plavi sa alkalijom. Metilnarandžasta - narandžasta, u alkalnoj sredini postaje žuta, u kiseloj - ružičasta. Vrsta hidrolize zavisi od vrste soli.

Vrste soli

Dakle, svaka sol je interakcija kiseline i baze, koje su, kao što razumijete, jake i slabe. Jaki su oni čiji je stepen disocijacije α blizu 100%. Treba imati na umu da se sumporna (H 2 SO 3) i fosforna (H 3 PO 4) kiselina često nazivaju kiselinama srednje jačine. Prilikom rješavanja problema hidrolize ove kiseline se moraju klasificirati kao slabe.

kiseline:

Jaka: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO 4 ; H2SO4. Njihovi kiseli ostaci ne stupaju u interakciju s vodom.

Slab: HF; H2CO3; H 2 SiO 3 ; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organske kiseline. A njihovi kiseli ostaci stupaju u interakciju s vodom, uzimajući vodikove katione H+ iz njenih molekula.

Razlozi:

Jaki: rastvorljivi metalni hidroksidi; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Njihovi metalni katjoni ne stupaju u interakciju s vodom.

Slab: nerastvorljivi metalni hidroksidi; amonijum hidroksid (NH 4 OH). I metalni katjoni ovdje stupaju u interakciju s vodom.

Na osnovu ovog materijala razmotritevrste soli :

Soli sa jakom bazom i jakom kiselinom. Na primjer: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Karakteristike: ne stupaju u interakciju s vodom, što znači da ne prolaze kroz hidrolizu. Otopine takvih soli imaju neutralan reakcijski medij.

Soli sa jakom bazom i slabom kiselinom. Na primjer: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Karakteristike: kiseli ostaci ovih soli stupaju u interakciju sa vodom, dolazi do anjonske hidrolize. Medijum vodenih rastvora je alkalni.

Soli sa slabim bazama i jakim kiselinama. Na primjer: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Karakteristike: samo kationi metala stupaju u interakciju s vodom, dolazi do hidrolize katjona. Srijeda je kisela.

Soli sa slabom bazom i slabom kiselinom. Na primjer: CH 3 COONN 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONN 4. Karakteristike: i kationi i anjoni kiselinskih ostataka stupaju u interakciju sa vodom, hidroliza se odvija pomoću katjona i anjona.

Primjer hidrolize na katjonu i formiranje kiselog okruženja:

Hidroliza željeznog hlorida FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekularna jednadžba)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (puna jonska jednadžba)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (skraćena ionska jednadžba)

Primjer anionske hidrolize i formiranja alkalne sredine:

Hidroliza natrijum acetata CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(molekularna jednadžba)

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (puna jonska jednadžba)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(skraćena jonska jednačina)

Primjer kohidrolize:

• Hidroliza aluminijum sulfida Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

U ovom slučaju vidimo potpunu hidrolizu, koja nastaje ako sol formiraju slaba nerastvorljiva ili hlapljiva baza i slaba nerastvorljiva ili hlapljiva kiselina. U tabeli rastvorljivosti postoje crtice za takve soli. Ako se tokom reakcije ionske izmjene stvori sol koja ne postoji u vodenom rastvoru, tada je potrebno napisati reakciju te soli sa vodom.

Na primjer:

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

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

Dodajemo ove dvije jednadžbe, a zatim ono što se ponavlja u lijevom i desnom dijelu smanjujemo:

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

Zapamtite:

Reakcija neutralizacije je reakcija između kiseline i baze koja proizvodi sol i vodu;

Pod čistom vodom hemičari razumeju hemijski čistu vodu koja ne sadrži nikakve nečistoće i rastvorene soli, odnosno destilovanu vodu.

Kiselost okoline

Za različite hemijske, industrijske i biološke procese veoma bitna karakteristika je kiselost rastvora, koja karakteriše sadržaj kiselina ili alkalija u rastvorima. S obzirom da su kiseline i alkalije elektroliti, za karakterizaciju kiselosti medija koristi se sadržaj H + ili OH - jona.

U čistoj vodi i u bilo kojoj otopini, uz čestice otopljenih tvari, postoje i H + i OH - joni. To je zbog disocijacije same vode. I iako smatramo da je voda neelektrolit, ona se ipak može disocirati: H 2 O ^ H + + OH -. Ali ovaj proces se odvija u vrlo maloj mjeri: u 1 litri vode samo 1 se razlaže na jone. 10 -7 mol molekula.

U kiselim otopinama, kao rezultat njihove disocijacije, pojavljuju se dodatni H+ joni. U takvim rastvorima ima mnogo više H + jona nego OH - jona koji nastaju pri blagoj disocijaciji vode, pa se ovi rastvori nazivaju kiselim (Sl. 11.1, levo). Uobičajeno je reći da je u takvim otopinama kiselo okruženje. Što je više H+ jona sadržano u rastvoru, to je veća kiselost medijuma.

U alkalnim otopinama, kao rezultat disocijacije, naprotiv, prevladavaju OH - joni, a H + kationi su gotovo odsutni zbog neznatne disocijacije vode. Okruženje takvih rastvora je alkalno (slika 11.1, desno). Što je veća koncentracija OH - jona, medij je alkalniji.

