Hydrolyse ist die Wechselwirkung von Stoffen mit Wasser, wodurch sich das Medium der Lösung ändert.

Kationen und Anionen schwacher Elektrolyte können mit Wasser in Wechselwirkung treten, um stabile Verbindungen mit geringer Dissoziation oder Ionen zu bilden, wodurch sich das Lösungsmedium ändert. Wasserformeln in Hydrolysegleichungen werden normalerweise als H-OH geschrieben. Bei der Reaktion mit Wasser entziehen die Kationen schwacher Basen dem Wasser das Hydroxylion und es entsteht ein Überschuss an H + in der Lösung. Die Lösung wird sauer. Anionen schwacher Säuren ziehen H + aus Wasser an und die Reaktion des Mediums wird alkalisch.

In der anorganischen Chemie hat man es meistens mit der Hydrolyse von Salzen zu tun, d.h. mit der Austauschwechselwirkung von Salzionen mit Wassermolekülen bei deren Auflösung. Es gibt 4 Varianten der Hydrolyse.

1. Salz wird aus einer starken Base und einer starken Säure gebildet.

Ein solches Salz unterliegt praktisch keiner Hydrolyse. Gleichzeitig wird das Gleichgewicht der Wasserdissoziation in Gegenwart von Salzionen fast nicht gestört, daher pH = 7, das Medium ist neutral.

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

2. Wenn das Salz durch ein Kation einer starken Base und ein Anion einer schwachen Säure gebildet wird, dann findet eine Hydrolyse am Anion statt.

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

Da sich OH-Ionen in der Lösung anreichern, ist das Medium alkalisch, pH > 7.

3. Wenn das Salz durch ein Kation einer schwachen Base und ein Anion einer starken Säure gebildet wird, dann schreitet die Hydrolyse entlang des Kations fort.

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

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

Da sich H + -Ionen in der Lösung anreichern, ist das Medium sauer, pH<7.

4. Ein Salz, das aus einem Kation einer schwachen Base und einem Anion einer schwachen Säure gebildet wird, wird sowohl am Kation als auch am Anion hydrolysiert.

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

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

Lösungen solcher Salze haben entweder eine leicht saure oder leicht alkalische Umgebung, d.h. der pH-Wert liegt nahe bei 7. Die Reaktion des Mediums hängt vom Verhältnis der Säure- und Basendissoziationskonstanten ab. Die Hydrolyse von Salzen sehr schwacher Säuren und Basen ist praktisch irreversibel. Dies sind hauptsächlich Sulfide und Carbonate von Aluminium, Chrom und Eisen.

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

Bei der Bestimmung des Mediums einer Salzlösung muss berücksichtigt werden, dass das Medium der Lösung durch die starke Komponente bestimmt wird. Wenn das Salz von einer Säure gebildet wird, die ein starker Elektrolyt ist, dann ist das Medium der Lösung sauer. Wenn die Base ein starker Elektrolyt ist, dann ist sie alkalisch.

Beispiel. Lösung hat ein alkalisches Milieu

1) Pb(NO 3) 2 ; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO3

1) Pb (NO 3) 2 Blei (II) Nitrat. Salz besteht aus einer schwachen Base und starke Säure, bedeutet das Lösungsmedium sauer.

2) Na 2 CO 3 Natriumcarbonat. Salz gebildet starke Basis und eine schwache Säure, dann das Lösungsmedium alkalisch.

3) NaCl; 4) NaNO 3 -Salze werden durch die starke Base NaOH und die starken Säuren HCl und HNO 3 gebildet. Das Medium der Lösung ist neutral.

Richtige Antwort 2) Na2CO3

In die Salzlösungen wurde ein Indikatorpapier getaucht. In NaCl- und NaNO 3 -Lösungen änderte es die Farbe nicht, was das Lösungsmedium bedeutet neutral. In einer Lösung von Pb(NO 3) 2 färbte sich das Lösungsmedium rot sauer. In einer Lösung von Na 2 CO 3 färbte sich das Lösungsmedium blau alkalisch.

Vorlesung: Salzhydrolyse. Umgebung wässriger Lösungen: sauer, neutral, alkalisch

Salzhydrolyse

Wir untersuchen weiterhin die Muster chemischer Reaktionen. Beim Studium des Themas haben Sie gelernt, dass sich bei der elektrolytischen Dissoziation in wässriger Lösung die an der Reaktion von Stoffen beteiligten Teilchen in Wasser lösen. Das ist Hydrolyse. Ihm werden verschiedene anorganische und organische Substanzen, insbesondere Salze, ausgesetzt. Ohne den Prozess der Hydrolyse von Salzen zu verstehen, können Sie die Phänomene, die in lebenden Organismen auftreten, nicht erklären.

Das Wesen der Salzhydrolyse wird auf den Austauschprozess der Wechselwirkung von Ionen (Kationen und Anionen) des Salzes mit Wassermolekülen reduziert. Dadurch entsteht ein schwacher Elektrolyt - eine Verbindung mit geringer Dissoziation. In einer wässrigen Lösung tritt ein Überschuss an freien H + - oder OH – -Ionen auf. Denken Sie daran, die Dissoziation welcher Elektrolyte bildet H + -Ionen und welche OH -. Wie Sie erraten haben, haben wir es im ersten Fall mit einer Säure zu tun, was bedeutet, dass das wässrige Medium mit H + -Ionen sauer ist. Im zweiten Fall alkalisch. Im Wasser selbst ist das Medium neutral, da es leicht in H + - und OH – -Ionen gleicher Konzentration dissoziiert.

Die Beschaffenheit der Umwelt kann anhand von Indikatoren bestimmt werden. Phenolphthalein erkennt ein alkalisches Milieu und färbt die Lösung purpurrot. Lackmus wird rot mit Säure und blau mit Alkali. Methylorange - Orange, in einer alkalischen Umgebung wird es gelb, in einer sauren Umgebung - rosa. Die Art der Hydrolyse hängt von der Art des Salzes ab.

Salzsorten

Jedes Salz ist also eine Wechselwirkung einer Säure und einer Base, die, wie Sie verstehen, stark und schwach sind. Stark sind diejenigen, deren Dissoziationsgrad α nahe 100 % liegt. Es sei daran erinnert, dass schweflige (H 2 SO 3) und phosphorige (H 3 PO 4) Säure oft als mittelstarke Säuren bezeichnet werden. Bei der Lösung von Hydrolyseproblemen sind diese Säuren als schwach einzustufen.

Säuren:

Stark: HCl; HBr; hl; HNO3; HClO 4 ; H2SO4. Ihre Säurereste interagieren nicht mit Wasser.

