Millised soolalahused on aluselised? Vesi. Neutraalne, happeline ja aluseline keskkond. Tugevad protoliidid. Soola hüdrolüüs. Vesilahuste keskkond: happeline, neutraalne, aluseline

26.11.2019

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 reaktsiooni ioon-molekulaarne 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 läbi ainult esimese etapi, mis on reeglina piiratud, kui hinnata soolade hüdrolüüsi normaaltingimustes.

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 NaHCO 3 + NaOH

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

3. Kui soola moodustavad nõrga aluse katioon ja tugeva happe anioon, siis hüdrolüüs toimub mööda katiooni.

Cu 2+ + HOH CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH 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 NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - +
+ HOH 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.

Al2S3 + 3HOH 2Al(OH)3 + 3H2S

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.

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 puhul on väga oluliseks tunnuseks lahuste happesus, mis iseloomustab hapete või leeliste sisaldust lahustes. Kuna happed ja leelised on elektrolüüdid, kasutatakse keskkonna happesuse iseloomustamiseks H + või OH - ioonide sisaldust.

Puhtas vees 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 palju 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. Kliinilises diagnostikas määratakse vereplasma, uriini, maomahla jne pH (joon. 11.6). Normaalne vere pH on vahemikus 7,35 kuni 7,45. Juba väike muutus inimese vere pH-s põhjustab tõsiseid haigusi ning 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

Toidu- ja kosmeetikatoodete proovinäidised universaalse indikaatoriga. Kuivate ainete, näiteks pesupulbri uurimiseks tuleb need lahustada väikeses koguses vees (1 spaatliga 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) terve inimese veres (pH = 7,4); c) inimese maomahlas (рН = 1,5); d) süljes (pH = 7,0)?

140. Soojuselektrijaamades kasutatava kivisöe koostis 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 kuuma veega otsani 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.

Uurime universaalse indikaatori mõju mõne soola lahusele

Nagu näeme, on esimese lahuse keskkond neutraalne (pH=7), teise lahuse keskkond on happeline (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kuidas seletada nii huvitavat fakti? 🙂

Kõigepealt meenutagem, mis on pH ja millest see sõltub.

pH on vesinikuindikaator, vesinikioonide kontsentratsiooni mõõt lahuses (vastavalt ladinakeelsete sõnade potentia hydrogeni esimestele tähtedele – vesiniku tugevus).

pH arvutatakse vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmina, väljendatuna moolides liitri kohta:

Puhtas vees temperatuuril 25 °C on vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonid ühesugused ja ulatuvad 10 -7 mol/l (pH=7).

Kui mõlemat tüüpi ioonide kontsentratsioonid lahuses on samad, on lahus neutraalne. Kui > on lahus happeline ja kui > - aluseline.

Mille tõttu mõnes soolade vesilahuses rikutakse vesinikuioonide ja hüdroksiidioonide kontsentratsioonide võrdsust?

Fakt on see, et vee dissotsiatsiooni tasakaalus toimub nihe ühe selle iooni (või) seondumise tõttu soolaioonidega, mille tulemusena moodustub halvasti dissotsieerunud, raskesti lahustuv või lenduv toode. See on hüdrolüüsi olemus.

- see on soolaioonide keemiline interaktsioon veeioonidega, mis viib nõrga elektrolüüdi - happe (või happesoola) või aluse (või aluselise soola) - moodustumiseni.

Sõna "hüdrolüüs" tähendab lagunemist vee toimel ("hüdro" - vesi, "lüüs" - lagunemine).

Sõltuvalt sellest, milline soolaioon veega suhtleb, on hüdrolüüsi kolme tüüpi:

žhüdrolüüs katiooniga (ainult katioon reageerib veega);
žaniooni hüdrolüüs (ainult anioon reageerib veega);
ž liigendhüdrolüüs - hüdrolüüs katiooni ja aniooni toimel (nii katioon kui anioon reageerivad veega).

Mis tahes soola võib pidada tooteks, mis moodustub aluse ja happe koostoimel:

Soola hüdrolüüs on selle ioonide interaktsioon veega, mis viib happelise või aluselise keskkonna ilmnemiseni, kuid sellega ei kaasne sademe või gaasi moodustumist.
Hüdrolüüsiprotsess toimub ainult osalusel lahustuv sool ja koosneb kahest etapist:
1)dissotsiatsioon sool lahuses pöördumatu reaktsioon (dissotsiatsiooniaste või 100%);
2) tegelikult , st. soolaioonide koostoime veega pööratav reaktsioon (hüdrolüüsiaste ˂ 1 või 100%)
1. ja 2. astme võrrandeid - esimene neist on pöördumatu, teine on pöörduv - ei saa liita!
Pange tähele, et katioonidest moodustuvad soolad leelised ja anioonid tugev happed ei läbi hüdrolüüsi, nad dissotsieeruvad ainult vees lahustumisel. KCl, NaNO 3, NaSO 4 ja BaI soolade lahustes on sööde neutraalne.