U rastvoru kuhinjske soli broj H+ i OH jona je isti i jednak je 1. 10 -7 mol u 1 litru rastvora. Takvo okruženje se naziva neutralnim (slika 11.1, centar). U stvari, to znači da otopina ne sadrži ni kiselinu ni alkalije. Neutralno okruženje karakteristično je za rastvore nekih soli (koje nastaju od alkalija i jakih kiselina) i mnogih organskih materija. Čista voda takođe ima neutralno okruženje.

Indikator vodonika

Ako uporedimo okus kefira i limunovog soka, onda sa sigurnošću možemo reći da je limunov sok mnogo kiseliji, odnosno da je kiselost ovih otopina različita. Već znate da i čista voda sadrži H+ jone, ali voda nema kiselkast ukus. To je zbog preniske koncentracije H+ jona. Često nije dovoljno reći da je okruženje kiselo ili alkalno, već ga je potrebno kvantitativno okarakterizirati.

Kiselost okoline je kvantitativno okarakterisana indikatorom vodonika pH (izgovara se "p-pepeo"), povezan sa koncentracijom

joni vodonika. pH vrijednost odgovara određenom sadržaju vodikovih katjona u 1 litru otopine. U čistoj vodi iu neutralnim rastvorima 1 litar sadrži 1. 10 7 mol H+ jona, a pH vrijednost je 7. U kiselim otopinama koncentracija H+ kationa je veća nego u čistoj vodi, a manja u alkalnim otopinama. U skladu s tim mijenja se i pH vrijednost: u kiseloj sredini kreće se od 0 do 7, au alkalnoj od 7 do 14. Prvi put je danski hemičar Peder Sørensen predložio korištenje pH vrijednosti.

Možda ste primijetili da je pH vrijednost povezana s koncentracijom H+ jona. Određivanje pH u direktnoj je vezi sa izračunavanjem logaritma broja koji ćete učiti na časovima matematike u 11. razredu. Ali odnos između sadržaja iona u otopini i pH vrijednosti može se pratiti prema sljedećoj shemi:

pH vrednost vodenih rastvora većine supstanci i prirodnih rastvora je u rasponu od 1 do 13 (slika 11.2).

Rice. 11.2. pH vrijednost raznih prirodnih i umjetnih otopina

Søren Peder Lauritz Sørensen

Danski fizikalni hemičar i biohemičar, predsjednik Kraljevskog danskog društva. Diplomirao na Univerzitetu u Kopenhagenu. U 31. godini postao je profesor na Danskom politehničkom institutu. Vodio je prestižnu fizičko-hemijsku laboratoriju u pivari Carlsberg u Kopenhagenu, gdje je došao do svojih glavnih naučnih otkrića. Njegova glavna naučna aktivnost posvećena je teoriji rastvora: uveo je koncept vodoničnog indeksa (pH), proučavao zavisnost aktivnosti enzima od kiselosti rastvora. Za naučna dostignuća, Sørensen je uvršten na listu "100 izuzetnih hemičara 20. veka", ali je u istoriji nauke ostao prvenstveno kao naučnik koji je uveo pojmove "pH" i "pH-metrija".

Određivanje kiselosti medijuma

Za određivanje kiselosti rastvora u laboratorijama najčešće se koristi univerzalni indikator (slika 11.3). Po njenoj boji može se odrediti ne samo prisustvo kiseline ili lužine, već i pH vrijednost otopine s tačnošću od 0,5. Za preciznije merenje pH vrednosti postoje posebni uređaji - pH metri (slika 11.4). Oni vam omogućavaju da odredite pH otopine s točnošću od 0,001-0,01.

Koristeći indikatore ili pH metar, možete pratiti napredak hemijskih reakcija. Na primjer, ako se hlorovodonična kiselina doda u otopinu natrijevog hidroksida, tada će se dogoditi reakcija neutralizacije:

Rice. 11.3. Univerzalni indikator određuje približnu pH vrijednost

Rice. 11.4. Za mjerenje pH otopina koriste se posebni uređaji - pH metri: a - laboratorijski (stacionarni); b - prenosivi

U ovom slučaju, rastvori reaktanata i produkti reakcije su bezbojni. Ako se, međutim, elektroda pH metra stavi u početnu otopinu alkalije, onda se potpuna neutralizacija lužine kiselinom može suditi prema pH vrijednosti dobivene otopine.

Upotreba pH indikatora

Određivanje kiselosti rastvora je od velike praktične važnosti u mnogim oblastima nauke, industrije i drugim oblastima ljudskog života.

Ekolozi redovno mjere pH kišnice, rijeka i jezera. Oštar porast kiselosti prirodnih voda može biti rezultat zagađenja atmosfere ili ulaska otpada iz industrijskih preduzeća u vodna tijela (slika 11.5). Takve promjene dovode do smrti biljaka, riba i drugih stanovnika vodenih tijela.