Schwach: HF; H2CO3; H 2 SiO 3 ; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organische Säuren. Und ihre sauren Rückstände interagieren mit Wasser und nehmen Wasserstoffkationen H + aus seinen Molekülen.

Gründe dafür:

Stark: lösliche Metallhydroxide; Ca(OH)2; Sr(OH) 2 . Ihre Metallkationen interagieren nicht mit Wasser.

Schwach: unlösliche Metallhydroxide; Ammoniumhydroxid (NH 4 OH). Und Metallkationen interagieren hier mit Wasser.

Überlegen Sie auf der Grundlage dieses MaterialsSalzarten :

Salze mit einer starken Base und einer starken Säure. Zum Beispiel: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Eigenschaften: interagieren nicht mit Wasser, was bedeutet, dass sie keiner Hydrolyse unterliegen. Lösungen solcher Salze haben ein neutrales Reaktionsmedium.

Salze mit einer starken Base und einer schwachen Säure. Zum Beispiel: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Eigenschaften: Säurereste dieser Salze interagieren mit Wasser, Anionenhydrolyse tritt auf. Das Medium wässriger Lösungen ist alkalisch.

Salze mit schwachen Basen und starken Säuren. Zum Beispiel: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Eigenschaften: Nur Metallkationen interagieren mit Wasser, Kationenhydrolyse tritt auf. Mittwoch ist sauer.

Salze mit einer schwachen Base und einer schwachen Säure. Zum Beispiel: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Eigenschaften: Sowohl Kationen als auch Anionen von Säureresten interagieren mit Wasser, Hydrolyse erfolgt durch Kation und Anion.

Ein Beispiel für die Hydrolyse am Kation und die Bildung einer sauren Umgebung:

Hydrolyse von Eisenchlorid FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (vollständige Ionengleichung)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (abgekürzte Ionengleichung)

Ein Beispiel für Anionenhydrolyse und die Bildung eines alkalischen Milieus:

Hydrolyse von Natriumacetat CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO – + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (vollständige Ionengleichung)

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –(abgekürzte Ionengleichung)

Ein Beispiel für Co-Hydrolyse:

• Hydrolyse von Aluminiumsulfid Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

In diesem Fall sehen wir eine vollständige Hydrolyse, die auftritt, wenn das Salz aus einer schwachen unlöslichen oder flüchtigen Base und einer schwachen unlöslichen oder flüchtigen Säure gebildet wird. In der Löslichkeitstabelle sind solche Salze mit Strichen versehen. Wenn während der Ionenaustauschreaktion ein Salz gebildet wird, das in einer wässrigen Lösung nicht vorhanden ist, muss die Reaktion dieses Salzes mit Wasser geschrieben werden.

Zum Beispiel:

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

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

Wir addieren diese beiden Gleichungen, dann reduzieren wir das, was sich im linken und rechten Teil wiederholt:

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

Erinnern:

Eine Neutralisationsreaktion ist eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, die Salz und Wasser erzeugt;

Unter reinem Wasser verstehen Chemiker chemisch reines Wasser, das keine Verunreinigungen und gelösten Salze enthält, also destilliertes Wasser.

Säure der Umgebung

Ein sehr wichtiges Merkmal für verschiedene chemische, industrielle und biologische Prozesse ist der Säuregehalt von Lösungen, der den Gehalt an Säuren oder Laugen in Lösungen charakterisiert. Da Säuren und Laugen Elektrolyte sind, wird der Gehalt an H + - oder OH – -Ionen zur Charakterisierung der Acidität des Mediums verwendet.

In reinem Wasser und in jeder Lösung gibt es neben Partikeln gelöster Substanzen auch H + - und OH - -Ionen. Dies liegt an der Dissoziation des Wassers selbst. Und obwohl wir Wasser für einen Nichtelektrolyten halten, kann es dennoch dissoziieren: H 2 O ^ H + + OH -. Dieser Prozess findet jedoch nur in sehr geringem Umfang statt: In 1 Liter Wasser zerfällt nur 1 in Ionen. 10 -7 mol Moleküle.

In sauren Lösungen treten infolge ihrer Dissoziation zusätzliche H+-Ionen auf. In solchen Lösungen werden bei leichter Dissoziation von Wasser viel mehr H + -Ionen als OH - -Ionen gebildet, daher werden diese Lösungen als sauer bezeichnet (Abb. 11.1, links). Es ist üblich zu sagen, dass in solchen Lösungen eine saure Umgebung vorliegt. Je mehr H+-Ionen in der Lösung enthalten sind, desto saurer ist das Medium.

In alkalischen Lösungen hingegen überwiegen infolge der Dissoziation OH - -Ionen, und H + -Kationen fehlen aufgrund der unbedeutenden Dissoziation von Wasser fast. Die Umgebung solcher Lösungen ist alkalisch (Abb. 11.1, rechts). Je höher die Konzentration an OH - -Ionen ist, desto alkalischer ist das Lösungsmedium.

In einer Kochsalzlösung ist die Anzahl der H + - und OH-Ionen gleich und gleich 1. 10 -7 Mol in 1 Liter Lösung. Eine solche Umgebung wird neutral genannt (Abb. 11.1, Mitte). Tatsächlich bedeutet dies, dass die Lösung weder Säure noch Lauge enthält. Eine neutrale Umgebung ist charakteristisch für Lösungen einiger Salze (gebildet durch Alkali und starke Säuren) und vieler organischer Substanzen. Reines Wasser hat auch eine neutrale Umgebung.

Wasserstoff-Indikator

Wenn wir den Geschmack von Kefir und Zitronensaft vergleichen, können wir mit Sicherheit sagen, dass Zitronensaft viel saurer ist, dh der Säuregehalt dieser Lösungen ist unterschiedlich. Sie wissen bereits, dass reines Wasser auch H+-Ionen enthält, aber das Wasser schmeckt nicht sauer. Dies liegt an der zu geringen Konzentration an H+-Ionen. Oft reicht es nicht aus zu sagen, dass die Umgebung sauer oder basisch ist, sondern es ist notwendig, sie quantitativ zu charakterisieren.

Der Säuregehalt der Umgebung wird quantitativ durch den mit der Konzentration verbundenen Wasserstoffindikator pH (ausgesprochen "p-ash") charakterisiert

Wasserstoffionen. Der pH-Wert entspricht einem bestimmten Gehalt an Wasserstoffkationen in 1 Liter Lösung. In reinem Wasser und in neutralen Lösungen enthält 1 Liter 1. 10 7 mol H + -Ionen, und der pH-Wert beträgt 7. In sauren Lösungen ist die Konzentration an H + -Kationen größer als in reinem Wasser und geringer in alkalischen Lösungen. Dementsprechend ändert sich auch der pH-Wert: In saurer Umgebung bewegt er sich zwischen 0 und 7, in alkalischer Umgebung zwischen 7 und 14. Erstmals schlug der dänische Chemiker Peder Sørensen vor, den pH-Wert zu verwenden.