Anioonide hüdrolüüs

Interaktsiooni korral anioonid vees lahustatud sool protsessi nimetatakse soola hüdrolüüs anioonil.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissotsiatsioon)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hüdrolüüs)
KNO 2 soola dissotsiatsioon toimub täielikult, NO 2 aniooni hüdrolüüs - väga vähesel määral (0,1 M lahuse puhul - 0,0014%), kuid sellest piisab, et lahus muutuks. aluseline(hüdrolüüsiproduktide hulgas on OH ioon -), selles lk H = 8,14.
Anioonid läbivad ainult hüdrolüüsi nõrk happed (selles näites nitritioon NO 2, mis vastab nõrgale lämmastikhappele HNO 2). Nõrga happe anioon tõmbab vees oleva vesinikkatiooni enda poole ja moodustab selle happe molekuli, samas kui hüdroksiidioon jääb vabaks:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Näited:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
d) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Pange tähele, et näidetes (c-e) ei saa te veemolekulide arvu suurendada ja hüdroanioonide (HCO 3, HPO 4, HS) asemel kirjutage vastavate hapete valemid (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hüdrolüüs on pöörduv reaktsioon ja see ei saa kulgeda "lõpuni" (enne happe moodustumist).
Kui selle NaCO 3 soola lahuses moodustuks selline ebastabiilne hape nagu H 2 CO 3, eralduks gaasilahusest CO 2 (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Kui sooda lahustatakse vees, moodustub aga läbipaistev lahus ilma gaasi eraldumiseta, mis annab tunnistust aniooni hüdrolüüsi mittetäielikkusest, kui lahusesse ilmuvad ainult süsihappehüdranioonid HCO 3 -.
Soola hüdrolüüsi aste aniooni poolt sõltub hüdrolüüsiprodukti, happe dissotsiatsiooniastmest. Mida nõrgem on hape, seda kõrgem on hüdrolüüsi aste. Näiteks CO 3 2-, PO 4 3- ja S 2- ioonid hüdrolüüsivad suuremal määral kui NO 2 ioonid, kuna H 2 CO 3 ja H 2 S dissotsieeruvad 2. etapis ning H 3 PO. 4 3. etapis toimub palju vähem kui HNO 2 happe dissotsiatsioon. Seetõttu sobivad lahused, näiteks Na 2 CO 3, K 3 PO 4 ja BaS väga aluseline(mida on lihtne kontrollida katsudes sooda seebusega) .

OH-ioonide ülejääki lahuses on lihtne tuvastada indikaatoriga või mõõta spetsiaalsete instrumentidega (pH-meetrid).
Kui aniooniga tugevalt hüdrolüüsitud soola kontsentreeritud lahuses,
näiteks Na 2 CO 3, lisage alumiinium, siis viimane (amfoterismi tõttu) reageerib leelisega ja jälgitakse vesiniku eraldumist. See on lisatõend hüdrolüüsi kohta, sest me ei lisanud sooda lahusele NaOH leelist!

Pöörake erilist tähelepanu keskmise tugevusega hapete sooladele - ortofosfor- ja väävelhapetele. Esimeses etapis dissotsieeruvad need happed üsna hästi, mistõttu nende happesoolad ei hüdrolüüsi ja selliste soolade lahuse keskkond on happeline (soola koostises sisalduva vesiniku katiooni olemasolu tõttu). Ja keskmised soolad hüdrolüüsitakse aniooniga - keskkond on aluseline. Seega hüdrosulfiteid, hüdrofosfaate ja dihüdrofosfaate anioon ei hüdrolüüsi, keskkond on happeline. Sulfitid ja fosfaadid hüdrolüüsitakse aniooni toimel, keskkond on aluseline.

Hüdrolüüs katioonide abil

Lahustunud soola katiooni ja veega interaktsiooni korral nimetatakse protsessi
soola hüdrolüüs katioonis

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (dissotsiatsioon)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hüdrolüüs)

Ni (NO 3) 2 soola dissotsiatsioon toimub täielikult, Ni 2+ katiooni hüdrolüüs - väga vähesel määral (0,1 M lahuse korral - 0,001%), kuid sellest piisab, et keskkond muutuks happeliseks. (hüdrolüüsiproduktide hulgas on H + ioon ).

Ainult halvasti lahustuvate aluseliste ja amfoteersete hüdroksiidide katioonid ja ammooniumkatioon hüdrolüüsivad. NH4+. Metalli katioon eraldab veemolekulist hüdroksiidiooni ja vabastab vesinikkatiooni H +.

Ammooniumkatioon moodustab hüdrolüüsi tulemusena nõrga aluse - ammoniaakhüdraadi ja vesinikkatiooni:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Pange tähele, et te ei saa veemolekulide arvu suurendada ja hüdroksokatsioonide (näiteks NiOH +) asemel kirjutada hüdroksiidi valemeid (näiteks Ni (OH) 2). Hüdroksiidide moodustumisel langeks soolalahustest välja sade, mida ei täheldata (need soolad moodustavad läbipaistvaid lahuseid).
Vesiniku katioonide ülejääki on lihtne tuvastada indikaatoriga või mõõta spetsiaalsete instrumentidega. Magneesium või tsink viiakse soola kontsentreeritud lahusesse, mis on katiooni poolt tugevalt hüdrolüüsitud, seejärel reageerib viimane happega vesiniku vabanemisega.

Kui sool on lahustumatu, siis hüdrolüüsi ei toimu, kuna ioonid ei suhtle veega.