Indeks vodonika je veoma važan za proučavanje i posmatranje procesa koji se dešavaju u živim organizmima, jer se u ćelijama odvijaju brojne hemijske reakcije. U kliničkoj dijagnostici određuje se pH krvne plazme, urina, želudačnog soka i dr. (slika 11.6). Normalan pH krvi je između 7,35 i 7,45. Čak i mala promjena pH vrijednosti ljudske krvi uzrokuje ozbiljne bolesti, a pri pH = 7,1 i niže počinju nepovratne promjene koje mogu dovesti do smrti.

Za većinu biljaka važna je kiselost tla, pa agronomi unaprijed analiziraju tla, određujući njihov pH (slika 11.7). Ako je kiselost previsoka za određenu kulturu, tlo se vapne - dodaje se kreda ili kreč.

U prehrambenoj industriji, uz pomoć acidobaznih indikatora, vrši se kontrola kvaliteta hrane (slika 11.8). Na primjer, normalan pH za mlijeko je 6,8. Odstupanje od ove vrijednosti ukazuje ili na prisustvo nečistoća ili njihovo kiselost.

Rice. 11.5. Utjecaj pH razine vode u rezervoarima na vitalnu aktivnost biljaka u njima

Važna je pH vrijednost kozmetičkih proizvoda koje koristimo u svakodnevnom životu. Prosječan pH za ljudsku kožu je 5,5. Ukoliko koža dođe u kontakt sa agensima čija se kiselost značajno razlikuje od ove vrednosti, to dovodi do preranog starenja kože, njenog oštećenja ili upale. Uočeno je da je kod pralja koje su dugo prale običan sapun za pranje rublja (pH = 8-10) ili sodu za pranje (Na 2 CO 3 , pH = 12-13) koža ruku postala jako suva i ispucala. Zbog toga je vrlo važno koristiti različite kozmetičke proizvode (gelove, kreme, šampone i sl.) sa pH koji je blizak prirodnom pH kože.

LABORATORIJSKI EKSPERIMENTI br. 1-3

Oprema: stalak sa epruvetama, pipeta.

Reagensi: voda, hlorovodonična kiselina, NaCl, rastvori NaOH, stono sirće, univerzalni indikator (rastvor ili indikator papir), prehrambeni i kozmetički proizvodi (npr. limun, šampon, pasta za zube, prašak za veš, gazirana pića, sokovi, itd.).

Sigurnosni propisi:

Za eksperimente koristite male količine reagensa;

Pazite da reagensi ne dospeju na kožu, u oči; u slučaju kontakta sa korozivnom supstancom, isperite je sa dosta vode.

Određivanje jona vodonika i hidroksidnih jona u rastvorima. Određivanje približne pH vrijednosti vode, alkalnih i kiselih otopina

1. Sipati 1-2 ml u pet epruveta: u epruvetu br. 1 - voda, br. 2 - hloridna kiselina, br. 3 - rastvor natrijum hlorida, br. 4 - rastvor natrijum hidroksida i br. 5 - stono sirće .

2. Dodajte 2-3 kapi rastvora univerzalnog indikatora u svaku epruvetu ili izostavite indikatorski papir. Odredite pH rastvora upoređujući boju indikatora sa referentnom skalom. Izvedite zaključke o prisutnosti vodikovih katjona ili hidroksidnih jona u svakoj epruveti. Napišite jednačine disocijacije za ova jedinjenja.

pH testiranje prehrambenih i kozmetičkih proizvoda

Testirajte uzorke prehrambenih i kozmetičkih proizvoda sa univerzalnim indikatorom. Za proučavanje suhih tvari, na primjer, prašak za pranje rublja, moraju se otopiti u maloj količini vode (1 lopatica suhe tvari na 0,5-1 ml vode). Odredite pH otopine. Izvedite zaključke o kiselosti okoliša u svakom od proučavanih proizvoda.

Ključna ideja

test pitanja

130. Prisustvo kojih jona u rastvoru određuje njegovu kiselost?

131. Koji joni se nalaze u višku u kiselim rastvorima? u alkalnom?

132. Koji indikator kvantitativno opisuje kiselost rastvora?

133. Kolika je pH vrijednost i sadržaj H+ jona u rastvorima: a) neutralni; b) blago kiseli; c) blago alkalna; d) jako kiselo; e) jako alkalna?

Zadaci za savladavanje gradiva

134. Vodeni rastvor neke supstance ima alkalno okruženje. Kojih jona ima više u ovoj otopini: H + ili OH -?

135. Dvije epruvete sadrže rastvore nitratne kiseline i kalijum nitrata. Koji se indikatori mogu koristiti da se odredi koja epruveta sadrži otopinu soli?

136. Tri epruvete sadrže rastvore barijum hidroksida, nitratne kiseline i kalcijum nitrata. Kako prepoznati ove otopine pomoću jednog reagensa?

137. Sa gornje liste posebno napiši formule supstanci čiji rastvori imaju sredinu: a) kiselu; b) alkalne; c) neutralan. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .

138. Kišnica ima pH = 5,6. Šta to znači? Koja supstanca sadržana u zraku, kada se otopi u vodi, određuje takvu kiselost okoliša?

139. Koji medij (kiseli ili alkalni): a) u rastvoru šampona (pH = 5,5);

b) u krvi zdrave osobe (pH = 7,4); c) u ljudskom želučanom soku (rN = 1,5); d) u pljuvački (pH = 7,0)?

