Hydrolyysi on aineiden vuorovaikutusta veden kanssa, jonka seurauksena liuoksen väliaine muuttuu.

Heikkojen elektrolyyttien kationit ja anionit pystyvät olemaan vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostaen stabiileja mataladissosiaatioyhdisteitä tai ioneja, minkä seurauksena liuosväliaine muuttuu. Vesikaavat hydrolyysiyhtälöissä kirjoitetaan yleensä muodossa H-OH. Veden kanssa reagoidessaan heikkojen emästen kationit ottavat pois hydroksyyli-ionin vedestä ja liuokseen muodostuu ylimäärä H +:aa. Liuos muuttuu happamaksi. Heikkojen happojen anionit houkuttelevat H +:aa vedestä, ja väliaineen reaktio muuttuu emäksiseksi.

Epäorgaanisessa kemiassa joutuu useimmiten käsittelemään suolojen hydrolyysiä, ts. suola-ionien vaihtovuorovaikutuksella vesimolekyylien kanssa niiden liukenemisprosessissa. Hydrolyysillä on 4 muunnelmaa.

1. Suola muodostuu vahvasta emäksestä ja vahvasta haposta.

Tällainen suola ei käytännössä ole hydrolysoitunut. Samaan aikaan veden dissosiaatiotasapaino suola-ionien läsnäollessa ei juuri häiriinny, joten pH = 7, väliaine on neutraali.

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

2. Jos suola muodostuu vahvan emäksen kationista ja heikon hapon anionista, niin anionissa tapahtuu hydrolyysi.

Na 2 CO 3 + HOH \(\nuoli vasen oikealle\) NaHCO 3 + NaOH

Koska OH-ioneja kerääntyy liuokseen, väliaine on emäksistä, pH> 7.

3. Jos suola muodostuu heikon emäksen kationista ja vahvan hapon anionista, niin hydrolyysi etenee kationia pitkin.

Cu 2+ + HOH \(\nuoli vasen oikealle\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\nuoli vasen oikealle\) CuOHCl + HCl

Koska H + -ionit kerääntyvät liuokseen, väliaine on hapan, pH<7.

4. Suola, jonka muodostaa heikon emäksen kationi ja heikon hapon anioni, hydrolysoituu sekä kationissa että anionissa.

CH 3 COONH 4 + HOH \(\nuoli vasen oikealle\) NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH \(\nuoli vasen oikealle\) NH 4 OH + CH 3 COOH

Tällaisten suolojen liuoksilla on joko lievästi hapan tai lievästi emäksinen ympäristö, ts. pH-arvo on lähellä 7. Väliaineen reaktio riippuu happo- ja emäsdissosiaatiovakioiden suhteesta. Hyvin heikkojen happojen ja emästen muodostamien suolojen hydrolyysi on käytännössä peruuttamatonta. Nämä ovat pääasiassa alumiinin, kromin ja raudan sulfideja ja karbonaatteja.

Al 2 S 3 + 3HOH \(\nuoli vasen oikealle\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Suolaliuoksen väliainetta määritettäessä on otettava huomioon, että liuoksen väliaineen määrää vahva komponentti. Jos suolan muodostaa happo, joka on vahva elektrolyytti, liuoksen väliaine on hapan. Jos emäs on vahva elektrolyytti, se on emäksinen.

Esimerkki. Liuoksen ympäristö on emäksinen

1) Pb(NO3)2; 2) Na2C03; 3) NaCl; 4) NaNO 3

1) Pb (NO 3) 2 lyijy (II) nitraatti. Suola koostuu heikosta pohjasta ja vahva happo, tarkoittaa liuosväliainetta hapan.

2) Na 2CO 3 natriumkarbonaatti. Muodostunut suola vahva pohja ja heikko happo, sitten liuosväliaine emäksinen.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Suoloja muodostavat vahva emäs NaOH ja vahvat hapot HCl ja HNO 3 . Liuoksen väliaine on neutraali.

Oikea vastaus 2) Na2CO3

Indikaattoripaperi kastettiin suolaliuoksiin. NaCl- ja NaNO 3 -liuoksissa se ei vaihtanut väriä, mikä tarkoittaa liuosväliainetta neutraali. Liuoksessa Pb (NO 3) 2 muuttui punaiseksi, liuosväliaine hapan. Liuoksessa Na 2CO 3 muuttui siniseksi, liuosväliaine emäksinen.

Luento: Suolan hydrolyysi. Vesiliuosten ympäristö: hapan, neutraali, emäksinen

Suolan hydrolyysi

Jatkamme kemiallisten reaktioiden mallien tutkimista. Aihetta tutkiessasi opit, että elektrolyyttisessä dissosiaatiossa vesiliuoksessa aineiden reaktioon osallistuvat hiukkaset liukenevat veteen. Tämä on hydrolyysiä. Sille altistuvat erilaiset epäorgaaniset ja orgaaniset aineet, erityisesti suolat. Ymmärtämättä suolojen hydrolyysiprosessia et pysty selittämään elävissä organismeissa esiintyviä ilmiöitä.

Suolahydrolyysin ydin rajoittuu suola-ionien (kationien ja anionien) vuorovaikutuksen vaihtoprosessiin vesimolekyylien kanssa. Tämän seurauksena muodostuu heikko elektrolyytti - vähän dissosioituva yhdiste. Vesiliuoksessa ilmaantuu ylimäärä vapaita H+- tai OH--ioneja. Muista, mitkä elektrolyytit muodostavat H + -ioneja ja mitkä OH -. Kuten arvasit, ensimmäisessä tapauksessa olemme tekemisissä hapon kanssa, mikä tarkoittaa, että vesipitoinen väliaine H + -ioneilla on hapan. Toisessa tapauksessa emäksinen. Itse vedessä väliaine on neutraali, koska se dissosioituu hieman saman pitoisuuden H + ja OH - ioneiksi.

Ympäristön luonne voidaan määrittää indikaattoreilla. Fenolftaleiini havaitsee emäksisen ympäristön ja värjää liuoksen karmiininpunaiseksi. Lakmus muuttuu punaiseksi hapon kanssa ja siniseksi alkalilla. Metyylioranssi - oranssi, emäksisessä ympäristössä se muuttuu keltaiseksi, happamassa ympäristössä - vaaleanpunaiseksi. Hydrolyysin tyyppi riippuu suolatyypistä.

Suolatyypit

Joten mikä tahansa suola on hapon ja emäksen vuorovaikutusta, jotka, kuten ymmärrät, ovat vahvoja ja heikkoja. Vahvoja ovat ne, joiden dissosiaatioaste α on lähellä 100 %. On syytä muistaa, että rikkihappoa (H 2 SO 3) ja fosforihappoa (H 3 PO 4) kutsutaan usein keskivahvoiksi hapoiksi. Hydrolyysiongelmia ratkaistaessa nämä hapot on luokiteltava heikoiksi.

