Kuri sāls šķīdumi ir sārmaini? Ūdens. Neitrāla, skāba un sārmaina vide. Spēcīgi protolīti. Sāls hidrolīze. Ūdens šķīdumu vide: skāba, neitrāla, sārmaina

26.11.2019

Ķīmiski šķīduma pH var noteikt, izmantojot skābes bāzes indikatorus.

Skābju-bāzes indikatori ir organiskas vielas, kuru krāsa ir atkarīga no barotnes skābuma.

Visizplatītākie indikatori ir lakmuss, metiloranžs, fenolftaleīns. Lakmuss skābā vidē kļūst sarkans un sārmainā vidē zils. Fenolftaleīns skābā vidē ir bezkrāsains, bet sārmainā vidē kļūst tumšsarkans. Skābā vidē metiloranžs kļūst sarkans, sārmainā – dzeltens.

Laboratorijas praksē bieži tiek sajaukti vairāki indikatori, kas atlasīti tā, lai maisījuma krāsa mainītos plašā pH vērtību diapazonā. Ar to palīdzību jūs varat noteikt šķīduma pH ar precizitāti līdz vienam. Šos maisījumus sauc universālie rādītāji.

Ir speciālas ierīces - pH mērītāji, ar kuriem var noteikt šķīdumu pH diapazonā no 0 līdz 14 ar precizitāti līdz 0,01 pH vienībai.

Sāls hidrolīze

Dažiem sāļiem izšķīdinot ūdenī, tiek izjaukts ūdens disociācijas procesa līdzsvars un attiecīgi mainās vides pH. Tas ir tāpēc, ka sāļi reaģē ar ūdeni.

Sāls hidrolīze – izšķīdušo sāļu jonu ķīmiskās apmaiņas mijiedarbība ar ūdeni, kā rezultātā veidojas vāji disociējoši produkti (vāju skābju vai bāzu molekulas, skābju sāļu anjoni vai bāzisko sāļu katjoni) un ko pavada vides pH izmaiņas.

Apsveriet hidrolīzes procesu atkarībā no sāli veidojošo bāzu un skābju īpašībām.

Sāļi, ko veido stipras skābes un spēcīgas bāzes (NaCl, kno3, Na2so4 u.c.).

Teiksim ka, nātrija hlorīdam reaģējot ar ūdeni, notiek hidrolīzes reakcija, veidojoties skābei un bāzei:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Lai pareizi izprastu šīs mijiedarbības būtību, reakcijas vienādojumu rakstām jonu formā, ņemot vērā, ka vienīgais vāji disociējošais savienojums šajā sistēmā ir ūdens:

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

Samazinot identiskus jonus, ūdens disociācijas vienādojums paliek vienādojuma kreisajā un labajā pusē:

H 2 O ↔ H + + OH -

Kā redzams, šķīdumā nav lieko H + vai OH - jonu, salīdzinot ar to saturu ūdenī. Turklāt neveidojas citi vāji disociējoši vai grūti šķīstoši savienojumi. Līdz ar to mēs to secinām sāļi, ko veido stipras skābes un bāzes, netiek pakļauti hidrolīzēm, un šo sāļu šķīdumu reakcija ir tāda pati kā ūdenī, neitrāla (pH = 7).

Sastādot jonu molekulāros vienādojumus hidrolīzes reakcijām, ir nepieciešams:

1) pierakstiet sāls disociācijas vienādojumu;

2) nosaka katjona un anjona raksturu (atrast vājas bāzes katjonu vai vājas skābes anjonu);

3) pierakstiet reakcijas jonu-molekulāro vienādojumu, ņemot vērā, ka ūdens ir vājš elektrolīts un lādiņu summai jābūt vienādai abās vienādojuma daļās.

Sāļi veidojas no vājas skābes un stipras bāzes

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa un citi .)