140. Sastav uglja koji se koristi u termoelektranama sadrži jedinjenja dušika i sumpora. Emisija produkata izgaranja uglja u atmosferu dovodi do stvaranja takozvanih kiselih kiša, koje sadrže male količine nitratnih ili sulfitnih kiselina. Koje su pH vrijednosti tipične za takvu kišnicu: više od 7 ili manje od 7?

141. Da li pH rastvora jake kiseline zavisi od njegove koncentracije? Obrazložite odgovor.

142. Rastvor fenolftaleina dodat je rastvoru koji sadrži 1 mol kalijum hidroksida. Da li će se boja ovog rastvora promeniti ako mu se doda hloridna kiselina sa količinom supstance: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. U tri epruvete bez natpisa nalaze se bezbojni rastvori natrijum-sulfata, natrijum-hidroksida i sulfatne kiseline. Za sve rastvore izmerena je pH vrednost: u prvoj epruveti - 2,3, u drugoj - 12,6, u trećoj - 6,9. Koja epruveta sadrži koju supstancu?

144. Učenik je kupio destilovanu vodu u apoteci. PH metar je pokazao da je pH vrijednost ove vode 6,0. Učenik je potom ovu vodu prokuvao dugo, napunio posudu do vrha vrelom vodom i zatvorio poklopac. Kada se voda ohladila na sobnu temperaturu, pH metar je pokazao 7,0. Nakon toga, student je cevčicom propuštao vazduh kroz vodu, a pH metar je ponovo pokazao 6,0. Kako se mogu objasniti rezultati ovih pH mjerenja?

145. Zašto mislite da dvije boce sirćeta istog proizvođača mogu sadržavati otopine s neznatno različitim pH vrijednostima?

Ovo je udžbenički materijal.

Reakcija otopine tvari u rastvaraču može biti tri vrste: neutralna, kisela i alkalna. Reakcija ovisi o koncentraciji vodikovih iona H+ u otopini.

Čista voda se u vrlo maloj mjeri disocira na H + ione i hidroksilne jone OH - .

pH vrijednost

pH je zgodan i uobičajen način izražavanja koncentracije vodikovih jona. Za čistu vodu koncentracija H + jednaka je koncentraciji OH - , a proizvod koncentracija H + i OH - , izražen u gram-ionima po litru, je konstantna vrijednost jednaka 1,10 -14

Iz ovog proizvoda možete izračunati koncentraciju vodikovih jona: =√1,10 -14 =10 -7 /g-jona/l/.

Ovo ravnotežno /"neutralno"/ stanje obično se označava sa pH 7/p - negativnim logaritamom koncentracije, H - vodikovim jonima, 7 - eksponentom suprotnog predznaka/.

Otopina sa pH većom od 7 je alkalna, sadrži manje H + jona od OH - ; rastvor sa pH manjim od 7 je kisel, u njemu ima više H + jona nego OH - .

Tečnosti koje se koriste u praksi imaju koncentraciju vodikovih jona koja obično varira u pH opsegu od 0 do 1

Indikatori

Indikatori su tvari koje mijenjaju boju ovisno o koncentraciji vodikovih iona u otopini. Uz pomoć indikatora odredite reakciju okoline. Najpoznatiji indikatori su bromobenzen, bromotimol, fenolftalein, metil narandža, itd. Svaki od indikatora radi u određenim pH rasponima. Na primjer, bromtimol se mijenja iz žute pri pH 6,2 u plavu pri pH 7,6; neutralni crveni indikator - od crvene pri pH 6,8 do žute pri pH 8; bromobenzen - od žute jari pH 4,0 do plave pri pH 5,6; fenolftalein - od bezbojnog pri pH 8,2 do ljubičaste pri pH 10,0 itd.

Nijedan od indikatora ne radi na cijeloj pH skali od 0 do 14. Međutim, u restauratorskoj praksi nije potrebno određivati ​​visoke koncentracije kiselina ili lužina. Najčešće postoje odstupanja od 1 - 1,5 pH jedinica od neutralnog u oba smjera.

Za određivanje reakcije okoline u restauratorskoj praksi koristi se mješavina različitih indikatora, odabranih na način da označava najmanja odstupanja od neutralnosti. Ova mješavina se naziva "univerzalni indikator".

Univerzalni indikator je bistra narandžasta tečnost. Uz blagu promjenu medija prema alkalnosti, otopina indikatora poprima zelenkastu nijansu, s povećanjem alkalnosti - plavu. Što je veća alkalnost ispitne tečnosti, to je intenzivnija plava boja.

Sa blagom promjenom sredine prema kiselosti, otopina univerzalnog indikatora postaje ružičasta, sa povećanjem kiselosti - crvena /karmin ili šarena nijansa/.

Promjene u reakciji okoline na slikama nastaju kao posljedica njihovog oštećenja plijesni; često dolazi do promjena na mjestima gdje se etikete lijepe alkalnim ljepilom /kazein, kancelarija itd./.

Za analizu je potrebno, pored univerzalnog indikatora, imati i destilovanu vodu, čist bijeli filter papir i staklenu šipku.