Hapot:

Vahva: HCl; HBr; Hl; HNO3; HCl04; H2SO4. Niiden happojäämät eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Heikko: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; orgaaniset hapot. Ja niiden happamat jäännökset ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa ottamalla vetykationeja H + molekyyleistään.

Syyt:

Vahva: liukoiset metallihydroksidit; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Niiden metallikationit eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Heikko: liukenemattomat metallihydroksidit; ammoniumhydroksidi (NH4OH). Ja metallikationit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Harkitse tämän materiaalin perusteellasuolatyypit :

Suolat, joissa on vahva emäs ja vahva happo. Esimerkiksi: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Ominaisuudet: eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa, mikä tarkoittaa, että ne eivät hydrolyysi. Tällaisten suolojen liuoksilla on neutraali reaktioväliaine.

Suolat, joissa on vahva emäs ja heikko happo. Esimerkiksi: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Ominaisuudet: näiden suolojen happojäämät vuorovaikuttavat veden kanssa, tapahtuu anionien hydrolyysiä. Vesiliuosten väliaine on emäksinen.

Suolat heikkojen emästen ja vahvojen happojen kanssa. Esimerkiksi: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Ominaisuudet: vain metallikationit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, kationihydrolyysi tapahtuu. Keskiviikko on hapan.

Suolat, joissa on heikko emäs ja heikko happo. Esimerkiksi: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONН 4. Ominaisuudet: happotähteiden sekä kationit että anionit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, hydrolyysi tapahtuu kationin ja anionin vaikutuksesta.

Esimerkki kationin hydrolyysistä ja happaman ympäristön muodostumisesta:

Rautakloridin hydrolyysi FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (täysioninen yhtälö)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (lyhennetty ioniyhtälö)

Esimerkki anionien hydrolyysistä ja emäksisen ympäristön muodostumisesta:

Natriumasetaatin hydrolyysi CH 3 COONa

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

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

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(lyhennetty ioniyhtälö)

Esimerkki yhteishydrolyysistä:

• Alumiinisulfidin hydrolyysi Al 2 S 3

Al 2S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Tässä tapauksessa näemme täydellisen hydrolyysin, joka tapahtuu, jos suola muodostuu heikosta liukenemattomasta tai haihtuvasta emäksestä ja heikosta liukenemattomasta tai haihtuvasta haposta. Liukoisuustaulukossa tällaisissa suoloissa on viivoja. Jos ioninvaihtoreaktion aikana muodostuu suolaa, jota ei ole vesiliuoksessa, on tarpeen kirjoittaa tämän suolan reaktio veden kanssa.

Esimerkiksi:

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

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

Lisäämme nämä kaksi yhtälöä, sitten se, mitä toistetaan vasemmalla ja oikealla, vähennämme:

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

Muistaa:

Neutralointireaktio on hapon ja emäksen välinen reaktio, joka tuottaa suolaa ja vettä;

Puhtaalla vedellä kemistit ymmärtävät kemiallisesti puhdasta vettä, joka ei sisällä epäpuhtauksia ja liuenneita suoloja, eli tislattua vettä.

Ympäristön happamuus

Eri kemiallisissa, teollisissa ja biologisissa prosesseissa erittäin tärkeä ominaisuus on liuosten happamuus, joka kuvaa happojen tai emästen pitoisuutta liuoksissa. Koska hapot ja emäkset ovat elektrolyyttejä, H + tai OH - -ionien pitoisuutta käytetään karakterisoimaan väliaineen happamuutta.

Puhtaassa vedessä ja missä tahansa liuoksessa, yhdessä liuenneiden aineiden hiukkasten kanssa, on myös H + ja OH - -ioneja. Tämä johtuu itse veden hajoamisesta. Ja vaikka pidämme vettä ei-elektrolyyttinä, se voi silti dissosioitua: H 2 O ^ H + + OH -. Mutta tämä prosessi tapahtuu hyvin pienessä määrin: 1 litrassa vettä vain 1 hajoaa ioneiksi. 10-7 molekyylejä.

Happamissa liuoksissa niiden dissosioitumisen seurauksena ilmaantuu lisää H+-ioneja. Tällaisissa liuoksissa on paljon enemmän H+-ioneja kuin veden lievän dissosioitumisen aikana muodostuneita OH-ioneja, joten näitä liuoksia kutsutaan happamiksi (kuva 11.1, vasemmalla). On tapana sanoa, että tällaisissa liuoksissa hapan ympäristö. Mitä enemmän H+-ioneja liuoksessa on, sitä suurempi on väliaineen happamuus.

Alkaliliuoksissa dissosiaatiosta johtuen OH-ionit ovat päinvastoin hallitsevia, ja H + -kationit puuttuvat melkein veden merkityksettömän dissosioitumisen vuoksi. Tällaisten liuosten ympäristö on emäksinen (kuva 11.1, oikea). Mitä suurempi OH-ionien pitoisuus on, sitä emäksisempi liuosväliaine on.

Pöytäsuolan liuoksessa H+- ja OH-ionien lukumäärä on sama ja yhtä suuri kuin 1. 10-7 mol 1 litrassa liuosta. Tällaista ympäristöä kutsutaan neutraaliksi (kuva 11.1, keskellä). Itse asiassa tämä tarkoittaa, että liuos ei sisällä happoa eikä alkalia. Neutraali ympäristö on ominaista joidenkin (emästen ja vahvan hapon muodostamien) suolojen ja monien orgaanisten aineiden liuoksille. Puhtaalla vedellä on myös neutraali ympäristö.

Vetyilmaisin

Jos vertaamme kefirin ja sitruunamehun makua, voimme turvallisesti sanoa, että sitruunamehu on paljon happamampaa, eli näiden liuosten happamuus on erilainen. Tiedät jo, että puhdas vesi sisältää myös H+-ioneja, mutta vesi ei maistu happamalta. Tämä johtuu H+-ionien liian alhaisesta pitoisuudesta. Usein ei riitä, että sanotaan, että ympäristö on hapan tai emäksinen, vaan se on karakterisoitava kvantitatiivisesti.