Sie haben vielleicht bemerkt, dass der pH-Wert mit der Konzentration an H+-Ionen zusammenhängt. Die Bestimmung des pH-Werts hängt direkt mit der Berechnung des Logarithmus einer Zahl zusammen, die Sie im Mathematikunterricht der 11. Klasse lernen werden. Aber der Zusammenhang zwischen dem Gehalt an Ionen in einer Lösung und dem pH-Wert lässt sich nach folgendem Schema nachvollziehen:

Der pH-Wert wässriger Lösungen der meisten Substanzen und natürlicher Lösungen liegt im Bereich von 1 bis 13 (Abb. 11.2).

Reis. 11.2. pH-Wert verschiedener natürlicher und künstlicher Lösungen

Søren Peder Lauritz Sørensen

Dänischer Physikochemiker und Biochemiker, Präsident der Royal Danish Society. Absolvent der Universität Kopenhagen. Mit 31 wurde er Professor am Danish Polytechnic Institute. Er leitete das angesehene physikalisch-chemische Labor der Carlsberg-Brauerei in Kopenhagen, wo er seine wichtigsten wissenschaftlichen Entdeckungen machte. Seine wissenschaftliche Haupttätigkeit ist der Lösungstheorie gewidmet: Er führte das Konzept des Wasserstoffindex (pH) ein und untersuchte die Abhängigkeit der Enzymaktivität vom Säuregehalt von Lösungen. Für wissenschaftliche Leistungen wird Sørensen in die Liste der "100 herausragenden Chemiker des 20. Jahrhunderts" aufgenommen, in der Wissenschaftsgeschichte blieb er jedoch in erster Linie ein Wissenschaftler, der die Konzepte "pH" und "pH-Metrie" einführte.

Bestimmung des Säuregehalts des Mediums

Zur Bestimmung des Säuregehalts einer Lösung in Laboratorien wird am häufigsten ein Universalindikator verwendet (Abb. 11.3). Anhand seiner Farbe kann man nicht nur das Vorhandensein von Säure oder Lauge, sondern auch den pH-Wert der Lösung mit einer Genauigkeit von 0,5 bestimmen. Für eine genauere Messung des pH-Werts gibt es spezielle Geräte - pH-Meter (Abb. 11.4). Sie ermöglichen es Ihnen, den pH-Wert der Lösung mit einer Genauigkeit von 0,001-0,01 zu bestimmen.

Mit Indikatoren oder pH-Metern können Sie den Fortschritt chemischer Reaktionen überwachen. Wenn beispielsweise Salzsäure zu einer Lösung von Natriumhydroxid hinzugefügt wird, tritt eine Neutralisationsreaktion auf:

Reis. 11.3. Ein Universalindikator bestimmt den ungefähren pH-Wert

Reis. 11.4. Zur Messung des pH-Werts von Lösungen werden spezielle Geräte verwendet - pH-Meter: a - Labor (stationär); b - tragbar

In diesem Fall sind die Lösungen der Edukte und Reaktionsprodukte farblos. Taucht man hingegen die Elektrode eines pH-Meters in die Ausgangslauge, so kann man die vollständige Neutralisation der Lauge mit Säure am pH-Wert der resultierenden Lösung ablesen.

Die Verwendung des pH-Indikators

Die Bestimmung des Säuregehalts von Lösungen ist in vielen Bereichen der Wissenschaft, Industrie und anderen Bereichen des menschlichen Lebens von großer praktischer Bedeutung.

Umweltschützer messen regelmäßig den pH-Wert von Regenwasser, Flüssen und Seen. Ein starker Anstieg des Säuregehalts natürlicher Gewässer kann durch Luftverschmutzung oder den Eintrag von Abfällen aus Industrieunternehmen in Gewässer verursacht werden (Abb. 11.5). Solche Veränderungen ziehen das Absterben von Pflanzen, Fischen und anderen Gewässerbewohnern nach sich.

Der Wasserstoffindex ist für das Studium und die Beobachtung der in lebenden Organismen ablaufenden Prozesse sehr wichtig, da in Zellen zahlreiche chemische Reaktionen ablaufen. In der klinischen Diagnostik wird der pH-Wert von Blutplasma, Urin, Magensaft etc. bestimmt (Abb. 11.6). Der normale Blut-pH-Wert liegt zwischen 7,35 und 7,45. Schon eine kleine Änderung des pH-Werts des menschlichen Blutes verursacht schwere Krankheiten, und bei pH = 7,1 und darunter beginnen irreversible Veränderungen, die zum Tod führen können.

Für die meisten Pflanzen ist der Säuregehalt des Bodens wichtig, daher analysieren Agronomen die Böden im Voraus und bestimmen ihren pH-Wert (Abb. 11.7). Wenn der Säuregehalt für eine bestimmte Kultur zu hoch ist, wird der Boden gekalkt - Kreide oder Kalk wird hinzugefügt.

In der Lebensmittelindustrie wird mit Hilfe von Säure-Base-Indikatoren die Qualitätskontrolle von Lebensmitteln durchgeführt (Abb. 11.8). Beispielsweise beträgt der normale pH-Wert für Milch 6,8. Eine Abweichung von diesem Wert zeigt entweder das Vorhandensein von Verunreinigungen oder deren Säuerung an.

Reis. 11.5. Der Einfluss des pH-Wertes des Wassers in Stauseen auf die Vitalaktivität der darin befindlichen Pflanzen

Der pH-Wert von Kosmetikprodukten, die wir im Alltag verwenden, ist wichtig. Der durchschnittliche pH-Wert für die menschliche Haut beträgt 5,5. Kommt die Haut mit Produkten in Kontakt, deren Säuregrad deutlich von diesem Wert abweicht, führt dies zu vorzeitiger Hautalterung, deren Schädigung oder Entzündung. Es wurde festgestellt, dass Wäscherinnen, die zum Waschen über einen langen Zeitraum normale Waschseife (pH = 8–10) oder Waschsoda (Na 2 CO 3 , pH = 12–13) verwendeten, die Haut der Hände sehr trocken und rissig wurde. Daher ist es sehr wichtig, verschiedene kosmetische Produkte (Gele, Cremes, Shampoos usw.) mit einem pH-Wert zu verwenden, der dem natürlichen pH-Wert der Haut nahe kommt.