Apsveriet nātrija acetāta hidrolīzes reakciju. Šis sāls šķīdumā sadalās jonos: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + ir stipras bāzes katjons, CH 3 COO - ir vājas skābes anjons.

Na + katjoni nevar saistīt ūdens jonus, jo NaOH, spēcīga bāze, pilnībā sadalās jonos. Vājas etiķskābes CH 3 COO anjoni - saista ūdeņraža jonus, veidojot nedaudz disociētu etiķskābi:

CH 3 COO - + HOH ↔ CH 3 COOH + OH -

Redzams, ka CH 3 COONa hidrolīzes rezultātā šķīdumā izveidojās hidroksīda jonu pārpalikums, un vides reakcija kļuva sārmaina (рН > 7).

Tādējādi var secināt, ka sāļi, ko veido vāja skābe un spēcīga bāze, tiek hidrolizēti pie anjona ( An n - ). Šajā gadījumā sāls anjoni saista H jonus + , un šķīdumā uzkrājas OH joni - , kas izraisa sārmainu vidi (pH> 7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1) - + OH -, (pie n = 1 veidojas HAn - vāja skābe).

Divbāzisku un trīsbāzisku vāju skābju un stipru bāzu veidoto sāļu hidrolīze notiek pakāpeniski

Apsveriet kālija sulfīda hidrolīzi. K 2 S disociējas šķīdumā:

K 2 S ↔ 2K + + S 2-;

K + ir stipras bāzes katjons, S 2 ir vājas skābes anjons.

Kālija katjoni nepiedalās hidrolīzes reakcijā, tikai vājas sērūdeņražskābes anjoni mijiedarbojas ar ūdeni. Šajā reakcijā pirmajā posmā veidojas vāji disociējoši HS - joni, bet otrajā posmā - vāja skābe H 2 S:

1. posms: S 2- + HOH ↔ HS - + OH -;

2. posms: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH -.

Pirmajā hidrolīzes stadijā izveidotie OH joni būtiski samazina hidrolīzes iespējamību nākamajā posmā. Rezultātā procesam, kas norisinās tikai pirmajā posmā, parasti ir praktiska nozīme, kas, kā likums, ir ierobežota, novērtējot sāļu hidrolīzi normālos apstākļos.

Hidrolīze ir vielu mijiedarbība ar ūdeni, kā rezultātā mainās šķīduma vide.

Vāju elektrolītu katjoni un anjoni spēj mijiedarboties ar ūdeni, veidojot stabilus zemas disociācijas savienojumus jeb jonus, kā rezultātā mainās šķīduma vide. Ūdens formulas hidrolīzes vienādojumos parasti raksta kā H-OH. Reaģējot ar ūdeni, vājo bāzu katjoni atņem no ūdens hidroksiljonu, un šķīdumā veidojas H + pārpalikums. Šķīdums kļūst skābs. Vāju skābju anjoni piesaista H + no ūdens, un vides reakcija kļūst sārmaina.

Neorganiskajā ķīmijā visbiežāk nākas saskarties ar sāļu hidrolīzi, t.i. ar sāls jonu apmaiņas mijiedarbību ar ūdens molekulām to šķīšanas procesā. Ir 4 hidrolīzes varianti.

1. Sāli veido spēcīga bāze un spēcīga skābe.

Šāds sāls praktiski nav pakļauts hidrolīzei. Tajā pašā laikā ūdens disociācijas līdzsvars sāls jonu klātbūtnē gandrīz netiek traucēts, tāpēc pH = 7, vide ir neitrāla.

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

2. Ja sāli veido stipras bāzes katjons un vājas skābes anjons, tad pie anjona notiek hidrolīze.

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH

Tā kā šķīdumā uzkrājas OH - joni, vide ir sārmaina, pH> 7.

3. Ja sāli veido vājas bāzes katjons un stipras skābes anjons, tad hidrolīze notiek pa katjonu.

Cu 2+ + HOH CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH CuOHCl + HCl

Tā kā šķīdumā uzkrājas H + joni, vide ir skāba, pH<7.