Ympäristön happamuus on kvantitatiivisesti karakterisoitu pitoisuuteen liittyvällä vetyindikaattorilla pH (lausutaan "p-tuhka").

vetyioneja. pH-arvo vastaa tiettyä vetykationien määrää 1 litrassa liuosta. Puhtaassa vedessä ja neutraaleissa liuoksissa 1 litra sisältää 1. 10 7 mol H + -ioneja ja pH-arvo on 7. Happamissa liuoksissa H + -kationien pitoisuus on suurempi kuin puhtaassa vedessä ja pienempi alkalisissa liuoksissa. Tämän mukaisesti myös pH-arvo muuttuu: happamassa ympäristössä se vaihtelee välillä 0-7 ja emäksisessä välillä 7-14. Tanskalainen kemisti Peder Sørensen ehdotti ensimmäistä kertaa pH-arvon käyttöä.

Olet ehkä huomannut, että pH-arvo liittyy H+-ionien pitoisuuteen. PH:n määrittäminen liittyy suoraan luvun logaritmin laskemiseen, jota opiskelet matematiikan tunneilla luokalla 11. Mutta liuoksen ionipitoisuuden ja pH-arvon välinen suhde voidaan jäljittää seuraavan kaavion mukaisesti:

Useimpien aineiden ja luonnonliuosten vesiliuosten pH-arvo on välillä 1-13 (kuva 11.2).

Riisi. 11.2. Erilaisten luonnollisten ja keinotekoisten liuosten pH-arvo

Søren Peder Lauritz Sørensen

Tanskalainen fysikaalinen kemisti ja biokemisti, Tanskan kuninkaallisen seuran puheenjohtaja. Valmistunut Kööpenhaminan yliopistosta. 31-vuotiaana hänestä tuli professori Tanskan ammattikorkeakoulussa. Hän johti arvostettua fysikaalista ja kemiallista laboratoriota Carlsbergin panimossa Kööpenhaminassa, missä hän teki tärkeimmät tieteelliset löytönsä. Hänen pääasiallinen tieteellinen toimintansa on omistettu liuosteorialle: hän esitteli vetyindeksin (pH) käsitteen, tutki entsyymiaktiivisuuden riippuvuutta liuosten happamuudesta. Tieteellisistä saavutuksista Sørensen on mukana "100 1900-luvun erinomaisen kemistin" luettelossa, mutta tieteen historiassa hän pysyi ensisijaisesti tiedemiehenä, joka esitteli käsitteet "pH" ja "pH-metria".

Väliaineen happamuuden määritys

Liuoksen happamuuden määrittämiseen laboratorioissa käytetään useimmiten yleisindikaattoria (kuva 11.3). Sen värin perusteella voidaan määrittää paitsi hapon tai alkalin läsnäolo, myös liuoksen pH-arvo 0,5:n tarkkuudella. Tarkempaa pH-mittausta varten on olemassa erityisiä laitteita - pH-mittareita (kuva 11.4). Niiden avulla voit määrittää liuoksen pH:n tarkkuudella 0,001-0,01.

Indikaattorien tai pH-mittareiden avulla voit seurata kemiallisten reaktioiden etenemistä. Esimerkiksi, jos suolahappoa lisätään natriumhydroksidiliuokseen, tapahtuu neutralointireaktio:

Riisi. 11.3. Yleisindikaattori määrittää likimääräisen pH-arvon

Riisi. 11.4. Liuosten pH:n mittaamiseen käytetään erityisiä laitteita - pH-mittareita: a - laboratorio (kiinteä); b - kannettava

Tässä tapauksessa reaktanttien ja reaktiotuotteiden liuokset ovat värittömiä. Jos pH-mittarin elektrodi kuitenkin asetetaan alkuperäiseen alkaliliuokseen, emäksen täydellinen neutraloituminen hapolla voidaan arvioida saadun liuoksen pH-arvon perusteella.

pH-indikaattorin käyttö

Liuosten happamuuden määrittämisellä on suuri käytännön merkitys monilla tieteen, teollisuuden ja muilla ihmiselämän aloilla.

Ympäristönsuojelijat mittaavat säännöllisesti sadeveden, jokien ja järvien pH:ta. Luonnonvesien happamuuden voimakas nousu voi johtua ilman saastumisesta tai teollisuusyritysten jätteiden pääsystä vesistöihin (kuva 11.5). Tällaiset muutokset johtavat kasvien, kalojen ja muiden vesistöjen asukkaiden kuolemaan.

Vetyindeksi on erittäin tärkeä elävissä organismeissa tapahtuvien prosessien tutkimisessa ja havainnoinnissa, koska soluissa tapahtuu lukuisia kemiallisia reaktioita. Kliinisessä diagnostiikassa määritetään veriplasman, virtsan, mahanesteen jne. pH (kuva 11.6). Normaali veren pH on 7,35 ja 7,45 välillä. Pienikin muutos ihmisen veren pH:ssa aiheuttaa vakavan sairauden, ja pH = 7,1:ssä ja sen alapuolella alkaa peruuttamattomia muutoksia, jotka voivat johtaa kuolemaan.

Useimmille kasveille maaperän happamuus on tärkeää, joten agronomit analysoivat maaperän etukäteen ja määrittävät niiden pH:n (kuva 11.7). Jos happamuus on liian korkea tietylle satolle, maaperä kalkitaan - lisätään liitua tai kalkkia.

Elintarviketeollisuudessa happo-emäs-indikaattoreiden avulla suoritetaan elintarvikkeiden laadunvalvontaa (kuva 11.8). Esimerkiksi maidon normaali pH on 6,8. Poikkeama tästä arvosta osoittaa joko epäpuhtauksien esiintymisen tai sen happamuuden.

Riisi. 11.5. Altaiden veden pH-tason vaikutus kasvien elintärkeään toimintaan niissä

Arkielämässä käyttämiemme kosmeettisten tuotteiden pH-arvo on tärkeä. Ihmisen ihon pH on keskimäärin 5,5. Jos iho joutuu kosketuksiin aineiden kanssa, joiden happamuus poikkeaa merkittävästi tästä arvosta, se johtaa ihon ennenaikaiseen ikääntymiseen, sen vaurioitumiseen tai tulehdukseen. Todettiin, että pyykijoiden, jotka käyttivät pesuun pitkään tavallista pesusaippuaa (pH = 8-10) tai pesusoodaa (Na 2 CO 3, pH = 12-13), käsien iho kuivui ja halkeili. Siksi on erittäin tärkeää käyttää erilaisia ​​kosmeettisia tuotteita (geelit, voiteet, shampoot jne.), joiden pH on lähellä ihon luonnollista pH:ta.

LABORATORIKOKEET nro 1-3

Varustus: teline koeputkilla, pipetti.