LABORVERSUCHE Nr. 1-3

Ausstattung: Ständer mit Reagenzgläsern, Pipette.

Reagenzien: Wasser, Salzsäure, NaCl, NaOH-Lösungen, Essig, Universalindikator (Lösung oder Indikatorpapier), Lebensmittel und kosmetische Produkte (z. B. Zitrone, Shampoo, Zahnpasta, Waschpulver, kohlensäurehaltige Getränke, Säfte usw.).

Sicherheitsbestimmungen:

Verwenden Sie für Experimente kleine Mengen an Reagenzien;

Achten Sie darauf, dass keine Reagenzien auf die Haut oder in die Augen gelangen; Bei Kontakt mit ätzenden Stoffen mit viel Wasser abwaschen.

Bestimmung von Wasserstoffionen und Hydroxidionen in Lösungen. Bestimmung des ungefähren pH-Wertes von Wasser, alkalischen und sauren Lösungen

1. Gießen Sie 1-2 ml in fünf Reagenzgläser: in Reagenzglas Nr. 1 - Wasser, Nr. 2 - Perchlorsäure, Nr. 3 - Natriumchloridlösung, Nr. 4 - Natriumhydroxidlösung und Nr. 5 - Tafelessig .

2. Geben Sie 2-3 Tropfen Universalindikatorlösung in jedes Röhrchen oder lassen Sie das Indikatorpapier weg. Bestimmen Sie den pH-Wert von Lösungen, indem Sie die Farbe des Indikators mit einer Referenzskala vergleichen. Ziehen Sie Rückschlüsse auf das Vorhandensein von Wasserstoffkationen oder Hydroxidionen in jedem Reagenzglas. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichungen für diese Verbindungen auf.

pH-Prüfung von Lebensmitteln und kosmetischen Produkten

Testproben von Lebensmitteln und Kosmetikprodukten mit einem Universalindikator. Um Trockensubstanzen, zum Beispiel Waschpulver, zu untersuchen, müssen sie in einer kleinen Menge Wasser aufgelöst werden (1 Spatel Trockensubstanz pro 0,5-1 ml Wasser). Bestimmen Sie den pH-Wert der Lösungen. Ziehen Sie Rückschlüsse auf den Säuregehalt der Umgebung in jedem der untersuchten Produkte.

Schlüsselidee

Testfragen

130. Das Vorhandensein welcher Ionen in einer Lösung bestimmt ihren Säuregehalt?

131. Welche Ionen werden in sauren Lösungen im Überschuss gefunden? im basischen?

132. Welcher Indikator beschreibt quantitativ den Säuregehalt von Lösungen?

133. Was ist der pH-Wert und der Gehalt an H+-Ionen in Lösungen: a) neutral; b) leicht sauer; c) leicht alkalisch; d) stark sauer; e) stark alkalisch?

Aufgaben zur Beherrschung des Materials

134. Eine wässrige Lösung einer Substanz hat eine alkalische Umgebung. Welche Ionen sind mehr in dieser Lösung: H + oder OH -?

135. Zwei Reagenzgläser enthalten Lösungen von Salpetersäure und Kaliumnitrat. An welchen Indikatoren lässt sich feststellen, in welchem ​​Röhrchen sich eine Salzlösung befindet?

136. Drei Reagenzgläser enthalten Lösungen von Bariumhydroxid, Salpetersäure und Calciumnitrat. Wie erkennt man diese Lösungen mit einem Reagenz?

137. Schreiben Sie aus der obigen Liste getrennt die Formeln der Substanzen auf, deren Lösungen eine Umgebung haben: a) sauer; b) alkalisch; c) neutral. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3 , H 3 PO 4 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, KNO 3 .

138. Regenwasser hat einen pH-Wert von 5,6. Was bedeutet das? Welche in der Luft enthaltene Substanz, wenn sie in Wasser gelöst ist, bestimmt einen solchen Säuregehalt der Umgebung?

139. Welches Medium (sauer oder alkalisch): a) in einer Shampoolösung (pH = 5,5);

b) im Blut einer gesunden Person (pH = 7,4); c) im menschlichen Magensaft (рН = 1,5); d) im Speichel (pH = 7,0)?

140. Die Zusammensetzung von Kohle, die in Wärmekraftwerken verwendet wird, enthält Stickstoff- und Schwefelverbindungen. Die Emission von Kohleverbrennungsprodukten in die Atmosphäre führt zur Bildung von sogenanntem saurem Regen, der geringe Mengen an Nitrat- oder Sulfitsäuren enthält. Welche pH-Werte sind typisch für solches Regenwasser: mehr als 7 oder weniger als 7?

141. Hängt der pH-Wert einer starken Säurelösung von ihrer Konzentration ab? Begründen Sie die Antwort.

142. Eine Lösung von Phenolphthalein wurde zu einer Lösung gegeben, die 1 Mol Kaliumhydroxid enthielt. Ändert sich die Farbe dieser Lösung, wenn ihr Chloridsäure mit der Menge der Substanz zugesetzt wird: a) 0,5 Mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. In drei Reagenzgläsern ohne Aufschrift befinden sich farblose Lösungen von Natriumsulfat, Natronlauge und Sulfatsäure. Für alle Lösungen wurde der pH-Wert gemessen: im ersten Röhrchen - 2,3, im zweiten - 12,6, im dritten - 6,9. Welche Tube enthält welche Substanz?

144. Ein Student kaufte destilliertes Wasser in einer Apotheke. Das pH-Meter zeigte an, dass der pH-Wert dieses Wassers 6,0 beträgt. Der Student kochte dieses Wasser dann lange, füllte den Behälter bis zum Rand mit heißem Wasser und schloss den Deckel. Als das Wasser auf Raumtemperatur abgekühlt war, zeigte das pH-Meter 7,0 an. Danach leitete der Student mit einem Schlauch Luft durch das Wasser, und das pH-Meter zeigte wieder 6,0. Wie lassen sich die Ergebnisse dieser pH-Messungen erklären?

145. Warum können Ihrer Meinung nach zwei Essigflaschen desselben Herstellers Lösungen mit leicht unterschiedlichen pH-Werten enthalten?

Das ist Lehrbuchstoff.

Die Reaktion einer Lösung von Substanzen in einem Lösungsmittel kann auf drei Arten erfolgen: neutral, sauer und alkalisch. Die Reaktion hängt von der Konzentration der Wasserstoffionen H + in Lösung ab.

Reines Wasser dissoziiert in sehr geringem Maße in H + -Ionen und Hydroxyl-Ionen OH – .