Napredak analize

Kap destilovane vode se nanese na filter papir i ostavi da se natopi. Druga kap se nanosi pored ove kapi i nanosi na područje testiranja. Za bolji kontakt, papir sa drugom kapom na vrhu utrlja se staklenom policom. Zatim se kap univerzalnog indikatora nanosi na filter papir u oblastima kapljica vode. Prva kap vode služi kao kontrola, sa čijom se bojom upoređuje kap natopljena rastvorom iz ispitnog prostora. Neslaganje u boji sa kontrolnim padom ukazuje na promjenu - odstupanje medija od neutralnog.

NEUTRALIZACIJA ALKALNE SREDINE

Tretirana površina se navlaži 2% vodenim rastvorom sirćetne ili limunske kiseline. Da biste to učinili, namotajte malu količinu vate oko pincete, navlažite je u kiseloj otopini, ocijedite i nanesite na naznačeno područje.

reakcija obavezno provjeri univerzalni indikator!

Proces se nastavlja sve dok se cijelo područje potpuno ne neutralizira.

Nakon nedelju dana proveru okoline treba ponoviti.

NEUTRALIZACIJA KISELINE

Područje koje se tretira se navlaži 2% vodenim rastvorom amonijum hidroksida /amonijaka/. Postupak za provođenje neutralizacije je isti kao u slučaju alkalnog medija.

Provjeru medija treba ponoviti nakon jedne sedmice.

UPOZORENJE: Proces neutralizacije zahteva veliku pažnju, jer prekomerna obrada može dovesti do prekomernog zakiseljavanja ili prekomerne alkalizacije tretiranog područja. Osim toga, voda u otopinama može uzrokovati skupljanje platna.

Hidroliza soli

Tema “Hidroliza soli” jedna je od najtežih za učenike 9. razreda koji izučavaju neorgansku hemiju. I čini se da njegova poteškoća nije u stvarnoj složenosti materijala koji se proučava, već u načinu na koji je predstavljen u udžbenicima. Dakle, F.G. Feldman i G.E. Rudzitis iz odgovarajućeg paragrafa imaju vrlo malo toga što se može razumjeti. U udžbenicima L.S. Guzeyja i N.S. Ahmetova ova tema je uglavnom isključena, iako je Ahmetovljev udžbenik namijenjen učenicima od 8. do 9. razreda sa detaljnim proučavanjem hemije.
Koristeći udžbenike ovih autora, malo je vjerovatno da će student moći dobro razumjeti teoriju rješenja, suštinu elektrolitičke disocijacije tvari u vodenom mediju, povezati reakcije ionske izmjene s reakcijama hidrolize soli koje nastaju kiselinama i bazama. različite snage. Osim toga, na kraju svakog udžbenika nalazi se tabela rastvorljivosti, ali nigde nije objašnjeno zašto se u njegovim pojedinačnim ćelijama nalaze crtice, a u tekstovima udžbenika učenici se susreću sa formulama ovih soli.
U kratkom predavanju za nastavnike (posebno za početnike, njima je posebno teško odgovoriti na pitanja koja se javljaju kod djece) pokušat ćemo popuniti ovu prazninu i na sebi svojstven način osvijetliti problem sastavljanja jednadžbi za reakcije hidrolize i određivanje prirode rezultirajućeg medija.

Hidroliza je proces razgradnje tvari vodom (o tome govori i sama riječ "hidroliza": grčki - voda i - razgradnja). Na to ističu različiti autori, dajući definiciju ovog fenomena ovo stvara kiselu ili kiselu sol, baznu ili bazičnu sol(N.E. Kuzmenko); kada ioni soli reagiraju s vodom, nastaje slab elektrolit(A.E. Antošin); kao rezultat interakcije jona soli s vodom, ravnoteža elektrolitičke disocijacije vode se pomjera(A.A. Makarenya); sastojci rastvorene supstance se kombinuju sa sastojcima vode(N.L. Glinka) itd.
Svaki autor, dajući definiciju hidrolize, bilježi najvažniju, po njegovom mišljenju, stranu ovog složenog, višestrukog procesa. I svaki od njih je u pravu na svoj način. Čini se da je na nastavniku kojoj definiciji će dati prednost – šta mu je bliže u njegovom načinu razmišljanja.
Dakle, hidroliza je razgradnja tvari vodom. Uzrokuje ga elektrolitička disocijacija soli i vode na ione i interakcija između njih. Voda se blago disocira na H + i OH - jone (1 molekula od 550 000), a tokom hidrolize jedan ili oba ova jona se mogu vezati sa ionima nastalim tokom disocijacije soli u slabo disocijaciju, isparljivu ili u vodi netopivu supstancu .
Soli formirane od jakih baza (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) i jakih kiselina (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), ne podležu hidrolizi, jer kationi i anioni koji ih formiraju nisu sposobni vezati H + i OH - ione u otopinama (razlog je visoka disocijacija).
Kada se sol formira od slabe baze ili slabe kiseline, ili su oba "roditelja" slaba, sol u vodenom rastvoru prolazi kroz hidrolizu. U ovom slučaju, reakcija medija ovisi o relativnoj jačini kiseline i baze. Drugim riječima, vodene otopine takvih soli mogu biti neutralne, kisele ili alkalne, ovisno o konstantama disocijacije novonastalih tvari.
Dakle, tokom disocijacije amonijum acetata CH 3 COONH 4, reakcija rastvora će biti blago alkalna, jer konstanta disocijacije NH 4 OH ( k dis = 6,3 10 -5) je veći od konstante disocijacije CH 3 COOH
(k dis = 1,75 10 -5). U drugoj soli sirćetne kiseline - aluminijum acetatu (CH 3 COO) 3 Al - reakcija rastvora će biti blago kisela, jer. k dis (CH 3 COOH) = 1,75 10 -5 više k dis (Al (OH) 3) \u003d 1,2 10 -6.
Reakcije hidrolize su u nekim slučajevima reverzibilne, dok se u drugim završavaju. Kvantitativno, hidrolizu karakterizira bezdimenzionalna vrijednost r, koja se naziva stepen hidrolize i koja pokazuje koji dio ukupnog broja molekula soli u otopini prolazi kroz hidrolizu:

G = n/N 100%,

gdje n je broj hidrolizovanih molekula, N je ukupan broj molekula u datom rastvoru. Na primjer, ako je g = 0,1%, onda to znači da se od 1000 molekula soli samo jedan razgradi vodom:

n = g N/100 = 0,1 1000/100 = 1.

Stupanj hidrolize ovisi o temperaturi, koncentraciji otopine i prirodi otopljene tvari. Dakle, ako uzmemo u obzir hidrolizu soli CH 3 COONa, tada će stepen njene hidrolize za rastvore različitih koncentracija biti sledeći: za 1M rastvor - 0,003%, za 0,1M - 0,01%, za
0,01M - 0,03%, za 0,001M - 0,1% (podaci preuzeti iz knjige G. Remyja). Ove vrijednosti su u skladu sa Le Chatelierovim principom.
Povećanje temperature povećava kinetičku energiju molekula, njihovu razgradnju na katione i anjone, te interakciju s ionima vode (H+ i OH-) - elektrolitom koji je slab na sobnoj temperaturi.
S obzirom na prirodu reaktanata, rastvoru soli se može dodati kiselina da se vežu OH - joni, a alkalija da se veže H + joni. Možete dodati i druge soli koje hidroliziraju na suprotnom jonu. U ovom slučaju, hidroliza obje soli se međusobno pojačava.
Hidroliza se može oslabiti (ako je potrebno) snižavanjem temperature, povećanjem koncentracije otopine, unošenjem u nju jednog od produkata hidrolize: kiselina, ako se H+ joni akumuliraju tokom hidrolize, ili alkalija, ako se akumuliraju joni OH.
Sve reakcije neutralizacije su egzotermne, dok su reakcije hidrolize endotermne. Dakle, prinos prvih opada sa porastom temperature, dok se prinos drugih povećava.
Joni H + i OH - ne mogu postojati u otopini u značajnim koncentracijama - oni se spajaju u molekule vode, pomjerajući ravnotežu udesno.
Razgradnja soli vodom objašnjava se vezivanjem kationa i/ili anjona disocirane soli u molekule slabog elektrolita pomoću jona vode (H+ i/ili OH-), koji su uvijek prisutni u otopini. Formiranje slabog elektrolita, taloga, plina ili potpuna razgradnja nove tvari ekvivalentno je uklanjanju iona soli iz otopine, što, u skladu s Le Chatelierovim principom (djelovanje je jednako reakciji), pomjera ravnotežu disocijacije soli udesno, te stoga dovodi do potpunog raspadanja soli. Stoga se crtice pojavljuju u tabeli rastvorljivosti u odnosu na brojna jedinjenja.
Ako se slabe molekule elektrolita formiraju zbog kationa soli, onda kažu da se hidroliza odvija duž kationa i da će medij biti kiseo, a ako zbog aniona soli, onda kažu da se hidroliza odvija duž aniona i da će medij biti alkalni . Drugim riječima, ko je jači - kiselina ili baza - određuje okolinu.
Hidrolizi se podvrgavaju samo rastvorljive soli slabih kiselina i/ili baza. Činjenica je da ako je sol slabo topiva, tada su koncentracije njenih iona u otopini zanemarivo male i nema smisla govoriti o hidrolizi takve soli.

Sastavljanje jednadžbi za reakcije hidrolize soli

Hidroliza soli slabih polibaznih baza i/ili kiselina odvija se u koracima. Broj koraka hidrolize jednak je najvećem naboju jednog od jona soli.
Na primjer:

Međutim, hidroliza u drugoj fazi, a posebno u trećoj je vrlo slaba, jer
r1 >> r2 >> r3. Stoga se prilikom pisanja jednadžbi hidrolize obično ograničava na prvi korak. Ako je hidroliza praktički završena u prvoj fazi, tada pri hidrolizi soli slabih polibaznih baza i jakih kiselina nastaju bazične soli, a pri hidrolizi soli jakih baza i slabih polibazičnih kiselina nastaju kisele soli.
Broj molekula vode uključenih u proces hidrolize soli prema shemi reakcije određen je umnoškom valencije kationa i broja njegovih atoma u formuli soli (autorsko pravilo).
Na primjer:

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

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

Co (CH 3 COO) 2 Co 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O).