Reagenssit: vesi, kloorivetyhappo, NaCl, NaOH-liuokset, pöytäetikka, yleisindikaattori (liuos tai indikaattoripaperi), elintarvikkeet ja kosmeettiset tuotteet (esim. sitruuna, shampoo, hammastahna, pesujauhe, hiilihapotetut juomat, mehut jne.).

Turvallisuussäännöt:

Käytä kokeita varten pieniä määriä reagensseja;

Varo, ettei reagensseja pääse iholle tai silmiin. jos joutuu kosketuksiin syövyttävän aineen kanssa, pese se pois runsaalla vedellä.

Vetyionien ja hydroksidi-ionien määritys liuoksissa. Veden, emäksisten ja happamien liuosten likimääräisen pH-arvon määrittäminen

1. Kaada 1-2 ml viiteen koeputkeen: koeputkeen nro 1 - vesi, nro 2 - kloridihappo, nro 3 - natriumkloridiliuos, nro 4 - natriumhydroksidiliuos ja nro 5 - pöytäetikka .

2. Lisää 2-3 tippaa yleisindikaattoriliuosta jokaiseen putkeen tai jätä pois indikaattoripaperi. Määritä liuosten pH vertaamalla indikaattorin väriä vertailuasteikkoon. Tee johtopäätökset vetykationien tai hydroksidi-ionien läsnäolosta kussakin koeputkessa. Kirjoita näiden yhdisteiden dissosiaatioyhtälöt.

Elintarvikkeiden ja kosmeettisten tuotteiden pH-testaus

Testaa näytteitä elintarvikkeista ja kosmeettisista tuotteista yleisindikaattorilla. Kuiva-aineiden, esimerkiksi pesujauheen, tutkimiseksi ne on liuotettava pieneen määrään vettä (1 lastalla kuiva-ainetta 0,5-1 ml vettä kohti). Määritä liuosten pH. Tee johtopäätökset ympäristön happamuudesta kussakin tutkitussa tuotteessa.

Keskeinen idea

testikysymykset

130. Minkä ionien läsnäolo liuoksessa määrää sen happamuuden?

131. Mitä ioneja löytyy ylimäärin happamissa liuoksissa? alkalisessa?

132. Mikä indikaattori kuvaa kvantitatiivisesti liuosten happamuutta?

133. Mikä on pH-arvo ja H+-ionien pitoisuus liuoksissa: a) neutraali; b) lievästi hapan; c) lievästi emäksinen; d) voimakkaasti hapan; e) vahvasti emäksinen?

Tehtävät materiaalin hallitsemiseksi

134. Jonkin aineen vesiliuoksella on emäksinen ympäristö. Mitä ioneja on enemmän tässä liuoksessa: H + vai OH -?

135. Kaksi koeputkea sisältävät nitraattihapon ja kaliumnitraatin liuoksia. Millä indikaattoreilla voidaan määrittää, mikä putki sisältää suolaliuosta?

136. Kolme koeputkea sisältävät bariumhydroksidin, nitraattihapon ja kalsiumnitraatin liuoksia. Kuinka tunnistaa nämä liuokset käyttämällä yhtä reagenssia?

137. Kirjoita yllä olevasta luettelosta erikseen niiden aineiden kaavat, joiden liuoksissa on ympäristö: a) hapan; b) alkalinen; c) neutraali. NaCl, HCl, NaOH, HNO3, H3PO4, H2S04, Ba(OH)2, H2S, KNO3.

138. Sadeveden pH on 5,6. Mitä tämä tarkoittaa? Mikä ilmassa oleva aine veteen liuotettuna määrittää ympäristön tällaisen happamuuden?

139. Mikä väliaine (hapan tai emäksinen): a) shampooliuoksessa (pH = 5,5);

b) terveen ihmisen veressä (pH = 7,4); c) ihmisen mahanesteessä (рН = 1,5); d) syljessä (pH = 7,0)?

140. Lämpövoimalaitoksissa käytettävän hiilen koostumus sisältää typpi- ja rikkiyhdisteitä. Hiilen palamistuotteiden päästäminen ilmakehään johtaa ns. happosateen muodostumiseen, joka sisältää pieniä määriä nitraatti- tai sulfiittihappoja. Mitkä pH-arvot ovat tyypillisiä sellaiselle sadevedelle: yli 7 tai alle 7?

141. Riippuuko vahvan hapon liuoksen pH sen pitoisuudesta? Perustele vastaus.

142. Fenolftaleiiniliuos lisättiin liuokseen, joka sisälsi 1 mol kaliumhydroksidia. Muuttuuko tämän liuoksen väri, jos siihen lisätään kloridihappoa määrällä ainetta: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. Kolmessa koeputkessa ilman merkintöjä on värittömiä natriumsulfaatin, natriumhydroksidin ja sulfaattihapon liuoksia. Kaikille liuoksille mitattiin pH-arvo: ensimmäisessä koeputkessa - 2,3, toisessa - 12,6, kolmannessa - 6,9. Mikä putki sisältää mitä ainetta?

144. Opiskelija osti tislattua vettä apteekista. pH-mittari osoitti, että tämän veden pH-arvo on 6,0. Sitten opiskelija keitti tätä vettä pitkään, täytti astian kuumalla vedellä yläosaan ja sulki kannen. Kun vesi jäähtyi huoneenlämpötilaan, pH-mittari määritti arvon 7,0. Sen jälkeen opiskelija kuljetti ilmaa veden läpi putkella ja pH-mittari näytti taas 6,0. Miten näiden pH-mittausten tulokset voidaan selittää?

145. Miksi luulet, että kaksi pulloa saman valmistajan etikkaa voi sisältää liuoksia, joiden pH-arvot ovat hieman erilaiset?

Tämä on oppikirjamateriaalia.

Aineiden liuoksen reaktio liuottimessa voi olla kolmen tyyppistä: neutraali, hapan ja emäksinen. Reaktio riippuu vetyionien H + pitoisuudesta liuoksessa.

Puhdas vesi dissosioituu hyvin pienessä määrin H+-ioneiksi ja hydroksyyli-ioneiksi OH-.

PH arvo

pH on kätevä ja yleinen tapa ilmaista vetyionien pitoisuutta. Puhtaalla vedellä H + -pitoisuus on yhtä suuri kuin OH - -pitoisuus, ja H + - ja OH - -konsentraatioiden tulo grammoina litrassa ilmaistuna on vakioarvo, joka on yhtä suuri kuin 1,10 -14

Tästä tuotteesta voit laskea vetyionien pitoisuuden: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ioni/l/.

Tätä tasapainotilaa /"neutraali"/ merkitään yleensä pH-arvolla 7/p - pitoisuuden negatiivinen logaritmi, H - vetyionit, 7 - eksponentti päinvastaisella etumerkillä/.