PH Wert

Der pH-Wert ist eine bequeme und gebräuchliche Art, die Konzentration von Wasserstoffionen auszudrücken. Für reines Wasser ist die Konzentration von H + gleich der Konzentration von OH – , und das Produkt der Konzentrationen von H + und OH – , ausgedrückt in Gramm-Ionen pro Liter, ist ein konstanter Wert gleich 1,10 –14

Aus diesem Produkt können Sie die Konzentration an Wasserstoffionen berechnen: =√1.10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.

Dieser Gleichgewichts-/"neutrale"/ Zustand wird üblicherweise mit pH 7/p - dem negativen Logarithmus der Konzentration, H - Wasserstoffionen, 7 - dem Exponenten mit entgegengesetztem Vorzeichen/ bezeichnet.

Eine Lösung mit einem pH-Wert über 7 ist alkalisch, sie enthält weniger H + -Ionen als OH – ; Eine Lösung mit einem pH-Wert von weniger als 7 ist sauer, es sind mehr H + -Ionen darin als OH – .

In der Praxis verwendete Flüssigkeiten haben eine Konzentration an Wasserstoffionen, die üblicherweise im pH-Bereich von 0 bis 1 schwankt

Indikatoren

Indikatoren sind Substanzen, die ihre Farbe in Abhängigkeit von der Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung ändern. Mit Hilfe von Indikatoren bestimmen Sie die Reaktion der Umgebung. Die bekanntesten Indikatoren sind Brombenzol, Bromthymol, Phenolphthalein, Methylorange usw. Jeder der Indikatoren arbeitet in bestimmten pH-Bereichen. Beispielsweise wechselt Bromthymol von gelb bei pH 6,2 zu blau bei pH 7,6; neutralroter Indikator – von rot bei pH 6,8 bis gelb bei pH 8; Brombenzol – von gelbem Jari pH 4,0 bis blau bei pH 5,6; Phenolphthalein - von farblos bei pH 8,2 bis violett bei pH 10,0 usw.

Keiner der Indikatoren funktioniert über die gesamte pH-Skala von 0 bis 14. In der Restaurierungspraxis ist es jedoch nicht erforderlich, hohe Konzentrationen von Säuren oder Laugen zu bestimmen. Meistens gibt es Abweichungen von 1 - 1,5 pH-Einheiten von neutral in beide Richtungen.

Zur Bestimmung der Umgebungsreaktion in der Restaurierungspraxis wird eine Mischung aus verschiedenen Indikatoren verwendet, die so ausgewählt ist, dass sie die geringsten Abweichungen von der Neutralität markiert. Diese Mischung wird als "Universalindikator" bezeichnet.

Der Universalindikator ist eine klare orangefarbene Flüssigkeit. Bei einer leichten Änderung des Mediums in Richtung Alkalität nimmt die Indikatorlösung eine grünliche Färbung an, mit zunehmender Alkalität - blau. Je höher die Alkalinität der Testflüssigkeit ist, desto intensiver wird die blaue Farbe.

Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Säure wird die Lösung des Universalindikators rosa, mit zunehmender Säure - rot / karminrot oder gesprenkelt /.

Veränderungen in der Reaktion der Umwelt in den Gemälden treten als Folge ihrer Beschädigung durch Schimmel auf; oft gibt es änderungen in bereichen wo etiketten mit alkalischem leim beklebt werden /kasein, office, etc./.

Zur Analyse benötigen Sie neben dem Universalindikator destilliertes Wasser, sauberes weißes Filterpapier und einen Glasstab.

Analysefortschritt

Ein Tropfen destilliertes Wasser wird auf das Filterpapier gegeben und einweichen gelassen. Neben diesem Tropfen wird ein zweiter Tropfen aufgetragen und auf die Testfläche aufgetragen. Für einen besseren Kontakt wird das Papier mit dem zweiten Tropfen oben mit einer Glasplatte abgerieben. Dann wird ein Tropfen Universalindikator auf das Filterpapier in den Bereichen der Wassertropfen aufgetragen. Als Kontrolle dient der erste Wassertropfen, mit dessen Farbe der mit der Lösung getränkte Tropfen aus dem Testfeld verglichen wird. Die Farbabweichung zum Kontrolltropfen weist auf eine Veränderung hin - eine Abweichung des Mediums von neutral.

NEUTRALISIERUNG DER ALKALINEN UMGEBUNG

Die behandelte Fläche wird mit einer 2%igen wässrigen Lösung von Essig- oder Zitronensäure befeuchtet. Wickeln Sie dazu eine kleine Menge Watte um die Pinzette, befeuchten Sie sie mit einer Säurelösung, wringen Sie sie aus und tragen Sie sie auf die angegebene Stelle auf.

Reaktion unbedingt prüfen Universalindikator!

Der Vorgang wird fortgesetzt, bis der gesamte Bereich vollständig neutralisiert ist.

Nach einer Woche sollte die Umgebungsprüfung wiederholt werden.

SÄURENEUTRALISIERUNG

Die zu behandelnde Fläche wird mit einer 2%igen wässrigen Ammoniumhydroxidlösung /Ammoniak/ befeuchtet. Das Verfahren zur Durchführung der Neutralisation ist das gleiche wie im Fall eines alkalischen Mediums.

Der Mediencheck sollte nach einer Woche wiederholt werden.

WARNUNG: Der Neutralisationsprozess erfordert große Sorgfalt, da eine Überbehandlung zu einer Übersäuerung oder Überalkalisierung des behandelten Bereichs führen kann. Außerdem kann Wasser in Lösungen ein Schrumpfen der Leinwand verursachen.

Salzhydrolyse

Das Thema „Hydrolyse von Salzen“ ist eines der schwierigsten für Schüler der 9. Klasse, die Anorganische Chemie studieren. Und es scheint, dass seine Schwierigkeit nicht in der tatsächlichen Komplexität des zu studierenden Materials liegt, sondern in der Art und Weise, wie es in Lehrbüchern dargestellt wird. F. G. Feldman und G. E. Rudzitis aus dem entsprechenden Absatz haben also sehr wenig, was verstanden werden kann. In den Lehrbüchern von L. S. Guzey und N. S. Akhmetov wird dieses Thema generell ausgeklammert, obwohl Akhmetovs Lehrbuch für Schüler der Klassen 8–9 mit einem vertieften Studium der Chemie gedacht ist.
Unter Verwendung der Lehrbücher dieser Autoren ist es unwahrscheinlich, dass der Student die Lösungstheorie gut versteht, das Wesen der elektrolytischen Dissoziation von Substanzen in einem wässrigen Medium, korreliert Ionenaustauschreaktionen mit Hydrolysereaktionen von Salzen, die durch Säuren und Basen gebildet werden unterschiedliche Stärken. Außerdem gibt es am Ende jedes Lehrbuchs eine Löslichkeitstabelle, aber nirgendwo wird erklärt, warum in den einzelnen Zellen Striche sind, und in den Texten der Lehrbücher treffen die Schüler auf die Formeln dieser Salze.
In einem kurzen Vortrag für Lehrer (besonders für Anfänger ist es besonders schwierig, Fragen zu beantworten, die bei Kindern auftreten) versuchen wir, diese Lücke zu schließen und auf unsere Weise die Problematik der Aufstellung von Gleichungen für Hydrolysereaktionen und zu beleuchten Bestimmen der Natur des resultierenden Mediums.