Stoga, prilikom sastavljanja jednadžbe hidrolize, koristimo sljedeće algoritam(na primjeru hidrolize Al 2 (SO 4) 3):

1. Odredi od kojih supstanci nastaje so:

2. Pretpostavljamo kako bi hidroliza mogla proći:

Al 2 (SO 4) 3 + 6H–OH \u003d 2Al 3+ + 3 + 6H + + 6OH -.

3. Pošto je Al (OH) 3 slaba baza i njegov kation Al 3+ veže OH ione - iz vode, proces zapravo ide ovako:

Al 2 (SO 4) 3 + 6H + + 6OH - \u003d 2Al (OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH -.

4. Upoređujemo količine H + i OH jona preostalih u otopini i određujemo reakciju medija:

5. Nakon hidrolize nastala je nova so: (Al (OH) 2) 2 SO 4, ili Al 2 (OH) 4 SO 4, - aluminijum dihidroksosulfat (ili dijaluminijum tetrahidroksosulfat) - glavna so. Djelomično se može formirati i AlOHSO 4 (aluminij hidroksosulfat), ali u znatno manjoj količini i može se zanemariti.

Drugi primjer:

2. Na 2 SiO 3 + 2H 2 O \u003d 2Na + + + 2H + + 2OH -.

3. Pošto je H 2 SiO 3 slaba kiselina i njen ion veže H + ione iz vode, stvarna reakcija ide ovako:

2Na + + + 2H + + 2OH - \u003d 2Na + + H + H + + 2OH -.

4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - alkalni medij.

5. Na + + H \u003d NaNSiO 3 - natrijum hidrosilikat - kisela sol.

Kiselost ili alkalnost medijuma može se lako odrediti količinom H+ ili OH jona preostalih u rastvoru, pod uslovom da su se formirale nove supstance i da postoje u rastvoru u ekvivalentnim omjerima i da nisu dodavani drugi reagensi tokom reakcije. Medij može biti kiseli ili blago kiseli (ako ima malo H+ jona), alkalni (ako ima mnogo OH iona) ili slabo alkalni, a takođe i neutralan ako su vrijednosti konstanti disocijacije slabe kiseline i slabe kiseline baze su bliske i svi H + i OH joni preostali u rastvoru su nakon hidrolize, rekombinovani da bi formirali H 2 O.
Već smo primijetili da je stupanj hidrolize soli veći, što je slabija kiselina ili baza koja je formirala ovu sol. Stoga je potrebno pomoći učenicima da donesu niz aniona i kationa koji odgovaraju smanjenju jačine kiselina i baza njihovih sastojaka (prema A.V. Metelsky).

anjoni: F - > > CH 3 COO - > H > HS - > > > > > .

katjoni: Cd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+.

Što je ion više udesno u ovim redovima, to je veća hidroliza soli koju on formira, tj. njegova baza ili kiselina je slabija od onih s njegove lijeve strane. Posebno je jaka hidroliza soli nastalih istovremeno od strane slabe baze i kiseline. Ali čak i za njih stepen hidrolize obično ne prelazi 1%. Ipak, u nekim slučajevima hidroliza takvih soli teče posebno snažno i stupanj hidrolize doseže gotovo 100%. Takve soli ne postoje u vodenim rastvorima, već se čuvaju samo u suvom obliku. U tabeli rastvorljivosti nalazi se crtica protiv njih. Primjeri takvih soli su BaS, Al 2 S 3 , Cr 2 (SO 3) 3 i druge (vidi tabelu rastvorljivosti u udžbeniku).
Takve soli, koje imaju visok stepen hidrolize, se potpuno i nepovratno hidroliziraju, jer se produkti njihove hidrolize uklanjaju iz otopine u obliku slabo topljive, nerastvorljive, plinovite (isparljive), slabo disocijirajuće tvari ili se razlažu vode u druge supstance.
Na primjer:

Soli koje se potpuno razgrađuju vodom ne mogu se dobiti jonskom izmjenom u vodenim otopinama, jer umjesto jonske izmjene, reakcija hidrolize teče aktivnije.

Na primjer:

2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (može biti tako),

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (tako i jeste).

Soli poput Al 2 S 3 dobijaju se u bezvodnim sredinama sinterovanjem komponenti u ekvivalentnim količinama ili drugim metodama:

Mnogi halogenidi, u pravilu, aktivno reagiraju s vodom, tvoreći hidrid jednog elementa i hidroksid drugog.
Na primjer:

SlF + H–OH HClO + HF,

PSl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(prema L. Pauling).

Po pravilu, u ovoj vrsti reakcija, koja se naziva i hidroliza, elektronegativniji element se kombinuje sa H +, a manje elektronegativni - sa OH -. Lako je vidjeti da se gore navedene reakcije odvijaju u skladu s ovim pravilom.
Kisele soli slabih kiselina također prolaze kroz hidrolizu. Međutim, u ovom slučaju, uz hidrolizu, dolazi do disocijacije kiselog ostatka. Dakle, u otopini NaHCO 3, hidroliza H se odvija istovremeno, što dovodi do akumulacije OH - jona:

H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,

i disocijacija, iako neznatna:

H + H + .