Liuos, jonka pH on suurempi kuin 7, on emäksinen, se sisältää vähemmän H+-ioneja kuin OH-; liuos, jonka pH on alle 7, on hapan, siinä on enemmän H + -ioneja kuin OH - .

Käytännössä käytettyjen nesteiden vetyionien pitoisuus vaihtelee yleensä pH-alueella 0-1

Indikaattorit

Indikaattorit ovat aineita, jotka muuttavat väriä riippuen vetyionien pitoisuudesta liuoksessa. Määritä indikaattoreiden avulla ympäristön reaktio. Tunnetuimmat indikaattorit ovat bromibentseeni, bromotymoli, fenolftaleiini, metyylioranssi jne. Jokainen indikaattori toimii tietyillä pH-alueilla. Esimerkiksi bromtymoli muuttuu keltaisesta pH-arvossa 6,2 siniseksi pH-arvossa 7,6; neutraali punainen indikaattori - punaisesta pH-arvossa 6,8 keltaiseen pH-arvossa 8; bromibentseeni - keltaisesta purkista pH 4,0 siniseen pH:ssa 5,6; fenolftaleiini - värittömästä pH:ssa 8,2 purppuraan pH 10,0:ssa jne.

Mitkään indikaattorit eivät toimi koko pH-asteikolla 0-14. Restaurointikäytännössä ei kuitenkaan ole tarpeen määrittää korkeita happo- tai alkalipitoisuuksia. Useimmiten on 1 - 1,5 pH-yksikön poikkeamia neutraalista molempiin suuntiin.

Ympäristön reaktion määrittämiseksi kunnostuskäytännössä käytetään erilaisten indikaattoreiden seosta, joka on valittu siten, että se merkitsee pienimmätkin poikkeamat neutraalisuudesta. Tätä seosta kutsutaan "yleisindikaattoriksi".

Yleisilmaisin on kirkas oranssi neste. Kun väliaine muuttuu hieman emäksiseksi, indikaattoriliuos saa vihertävän sävyn, emäksisyyden lisääntyessä - sininen. Mitä suurempi testinesteen emäksisyys on, sitä voimakkaammaksi sinisestä väristä tulee.

Ympäristön lievässä muutoksessa happamuutta kohti yleisindikaattorin liuos muuttuu vaaleanpunaiseksi, happamuuden lisääntyessä - punainen /karmiini tai täplikäs sävy/.

Muutoksia ympäristön reaktiossa maalauksissa tapahtuu niiden homevaurioiden seurauksena; usein tapahtuu muutoksia alueilla, joissa etiketit liimataan alkaliliimalla /kaseiini, toimisto jne./.

Analyysia varten sinulla on oltava yleisilmaisimen lisäksi tislattua vettä, puhdasta valkoista suodatinpaperia ja lasitanko.

Analyysin edistyminen

Suodatinpaperille levitetään pisara tislattua vettä ja annetaan imeytyä. Toinen tippa levitetään tämän pisaran viereen ja levitetään testialueelle. Parempaa kosketusta varten paperia, jossa on toinen pisara päällä, hierotaan lasihyllyllä. Sitten pisara yleisindikaattoria levitetään suodatinpaperille vesipisaroiden alueelle. Ensimmäinen vesipisara toimii kontrollina, jonka väriin verrataan liuokseen kostutettua pisaraa testialueelta. Värin ero kontrollipudotuksen kanssa osoittaa muutosta - väliaineen poikkeamaa neutraalista.

EMÄLKISYMPÄRISTÖN NEUTRALOINTI

Käsitelty alue kostutetaan 2-prosenttisella etikka- tai sitruunahapon vesiliuoksella. Kierrä tätä varten pinsettien ympärille pieni määrä puuvillaa, kostuta se happoliuoksessa, väännä se ulos ja levitä osoitetulle alueelle.

reaktio muista tarkistaa yleinen indikaattori!

Prosessia jatketaan, kunnes koko alue on täysin neutraloitu.

Viikon kuluttua ympäristön tarkastus on toistettava.

HAPPON NEUTRALOINTI

Käsiteltävä alue kostutetaan 2 % ammoniumhydroksidin vesiliuoksella /ammoniakki/. Neutraloinnin suorittamismenettely on sama kuin alkalisen väliaineen tapauksessa.

Mediatarkastus tulee toistaa viikon kuluttua.

VAROITUS: Neutralointiprosessi vaatii suurta huolellisuutta, sillä liiallinen käsittely voi johtaa käsitellyn alueen ylihappamoitumiseen tai ylialkaloitumiseen. Lisäksi vesi liuoksissa voi aiheuttaa kankaan kutistumista.

Suolan hydrolyysi

Aihe "Suolojen hydrolyysi" on yksi vaikeimmista epäorgaanista kemiaa opiskeleville 9. luokan oppilaille. Ja näyttää siltä, ​​​​että sen vaikeus ei ole tutkittavan materiaalin todellisessa monimutkaisuudessa, vaan siinä, miten se esitetään oppikirjoissa. Joten F.G. Feldmanilla ja G.E. Rudzitisilla vastaavasta kappaleesta on hyvin vähän ymmärrettävää. L.S. Guzeyn ja N.S. Akhmetovin oppikirjoissa tämä aihe on yleensä suljettu pois, vaikka Akhmetovin oppikirja on tarkoitettu 8–9-luokkien opiskelijoille, joilla on syvällinen kemian opiskelu.
Näiden kirjoittajien oppikirjoja käyttämällä opiskelija ei todennäköisesti pysty ymmärtämään hyvin liuosteoriaa, aineiden elektrolyyttisen dissosioitumisen olemusta vesipitoisessa väliaineessa, korreloimaan ioninvaihtoreaktioita happojen ja emästen muodostamien suolojen hydrolyysireaktioihin. erilaisia ​​vahvuuksia. Lisäksi jokaisen oppikirjan lopussa on liukoisuustaulukko, mutta missään ei selitetä, miksi sen yksittäisissä soluissa on viivoja, ja oppikirjojen teksteissä opiskelijat täyttävät näiden suolojen kaavat.
Lyhyellä luennolla opettajille (etenkin aloittelijoille, heidän on erityisen vaikea vastata lapsissa esiin tuleviin kysymyksiin) yritämme täyttää tämän aukon ja omalla tavallamme korostaa hydrolyysireaktioiden yhtälöiden laatimisen ongelmaa ja määritetään tuloksena olevan väliaineen luonne.