Hydrolyse ist der Prozess der Zersetzung von Stoffen durch Wasser (das Wort "Hydrolyse" selbst spricht dafür: Griechisch - Wasser und - Zersetzung). Verschiedene Autoren, die eine Definition dieses Phänomens geben, weisen darauf hin dies bildet eine Säure oder ein saures Salz, eine Base oder ein basisches Salz(N. E. Kuzmenko); Wenn Salzionen mit Wasser reagieren, entsteht ein schwacher Elektrolyt(A. E. Antoshin); Durch die Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser wird das Gleichgewicht der elektrolytischen Dissoziation von Wasser verschoben(A. A. Makarenya); die Bestandteile des gelösten Stoffs verbinden sich mit den Bestandteilen des Wassers(N. L. Glinka) usw.
Jeder Autor, der eine Definition der Hydrolyse gibt, erwähnt die seiner Meinung nach wichtigste Seite dieses komplexen, vielschichtigen Prozesses. Und jeder von ihnen hat auf seine Weise recht. Es scheint dem Lehrer überlassen zu sein, welcher Definition er den Vorzug gibt – was ihm in seiner Denkweise näher kommt.
Hydrolyse ist also die Zersetzung von Stoffen durch Wasser. Es wird durch die elektrolytische Dissoziation von Salz und Wasser in Ionen und die Wechselwirkung zwischen ihnen verursacht. Wasser dissoziiert leicht in H + - und OH – -Ionen (1 Molekül von 550.000), und während der Hydrolyse können sich eines oder beide dieser Ionen mit Ionen verbinden, die während der Dissoziation des Salzes zu einer schwer dissoziierenden, flüchtigen oder wasserunlöslichen Substanz gebildet werden .
Salze, die durch starke Basen (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) und starke Säuren (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), werden nicht hydrolysiert, weil die Kationen und Anionen, die sie bilden, sind nicht in der Lage, H + - und OH – -Ionen in Lösungen zu binden (der Grund ist eine hohe Dissoziation).
Wenn das Salz durch eine schwache Base oder eine schwache Säure gebildet wird oder beide "Eltern" schwach sind, unterliegt das Salz in wässriger Lösung einer Hydrolyse. In diesem Fall hängt die Reaktion des Mediums von der relativen Stärke von Säure und Base ab. Mit anderen Worten, wässrige Lösungen solcher Salze können neutral, sauer oder alkalisch sein, abhängig von den Dissoziationskonstanten der gebildeten neuen Substanzen.
Während der Dissoziation von Ammoniumacetat CH 3 COONH 4 wird die Reaktion der Lösung also leicht alkalisch sein, weil Dissoziationskonstante NH 4 OH ( k dis \u003d 6,3 · 10 -5) ist größer als die Dissoziationskonstante von CH 3 COOH
(k dis = 1,75 · 10 -5). In einem anderen Essigsäuresalz - Aluminiumacetat (CH 3 COO) 3 Al - wird die Reaktion der Lösung leicht sauer sein, weil. k dis(CH 3 COOH) = 1,75 10 –5 mehr k dis (Al (OH) 3) \u003d 1,2 · 10 -6.
Hydrolysereaktionen sind in einigen Fällen reversibel, während sie in anderen vollständig ablaufen. Quantitativ ist die Hydrolyse durch einen dimensionslosen Wert r gekennzeichnet, der als Hydrolysegrad bezeichnet wird und angibt, welcher Teil der Gesamtzahl der Salzmoleküle in Lösung hydrolysiert wird:

G= n/N 100%,

wo n ist die Anzahl der hydrolysierten Moleküle, N ist die Gesamtzahl der Moleküle in einer gegebenen Lösung. Wenn beispielsweise g \u003d 0,1% ist, bedeutet dies, dass von 1000 Salzmolekülen nur eines mit Wasser zersetzt wurde:

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

Der Hydrolysegrad hängt von der Temperatur, der Konzentration der Lösung und der Art des gelösten Stoffs ab. Wenn wir also die Hydrolyse eines Salzes von CH 3 COONa betrachten, dann ist der Grad seiner Hydrolyse für Lösungen verschiedener Konzentrationen wie folgt: für eine 1 M Lösung - 0,003%, für 0,1 M - 0,01%, z
0,01 M - 0,03 %, für 0,001 M - 0,1 % (Daten aus dem Buch von G. Remy). Diese Werte stehen im Einklang mit dem Prinzip von Le Chatelier.
Eine Erhöhung der Temperatur erhöht die kinetische Energie von Molekülen, ihre Zersetzung in Kationen und Anionen und die Wechselwirkung mit Wasserionen (H + und OH -) - einem bei Raumtemperatur schwachen Elektrolyten.
Aufgrund der Art der Reaktanten kann der Salzlösung eine Säure zugesetzt werden, um OH&supmin;-Ionen zu binden, und ein Alkali kann zugesetzt werden, um H&spplus;-Ionen zu binden. Sie können auch andere Salze hinzufügen, die am entgegengesetzten Ion hydrolysieren. In diesem Fall wird die Hydrolyse beider Salze gegenseitig verstärkt.
Die Hydrolyse kann (falls erforderlich) geschwächt werden, indem die Temperatur gesenkt, die Konzentration der Lösung erhöht und eines der Hydrolyseprodukte eingeführt wird: Säuren, wenn sich H + -Ionen während der Hydrolyse ansammeln, oder Laugen, wenn sich OH-Ionen ansammeln.
Alle Neutralisationsreaktionen sind exotherm, während Hydrolysereaktionen endotherm sind. Daher nimmt die Ausbeute des ersteren mit zunehmender Temperatur ab, während die Ausbeute des letzteren zunimmt.
Die Ionen H + und OH - können in Lösung nicht in signifikanten Konzentrationen existieren - sie verbinden sich zu Wassermolekülen und verschieben das Gleichgewicht nach rechts.
Die Zersetzung von Salz durch Wasser wird durch die Bindung von Kationen und/oder Anionen des dissoziierten Salzes zu Molekülen eines schwachen Elektrolyten durch Wasserionen (H + und / oder OH – ) erklärt, die immer in Lösung vorhanden sind. Die Bildung eines schwachen Elektrolyten, Niederschlags, Gases oder die vollständige Zersetzung eines neuen Stoffes ist gleichbedeutend mit der Entfernung von Salzionen aus der Lösung, was nach dem Le-Chatelier-Prinzip (Aktion ist gleich Reaktion) das Gleichgewicht verschiebt der Salzdissoziation nach rechts und führt somit zu einer vollständigen Zersetzung des Salzes. Daher erscheinen Striche in der Löslichkeitstabelle gegenüber einer Reihe von Verbindungen.
Wenn aufgrund von Salzkationen schwache Elektrolytmoleküle gebildet werden, sagen sie, dass die Hydrolyse entlang des Kations fortschreitet und das Medium sauer ist, und wenn aufgrund von Salzanionen, dann sagen sie, dass die Hydrolyse entlang des Anions fortschreitet und das Medium alkalisch ist . Mit anderen Worten, wer stärker ist – Säure oder Base – bestimmt die Umwelt.
Nur lösliche Salze schwacher Säuren und/oder Basen werden hydrolysiert. Tatsache ist, dass, wenn das Salz schlecht löslich ist, die Konzentrationen seiner Ionen in der Lösung vernachlässigbar gering sind und es keinen Sinn macht, über die Hydrolyse eines solchen Salzes zu sprechen.