Dakle, reakcija otopine kisele soli može biti alkalna (ako hidroliza anjona prevladava nad njegovom disocijacijom) ili kisela (u suprotnom slučaju). Ovo je određeno omjerom konstante hidrolize soli ( To hydr) i konstante disocijacije ( To dis) odgovarajuće kiseline. U razmatranom primjeru To hidrat anjona više To dis kiseline, pa rastvor ove kisele soli ima alkalnu reakciju (koju koriste oni koji pate od žgaravice od visoke kiselosti želudačnog soka, iako to rade uzalud). Sa obrnutim odnosom konstanti, na primjer u slučaju hidrolize NaHSO 3 , reakcija otopine će biti kisela.
Hidroliza bazične soli, kao što je bakar(II) hidroksohlorid, teče na sljedeći način:

Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,

ili u jonskom obliku:

CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + kiseli medij.

Hidroliza u širem smislu je reakcija razmjene između različitih tvari i vode (G.P. Khomchenko). Ova definicija pokriva hidrolizu svih spojeva, kako neorganskih (soli, hidridi, halogenidi, halkogeni, itd.) tako i organskih (esteri, masti, ugljikohidrati, proteini, itd.).
Na primjer:

(C6H10O5) n + n H–OH n C6H12O6,

CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2,

Cl 2 + H–OH HCl + HClO,

PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.

Kao rezultat hidrolize minerala - aluminosilikata - dolazi do razaranja stijena. Hidroliza nekih soli - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - koristi se za prečišćavanje vode i smanjenje njene tvrdoće.
Brzorastuća industrija hidrolize proizvodi niz vrijednih proizvoda od otpada (drvna piljevina, pamučne ljuske, ljuske suncokreta, slama, stabljike kukuruza, otpad šećerne repe, itd.): etil alkohol, stočni kvasac, glukoza, suhi led, furfural, metanol , lignin i mnoge druge supstance.
Hidroliza se javlja u organizmu ljudi i životinja tokom varenja hrane (masti, ugljenih hidrata, proteina) u vodenoj sredini pod dejstvom enzima – bioloških katalizatora. Ima važnu ulogu u brojnim hemijskim transformacijama supstanci u prirodi (Krebsov ciklus, ciklus trikarboksilne kiseline) i industriji. Stoga smatramo da bi izučavanju hidrolize trebalo posvetiti mnogo više pažnje u školskom predmetu hemije.
Ispod je primjer transfer kartica, ponudio je učenicima da konsoliduju gradivo nakon proučavanja teme "Hidroliza soli" u 9. razredu.

Algoritam za pisanje jednačine hidrolize Fe 2 (SO 4) 3 1. Odredite od čega nastaje sol: 2. Pretpostavljamo kako bi hidroliza mogla ići: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Budući da je Fe (OH) 3 slaba baza, kationi Fe 3+ će biti vezani OH anjonima - iz vode i hidroliza će se zapravo odvijati na sljedeći način: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Odredite reakciju okoline: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + kiseli medij. 5. Novu sol određujemo prema ionima preostalim u otopini: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - gvožđe (III) dihidroksosulfat - osnovna so. Hidroliza se odvija kroz kation.

Dodatne informacije (na poleđini kartice) 1. Ko je jači - baza ili kiselina, određuje sredinu: kiselu ili alkalnu. 2. Disocijacija i hidroliza polibaznih kiselina i baza uzimaju se u obzir samo u prvoj fazi. Na primjer: Al (OH) 3 \u003d Al + OH -, H 3 RO 4 \u003d H + +. 3. Serija aktivnosti kiselina (njihove snage): 4. Serija aktivnosti baza (njihove snage): 5. Što više udesno stoji kiselina i baza u svom redu, to su slabije. 6. Broj molekula vode uključenih u hidrolizu soli prema shemi reakcije određen je proizvodom valencije kationa brojem njegovih atoma u formuli soli: Na 2 SO 3 2Na + 1 2 \u003d 2 (H 2 O), ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O), Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O). 7. Hidroliza se odvija duž kationa ako je baza slaba, a duž anjona ako je kiselina slaba.

Primjena ovog algoritma doprinosi svjesnom pisanju jednačina hidrolize od strane studenata i uz dovoljnu obuku ne izaziva nikakve poteškoće.

LITERATURA

Antoshin A.E., Tsapok P.I. hemija. Moskva: Hemija, 1998;
Ahmetov N.S.. Neorganska hemija. M.: Obrazovanje, 1990;
Glinka N.L. Opća hemija. L.: Hemija, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. hemija. M.: Ispit, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. hemija. Moskva: Drfa, 1997;
Kuzmenko N.E., Churanov S.S. Opća i neorganska hemija. M.: Izdavačka kuća Moskovskog državnog univerziteta, 1977;
Metelsky A.V. hemija. Minsk: Beloruska enciklopedija, 1997;
Pauling L., Pauling P. hemija. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. hemija. Moskva: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Hemija-9. M.: Prosvjeta, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A. Tutor hemije. Harkov: Folino, 1998;
Khomchenko G.P.. hemija. Moskva: Viša škola, 1998.