Hydrolyysi on prosessi, jossa aineet hajoavat veden vaikutuksesta (sana "hydrolyysi" itsessään puhuu tästä: kreikaksi - vesi ja - hajoaminen). Eri kirjoittajat, jotka antavat määritelmän tälle ilmiölle, huomauttavat, että tämä muodostaa hapon tai happosuolan, emäksen tai emäksisen suolan(N.E. Kuzmenko); kun suola-ionit reagoivat veden kanssa, muodostuu heikko elektrolyytti(A.E. Antoshin); suola-ionien ja veden vuorovaikutuksen seurauksena veden elektrolyyttisen dissosiaation tasapaino siirtyy(A.A. Makarenya); liuenneen aineen aineosat yhdistyvät veden ainesosien kanssa(N.L. Glinka) jne.
Jokainen kirjoittaja, joka antaa määritelmän hydrolyysille, panee merkille hänen mielestään tämän monimutkaisen, monitahoisen prosessin tärkeimmän puolen. Ja jokainen heistä on oikeassa omalla tavallaan. Näyttää siltä, ​​että opettajan tehtävänä on, minkä määritelmän hän antaa etusijalle - mikä on hänelle lähempänä hänen ajattelutavassaan.
Joten hydrolyysi on aineiden hajoamista veden vaikutuksesta. Sen aiheuttaa suolan ja veden elektrolyyttinen hajoaminen ioneiksi ja niiden välinen vuorovaikutus. Vesi dissosioituu hieman H+- ja OH--ioneiksi (1 molekyyli 550 000:sta), ja hydrolyysin aikana yksi tai molemmat näistä ioneista voivat sitoutua ioneihin, jotka muodostuvat suolan dissosioitumisen aikana heikosti dissosioituvaksi, haihtuvaksi tai veteen liukenemattomaksi aineeksi. .
Vahvojen emästen (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) ja vahvojen happojen (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), eivät joudu hydrolysoitumaan, koska niitä muodostavat kationit ja anionit eivät pysty sitomaan H + ja OH - -ioneja liuoksissa (syynä on korkea dissosiaatio).
Kun suola muodostuu heikosta emäksestä tai heikosta haposta tai kun molemmat "vanhemmat" ovat heikkoja, vesiliuoksessa oleva suola hydrolysoituu. Tässä tapauksessa väliaineen reaktio riippuu hapon ja emäksen suhteellisesta vahvuudesta. Toisin sanoen tällaisten suolojen vesiliuokset voivat olla neutraaleja, happamia tai emäksisiä riippuen muodostuneiden uusien aineiden dissosiaatiovakioista.
Joten ammoniumasetaatin CH 3 COONH 4 dissosioitumisen aikana liuoksen reaktio on lievästi emäksinen, koska dissosiaatiovakio NH 4 OH ( k dis \u003d 6,3 10 -5) on suurempi kuin CH 3 COOH:n dissosiaatiovakio
(k dis = 1,75 10-5). Toisessa etikkahapon suolassa - alumiiniasetaatissa (CH 3 COO) 3 Al - liuoksen reaktio on lievästi hapan, koska. k dis (CH3COOH) = 1,75 10-5 enemmän k dis (AI (OH) 3) = 1,2 10-6.
Hydrolyysireaktiot ovat joissakin tapauksissa palautuvia, kun taas toisissa ne menevät loppuun. Kvantitatiivisesti hydrolyysille on tunnusomaista dimensioton arvo r, jota kutsutaan hydrolyysiasteeksi ja joka osoittaa, mikä osa liuoksessa olevien suolamolekyylien kokonaismäärästä hydrolysoituu:

G = n/N 100%,

missä n on hydrolysoituneiden molekyylien lukumäärä, N on molekyylien kokonaismäärä tietyssä liuoksessa. Esimerkiksi, jos g \u003d 0,1%, tämä tarkoittaa, että 1000 suolamolekyylistä vain yksi hajoaa vedellä:

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

Hydrolyysiaste riippuu lämpötilasta, liuoksen pitoisuudesta ja liuenneen aineen laadusta. Joten, jos tarkastellaan CH 3 COONa -suolan hydrolyysiä, sen hydrolyysiaste eri pitoisuuksilla oleville liuoksille on seuraava: 1 M liuokselle - 0,003%, 0,1 M - 0,01%,
0,01 M - 0,03 %, 0,001 M - 0,1 % (tiedot otettu G. Remyn kirjasta). Nämä arvot ovat Le Chatelierin periaatteen mukaisia.
Lämpötilan nousu lisää molekyylien kineettistä energiaa, niiden hajoamista kationeiksi ja anioneiksi sekä vuorovaikutusta vesi-ionien (H + ja OH -) - huoneenlämmössä heikon elektrolyytin - kanssa.
Reagenssien luonteen vuoksi suolaliuokseen voidaan lisätä happoa OH-ionien sitomiseksi ja alkalia H+-ionien sitomiseksi. Voit myös lisätä muita suoloja, jotka hydrolysoituvat vastakkaisessa ionissa. Tässä tapauksessa molempien suolojen hydrolyysi tehostuu.
Hydrolyysiä voidaan heikentää (tarvittaessa) alentamalla lämpötilaa, lisäämällä liuoksen pitoisuutta, lisäämällä siihen yksi hydrolyysituotteista: happoja, jos H + -ioneja kertyy hydrolyysin aikana, tai alkaleja, jos OH-ioneja kerääntyy.
Kaikki neutralointireaktiot ovat eksotermisiä, kun taas hydrolyysireaktiot ovat endotermisiä. Siksi edellisen saanto pienenee lämpötilan noustessa, kun taas jälkimmäisen saanto kasvaa.
Ionit H + ja OH - eivät voi esiintyä liuoksessa merkittävinä pitoisuuksina - ne yhdistyvät vesimolekyyleiksi siirtäen tasapainoa oikealle.
Suolan hajoaminen veden vaikutuksesta selittyy dissosioituneen suolan kationien ja/tai anionien sitoutumisella heikon elektrolyytin molekyyleiksi vesi-ionien (H + ja/tai OH -) vaikutuksesta, jotka ovat aina läsnä liuoksessa. Heikon elektrolyytin, sakan, kaasun muodostuminen tai uuden aineen täydellinen hajoaminen vastaa suola-ionien poistumista liuoksesta, mikä Le Chatelier -periaatteen mukaisesti (toiminta on yhtä kuin reaktio) siirtää tasapainoa. suolan dissosiaatiosta oikealle, ja siksi se johtaa suolan täydelliseen hajoamiseen. Tästä syystä liukoisuustaulukossa näkyy viivoja useiden yhdisteiden kohdalla.
Jos suolakationien takia muodostuu heikkoja elektrolyyttimolekyylejä, niin sanotaan, että hydrolyysi etenee kationia pitkin ja väliaine on hapan, ja jos suolaanionien takia, niin sanotaan, että hydrolyysi etenee anionia pitkin ja väliaine on emäksistä. . Toisin sanoen kuka on vahvempi - happo tai emäs - määrää ympäristön.
Vain heikkojen happojen ja/tai emästen liukoiset suolat läpikäyvät hydrolyysin. Tosiasia on, että jos suola on huonosti liukeneva, sen ionien pitoisuudet liuoksessa ovat merkityksettömän pieniä, eikä ole mitään järkeä puhua tällaisen suolan hydrolyysistä.