Aufstellen von Gleichungen für die Reaktionen der Hydrolyse von Salzen

Die Hydrolyse von Salzen schwacher mehrbasiger Basen und/oder Säuren erfolgt schrittweise. Die Anzahl der Hydrolyseschritte ist gleich der größten Ladung eines der Salzionen.
Zum Beispiel:

Allerdings ist die Hydrolyse in der zweiten Stufe und besonders in der dritten Stufe sehr schwach, da
r1 >> r2 >> r3. Daher beschränkt man sich beim Schreiben von Hydrolysegleichungen meist auf den ersten Schritt. Wenn die Hydrolyse in der ersten Stufe praktisch abgeschlossen ist, werden während der Hydrolyse von Salzen schwacher mehrbasiger Basen und starker Säuren basische Salze und während der Hydrolyse von Salzen starker Basen und schwacher mehrbasiger Säuren saure Salze gebildet.
Die Anzahl der Wassermoleküle, die gemäß dem Reaktionsschema am Prozess der Salzhydrolyse beteiligt sind, wird durch das Produkt aus der Wertigkeit des Kations und der Anzahl seiner Atome in der Salzformel bestimmt (Autorenregel).
Zum Beispiel:

Na 2 CO 3 2 Na + 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).

Daher verwenden wir beim Erstellen der Hydrolysegleichung Folgendes Algorithmus(am Beispiel der Hydrolyse von Al 2 (SO 4) 3):

1. Bestimmen Sie, aus welchen Stoffen Salz gebildet wird:

2. Wir nehmen an, wie die Hydrolyse ablaufen könnte:

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

3. Da Al (OH) 3 eine schwache Base ist und sein Al 3+ -Kation OH-Ionen - aus Wasser bindet, läuft der Prozess eigentlich so ab:

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

4. Wir vergleichen die in der Lösung verbleibenden Mengen an H + - und OH-Ionen und bestimmen die Reaktion des Mediums:

5. Nach der Hydrolyse wurde ein neues Salz gebildet: (Al (OH) 2) 2 SO 4 oder Al 2 (OH) 4 SO 4, - Aluminiumdihydroxosulfat (oder Dialuminiumtetrahydroxosulfat) - das Hauptsalz. Teilweise kann auch AlOHSO 4 (Aluminiumhydroxosulfat) gebildet werden, jedoch in deutlich geringerer Menge und vernachlässigbar.

Ein anderes Beispiel:

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

3. Da H 2 SiO 3 eine schwache Säure ist und ihr Ion H + -Ionen aus Wasser bindet, läuft die eigentliche Reaktion so ab:

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

4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - alkalisches Medium.

5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - Natriumhydrosilikat - Säuresalz.

Die Azidität oder Alkalinität des Mediums kann leicht durch die Menge der in der Lösung verbleibenden H + - oder OH-Ionen bestimmt werden, vorausgesetzt, dass neue Substanzen gebildet wurden und in äquivalenten Verhältnissen in der Lösung vorhanden sind und während der Reaktion keine anderen Reagenzien hinzugefügt wurden. Das Medium kann sauer oder schwach sauer (bei wenigen H+-Ionen), alkalisch (bei vielen OH-Ionen) oder schwach alkalisch und auch neutral sein, wenn die Werte der Dissoziationskonstanten schwach sauer und schwach sind Base sind in der Nähe und alle in der Lösung verbleibenden H + und OH-Ionen werden nach der Hydrolyse zu H 2 O rekombiniert.
Wir haben bereits festgestellt, dass der Grad der Salzhydrolyse umso größer ist, je schwächer die Säure oder Base ist, die dieses Salz gebildet hat. Daher ist es notwendig, den Schülern zu helfen, die Reihe von Anionen und Kationen zu bringen, die einer Abnahme der Stärke von Säuren und Basen ihrer Bestandteile entsprechen (nach A. V. Metelsky).

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

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

Je weiter rechts in diesen Reihen das Ion steht, desto stärker ist die Hydrolyse des von ihm gebildeten Salzes, d.h. seine Base oder Säure ist schwächer als die zu seiner Linken. Besonders stark ist die Hydrolyse von Salzen, die gleichzeitig von einer schwachen Base und einer Säure gebildet werden. Aber auch bei ihnen überschreitet der Hydrolysegrad in der Regel nicht 1 %. Trotzdem verläuft die Hydrolyse solcher Salze teilweise besonders stark und der Hydrolysegrad erreicht nahezu 100 %. Solche Salze existieren nicht in wässrigen Lösungen, sondern werden nur in trockener Form gelagert. In der Löslichkeitstabelle gibt es einen Strich dagegen. Beispiele für solche Salze sind BaS, Al 2 S 3 , Cr 2 (SO 3 ) 3 und andere (siehe Lehrbuch-Löslichkeitstabelle).
Solche Salze, die einen hohen Hydrolysegrad aufweisen, werden vollständig und irreversibel hydrolysiert, da die Produkte ihrer Hydrolyse in Form einer schwerlöslichen, unlöslichen, gasförmigen (flüchtigen), schwer dissoziierenden Substanz aus der Lösung entfernt oder durch diese zersetzt werden Wasser in andere Stoffe.
Zum Beispiel:

Salze, die durch Wasser vollständig zersetzt werden, können in wässrigen Lösungen nicht durch Ionenaustausch erhalten werden, weil statt Ionenaustausch läuft die Hydrolysereaktion aktiver ab.