Suolojen hydrolyysireaktioiden yhtälöiden laatiminen

Heikkojen moniemäksisten emästen ja/tai happojen suolojen hydrolyysi tapahtuu vaiheittain. Hydrolyysivaiheiden lukumäärä on yhtä suuri kuin yhden suola-ionin suurin varaus.
Esimerkiksi:

Kuitenkin hydrolyysi toisessa ja erityisesti kolmannessa vaiheessa on erittäin heikkoa, koska
r1 >> r2 >> r3. Siksi hydrolyysiyhtälöitä kirjoitettaessa rajoittuu yleensä ensimmäiseen vaiheeseen. Jos hydrolyysi on käytännössä valmis ensimmäisessä vaiheessa, niin heikkojen moniemäksisten emästen ja vahvojen happojen suolojen hydrolyysin aikana muodostuu emäksisiä suoloja, ja vahvojen emästen ja heikkojen moniemäksisten happojen suolojen hydrolyysin aikana muodostuu happamia suoloja.
Suolan hydrolyysiprosessiin osallistuvien vesimolekyylien lukumäärä reaktiokaavion mukaisesti määräytyy kationin valenssin tulon ja sen atomien lukumäärän perusteella suolakaavassa (tekijän sääntö).
Esimerkiksi:

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

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

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

Siksi, kun laadimme hydrolyysiyhtälöä, käytämme seuraavaa algoritmi(esimerkiksi Al 2(SO 4) 3:n hydrolyysistä):

1. Selvitä, mistä aineista suola muodostuu:

2. Oletetaan kuinka hydrolyysi voisi tapahtua:

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

3. Koska Al (OH) 3 on heikko emäs ja sen Al 3+ -kationi sitoo OH-ioneja - vedestä, prosessi menee itse asiassa seuraavasti:

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

4. Vertaamme liuoksessa jäljellä olevien H+- ja OH-ionien määriä ja määritämme väliaineen reaktion:

5. Hydrolyysin jälkeen muodostui uusi suola: (Al (OH) 2) 2 SO 4 tai Al 2 (OH) 4 SO 4, - alumiinidihydroksosulfaatti (tai) - pääsuola. Osittain myös AlOHSO 4:a (alumiinihydroksisulfaattia) voi muodostua, mutta paljon pienempiä määriä, ja se voidaan jättää huomiotta.

Toinen esimerkki:

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

3. Koska H 2 SiO 3 on heikko happo ja sen ioni sitoo H + -ioneja vedestä, varsinainen reaktio menee näin:

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

4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - alkalinen väliaine.

5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - natriumhydrosilikaatti - happosuola.

Väliaineen happamuus tai emäksisyys voidaan helposti määrittää liuokseen jääneiden H+- tai OH-ionien määrällä, edellyttäen, että uusia aineita muodostui ja esiintyy liuoksessa vastaavissa suhteissa eikä muita reagensseja lisätty reaktion aikana. Väliaine voi olla hapan tai lievästi hapan (jos H + -ioneja on vähän), emäksinen (jos OH-ioneja on paljon) tai lievästi emäksinen ja myös neutraali, jos heikon hapon ja heikon hapon dissosiaatiovakioiden arvot emäkset ovat lähellä ja kaikki liuokseen jääneet H+- ja OH-ionit ovat hydrolyysin jälkeen yhdistyneet muodostaen H20:ta.
Olemme jo havainneet, että suolan hydrolyysiaste on sitä suurempi, mitä heikompi on tämän suolan muodostanut happo tai emäs. Siksi on tarpeen auttaa opiskelijoita tuomaan sarja anioneja ja kationeja, jotka vastaavat niiden ainesosien happojen ja emästen vahvuuden laskua (A. V. Metelskyn mukaan).

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

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

Mitä oikeammalle näissä riveissä ioni sijaitsee, sitä suurempi on sen muodostaman suolan hydrolyysi, ts. sen emäs tai happo on heikompi kuin sen vasemmalla puolella olevat. Erityisen voimakasta on heikon emäksen ja hapon samanaikaisesti muodostamien suolojen hydrolyysi. Mutta jopa heille, hydrolyysiaste ei yleensä ylitä 1%. Kuitenkin joissakin tapauksissa tällaisten suolojen hydrolyysi etenee erityisen voimakkaasti ja hydrolyysiaste saavuttaa lähes 100 %. Tällaisia ​​suoloja ei ole vesiliuoksissa, vaan niitä varastoidaan vain kuivassa muodossa. Liukoisuustaulukossa niitä vastaan ​​on viiva. Esimerkkejä tällaisista suoloista ovat BaS, Al 2S 3, Cr 2 (SO 3) 3 ja muut (katso oppikirjan liukoisuustaulukko).
Tällaiset suolat, joilla on korkea hydrolyysiaste, hydrolysoituvat täydellisesti ja palautumattomasti, koska niiden hydrolyysituotteet poistetaan liuoksesta huonosti liukenevana, liukenemattomana, kaasumaisena (haihtuvana), vähän dissosioituvana aineena tai hajoavat vettä muihin aineisiin.
Esimerkiksi:

Veden vaikutuksesta täysin hajotettuja suoloja ei voida saada ioninvaihdolla vesiliuoksissa, koska ioninvaihdon sijaan hydrolyysireaktio etenee aktiivisemmin.

Esimerkiksi:

2AlCl3 + 3Na 2S Al 2S 3 + 6NaCl (se voi olla niin),

2АlCl 3 + 3Na 2S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2S + 6NaCl (niin se itse asiassa on).

Suoloja, kuten Al 2 S 3, saadaan vedettömässä ympäristössä sintraamalla komponentteja vastaavina määrinä tai muilla menetelmillä:

Monet halogenidit reagoivat pääsääntöisesti aktiivisesti veden kanssa muodostaen yhden alkuaineen hydridin ja toisen hydroksidin.
Esimerkiksi:

СlF + H–OH HClO + HF,

PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(L. Paulingin mukaan).