Zum Beispiel:

2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6NaCl (es könnte so sein),

2ÀlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (so ist es tatsächlich).

Salze wie Al 2 S 3 werden in wasserfreien Umgebungen durch Sintern der Komponenten in äquivalenten Mengen oder durch andere Methoden erhalten:

Viele Halogenide reagieren in der Regel aktiv mit Wasser und bilden ein Hydrid eines Elements und ein Hydroxid eines anderen.
Zum Beispiel:

СlF + H–OH HClO + HF,

PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(nach L. Pauling).

In der Regel verbindet sich bei dieser Art von Reaktionen, auch Hydrolyse genannt, das elektronegativere Element mit H + und das weniger elektronegative - mit OH -. Es ist leicht einzusehen, dass die obigen Reaktionen in Übereinstimmung mit dieser Regel ablaufen.
Saure Salze schwacher Säuren werden ebenfalls hydrolysiert. In diesem Fall tritt jedoch zusammen mit der Hydrolyse eine Dissoziation des Säurerests auf. In einer NaHCO 3 -Lösung findet also gleichzeitig eine Hydrolyse von H statt, die zur Ansammlung von OH - -Ionen führt:

H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,

und Dissoziation, wenn auch leicht:

H + H + .

So kann die Reaktion einer Säuresalzlösung entweder alkalisch (wenn die Hydrolyse des Anions gegenüber seiner Dissoziation überwiegt) oder sauer (im umgekehrten Fall) sein. Diese wird durch das Verhältnis der Salzhydrolysekonstanten ( Zu hydr) und Dissoziationskonstanten ( Zu dis) der entsprechenden Säure. Im betrachteten Beispiel Zu Hydranion mehr Zu dis Säuren, so dass die Lösung dieses sauren Salzes eine alkalische Reaktion hat (was von Sodbrennen durch den hohen Säuregehalt des Magensaftes verwendet wird, obwohl sie es vergeblich tun). Bei umgekehrtem Verhältnis der Konstanten, beispielsweise bei der Hydrolyse von NaHSO 3 , reagiert die Lösung sauer.
Die Hydrolyse eines basischen Salzes wie Kupfer(II)hydroxochlorid verläuft wie folgt:

Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,

oder in ionischer Form:

CuOH + + Cl – + H + + OH – Cu(OH) 2 + Cl – + H + saures Medium.

Hydrolyse im weiteren Sinne ist die Reaktion der Austauschzersetzung zwischen verschiedenen Substanzen und Wasser (G. P. Khomchenko). Diese Definition umfasst die Hydrolyse aller Verbindungen, sowohl anorganische (Salze, Hydride, Halogenide, Chalkogene usw.) als auch organische (Ester, Fette, Kohlenhydrate, Proteine ​​usw.).
Zum Beispiel:

(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.

Als Folge der Hydrolyse von Mineralien - Alumosilikaten - kommt es zur Zerstörung von Gesteinen. Die Hydrolyse einiger Salze - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - wird verwendet, um Wasser zu reinigen und seine Härte zu verringern.
Die schnell wachsende Hydrolyseindustrie produziert eine Reihe wertvoller Produkte aus Abfällen (Holzsägemehl, Baumwollschalen, Sonnenblumenschalen, Stroh, Maisstengel, Zuckerrübenabfälle usw.): Ethylalkohol, Futterhefe, Glukose, Trockeneis, Furfural, Methanol , Lignin und viele andere Stoffe.
Die Hydrolyse tritt im Körper von Menschen und Tieren während der Verdauung von Nahrungsmitteln (Fetten, Kohlenhydraten, Proteinen) in einer aquatischen Umgebung unter der Wirkung von Enzymen - biologischen Katalysatoren - auf. Es spielt eine wichtige Rolle bei einer Reihe chemischer Stoffumwandlungen in der Natur (Krebs-Zyklus, Tricarbonsäure-Zyklus) und Industrie. Daher sind wir der Meinung, dass dem Studium der Hydrolyse im Chemieunterricht der Schule viel mehr Aufmerksamkeit geschenkt werden sollte.
Unten ist ein Beispiel Karte übertragen, bot sich den Schülerinnen und Schülern zur Vertiefung des Stoffes nach dem Studium des Themas „Hydrolyse von Salzen“ in der 9. Klasse an.

Algorithmus zum Schreiben der Fe 2 (SO 4 ) 3 -Hydrolysegleichung 1. Bestimmen Sie, welches Salz gebildet wird durch: 2. Wir nehmen an, wie die Hydrolyse ablaufen könnte: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Da Fe (OH) 3 eine schwache Base ist, werden die Fe 3+ -Kationen durch OH-Anionen - aus Wasser gebunden und die Hydrolyse wird tatsächlich wie folgt ablaufen: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Bestimmen Sie die Reaktion der Umgebung: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + saures Medium. 5. Wir bestimmen das neue Salz durch die in der Lösung verbleibenden Ionen: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - Eisen(III)-dihydroxosulfat - basisches Salz. Die Hydrolyse verläuft über das Kation.

Weitere Informationen (auf der Rückseite der Karte) 1. Wer stärker ist – eine Base oder eine Säure, bestimmt die Umgebung: sauer oder basisch. 2. Dissoziation und Hydrolyse mehrbasiger Säuren und Basen werden nur in der ersten Stufe berücksichtigt. Zum Beispiel: Al (OH) 3 \u003d Al + OH -, H 3 RO 4 \u003d H + +. 3. Die Aktivitätsreihe der Säuren (ihre Stärken): 4. Die Aktivitätsreihe der Basen (ihre Stärken): 5. Je weiter rechts eine Säure und eine Base in einer Reihe stehen, desto schwächer sind sie. 6. Die Anzahl der Wassermoleküle, die gemäß dem Reaktionsschema an der Hydrolyse des Salzes beteiligt sind, wird durch das Produkt aus der Wertigkeit des Kations und der Anzahl seiner Atome in der Salzformel bestimmt: Na 2 SO 3 2 Na + 1 2 \u003d 2 (H 2 O), ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O), Al 2 (SO 4) 3 2 Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O). 7. Die Hydrolyse verläuft entlang des Kations, wenn die Base schwach ist, und entlang des Anions, wenn die Säure schwach ist.

Die Anwendung dieses Algorithmus trägt zum bewussten Schreiben von Hydrolysegleichungen durch Studierende bei und bereitet bei ausreichendem Training keine Schwierigkeiten.

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