Yleensä tällaisissa reaktioissa, joita kutsutaan myös hydrolyysiksi, elektronegatiivisempi alkuaine yhdistyy H +:n kanssa ja vähemmän elektronegatiivinen - OH -:n kanssa. On helppo nähdä, että yllä olevat reaktiot etenevät tämän säännön mukaisesti.
Myös heikkojen happojen happamat suolat hydrolysoituvat. Tässä tapauksessa tapahtuu kuitenkin hydrolyysin ohella happojäännöksen dissosiaatiota. Joten NaHCO 3 -liuoksessa H:n hydrolyysi tapahtuu samanaikaisesti, mikä johtaa OH-ionien kertymiseen:

H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,

ja dissosiaatio, vaikkakin vähäinen:

H+H+.

Siten happosuolaliuoksen reaktio voi olla joko alkalinen (jos anionin hydrolyysi ylittää sen dissosioitumisen) tai hapan (päinvastoin). Tämä määräytyy suolan hydrolyysivakion suhteesta ( Vastaanottaja hydr) ja dissosiaatiovakiot ( Vastaanottaja dis) vastaavaa happoa. Tarkastetussa esimerkissä Vastaanottaja hydr anion enemmän Vastaanottaja dis-hapot, joten tämän happaman suolan liuoksella on emäksinen reaktio (jota käyttävät mahanesteen korkeasta happamuudesta johtuvasta närästyksestä kärsivät, vaikka he tekevät sen turhaan). Vakioiden käänteisellä suhteella, esimerkiksi NaHS03:n hydrolyysin tapauksessa, liuoksen reaktio on hapan.
Emäksisen suolan, kuten kupari(II)hydroksokloridin, hydrolyysi etenee seuraavasti:

Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,

tai ionisessa muodossa:

CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + hapan väliaine.

Hydrolyysi laajassa merkityksessä on vaihdon hajoamisreaktio eri aineiden ja veden välillä (G.P. Khomchenko). Tämä määritelmä kattaa kaikkien yhdisteiden hydrolyysin, sekä epäorgaanisten (suolat, hydridit, halogenidit, kalkogeenit jne.) että orgaanisten (esterit, rasvat, hiilihydraatit, proteiinit jne.).
Esimerkiksi:

(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 3PO 3 + 3HI.

Mineraalien - alumiinisilikaattien - hydrolyysin seurauksena tapahtuu kivien tuhoamista. Joidenkin suolojen - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - hydrolyysiä käytetään veden puhdistamiseen ja sen kovuuden vähentämiseen.
Nopeasti kasvava hydrolyysiteollisuus tuottaa jätteistä (puusahanpuru, puuvillan kuoret, auringonkukan kuoret, oljet, maissinvarret, sokerijuurikasjätteet jne.) useita arvokkaita tuotteita: etyylialkoholia, rehuhiivaa, glukoosia, kuivajäätä, furfuraalia, metanolia , ligniini ja monet muut aineet.
Hydrolyysi tapahtuu ihmisten ja eläinten kehossa ruoan (rasvojen, hiilihydraattien, proteiinien) sulamisen aikana vesiympäristössä entsyymien - biologisten katalyyttien - vaikutuksesta. Sillä on tärkeä rooli monissa aineiden kemiallisissa muutoksissa luonnossa (Krebsin kierto, trikarboksyylihappokierto) ja teollisuudessa. Siksi olemme sitä mieltä, että hydrolyysin tutkimukseen tulisi kiinnittää paljon enemmän huomiota koulun kemian kurssilla.
Alla on esimerkki siirtokortti, tarjosi opiskelijoille materiaalin lujittamista opiskeltuaan aihetta "Suolojen hydrolyysi" 9. luokalla.

Algoritmi Fe 2 (SO 4) 3 -hydrolyysiyhtälön kirjoittamiseen 1. Selvitä, mistä suola muodostuu: 2. Oletetaan, kuinka hydrolyysi voisi tapahtua: Fe 2(SO 4) 3 + 6H 2O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH-. 3. Koska Fe (OH) 3 on heikko emäs, Fe 3+ -kationit sitoutuvat OH-anioneihin - vedestä ja hydrolyysi etenee itse asiassa seuraavasti: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Määritä ympäristön reaktio: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2O + 4H + hapan ympäristö. 5. Määritämme uuden suolan liuoksessa olevien ionien perusteella: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - rauta(III)dihydroksosulfaatti - emäksinen suola. Hydrolyysi etenee kationin läpi.

lisäinformaatio (kortin takapuolella) 1. Kumpi on vahvempi - emäs tai happo, määrittää ympäristön: hapan vai emäksinen. 2. Moniemäksisten happojen ja emästen dissosiaatio ja hydrolyysi otetaan huomioon vasta ensimmäisessä vaiheessa. Esimerkiksi: Al (OH) 3 \u003d Al + OH -, H 3 RO 4 \u003d H + +. 3. Happojen aktiviteettisarjat (niiden vahvuudet): 4. Pohjien toimintasarjat (niiden vahvuudet): 5. Mitä kauempana oikealla happo ja emäs seisovat rivissään, sitä heikompia ne ovat. 6. Suolan hydrolyysiin osallistuvien vesimolekyylien lukumäärä reaktiokaavion mukaisesti määräytyy kationivalenssin tulon ja sen atomien lukumäärän perusteella suolakaavassa: Na 2SO 3 2Na + 1 2 \u003d 2 (H 2 O), ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O), A12(SO4)32AI3+32 = 6 (H20). 7. Hydrolyysi etenee kationia pitkin, jos emäs on heikko, ja anionia pitkin, jos happo on heikko.

Tämän algoritmin soveltaminen edistää opiskelijoiden tietoista hydrolyysiyhtälöiden kirjoittamista, eikä se aiheuta vaikeuksia riittävällä koulutuksella.

KIRJALLISUUS

Antoshin A.E., Tsapok P.I. Kemia. Moskova: Chemistry, 1998;
Akhmetov N.S.. Epäorgaaninen kemia. M.: Koulutus, 1990;
Glinka N.L. Yleinen kemia. L.: Chemistry, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. Kemia. M.: Tentti, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Kemia. Moskova: Bustard, 1997;
Kuzmenko N.E., Churanov S.S. Yleinen ja epäorgaaninen kemia. M.: Moskovan valtionyliopiston kustantamo, 1977;
Metelsky A.V. Kemia. Minsk: Valko-Venäjän Encyclopedia, 1997;
Pauling L., Pauling P. Kemia. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. Kemia. Moskova: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Kemia-9. M.: Enlightenment, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A. Kemian ohjaaja. Kharkov: Folino, 1998;
Khomchenko G.P.. Kemia. Moskova: Korkeakoulu, 1998.