4. Sāls, ko veido vājas bāzes katjons un vājas skābes anjons, tiek hidrolizēts gan pie katjona, gan pie anjona.

CH 3 COONH 4 + HOH NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - +
+ HOH NH 4 OH + CH 3 COOH

Šādu sāļu šķīdumiem ir vai nu viegli skāba vai viegli sārmaina vide, t.i. pH vērtība ir tuvu 7. Vides reakcija ir atkarīga no skābes un bāzes disociācijas konstantu attiecības. Ļoti vāju skābju un bāzu veidoto sāļu hidrolīze ir praktiski neatgriezeniska. Tie galvenokārt ir alumīnija, hroma un dzelzs sulfīdi un karbonāti.

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

Nosakot sāls šķīduma barotni, jāņem vērā, ka šķīduma vidi nosaka stiprā sastāvdaļa. Ja sāli veido skābe, kas ir spēcīgs elektrolīts, tad šķīduma vide ir skāba. Ja bāze ir spēcīgs elektrolīts, tad tā ir sārmaina.

Piemērs.Šķīdumam ir sārmaina vide

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

1) Pb (NO 3) 2 svina (II) nitrāts. Sāls sastāv no vājas bāzes un stipra skābe, nozīmē šķīduma vidi skābs.

2) Na 2 CO 3 nātrija karbonāts. Sāls veidojas spēcīga bāze un vāju skābi, tad šķīduma vidi sārmains.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Sāļus veido stiprā bāze NaOH un stiprās skābes HCl un HNO 3 . Šķīduma vide ir neitrāla.

Pareizā atbilde 2) Na2CO3

Sāls šķīdumos tika iemērkts indikatorpapīrs. NaCl un NaNO 3 šķīdumos tas nemainīja krāsu, kas nozīmē šķīduma vidi neitrāla. Pb (NO 3) šķīdumā 2 kļuva sarkans, šķīduma vide skābs. Na 2 CO 3 šķīdumā kļuva zils, šķīduma vide sārmains.

Atcerieties:

Neitralizācijas reakcija ir reakcija starp skābi un bāzi, kas rada sāli un ūdeni;

Ar tīru ūdeni ķīmiķi saprot ķīmiski tīru ūdeni, kas nesatur nekādus piemaisījumus un izšķīdušos sāļus, tas ir, destilētu ūdeni.

Vides skābums

Dažādiem ķīmiskiem, rūpnieciskiem un bioloģiskiem procesiem ļoti svarīgs raksturlielums ir šķīdumu skābums, kas raksturo skābju vai sārmu saturu šķīdumos. Tā kā skābes un sārmi ir elektrolīti, barotnes skābuma raksturošanai izmanto H + vai OH - jonu saturu.

Tīrā ūdenī un jebkurā šķīdumā kopā ar izšķīdušo vielu daļiņām ir arī H + un OH - joni. Tas ir saistīts ar paša ūdens disociāciju. Un, lai gan mēs uzskatām, ka ūdens nav elektrolīts, tas tomēr var atdalīties: H 2 O ^ H + + OH -. Bet šis process notiek ļoti nelielā mērā: 1 litrā ūdens tikai 1 sadalās jonos. 10-7 molekulas.

Skābju šķīdumos to disociācijas rezultātā parādās papildu H+ joni. Šādos šķīdumos H + jonu ir daudz vairāk nekā OH - jonu, kas veidojas nelielas ūdens disociācijas laikā, tāpēc šos šķīdumus sauc par skābiem (11.1. att., pa kreisi). Ir pieņemts teikt, ka šādos šķīdumos skāba vide. Jo vairāk H+ jonu ir šķīdumā, jo lielāks ir barotnes skābums.

Gluži pretēji, sārmu šķīdumos disociācijas rezultātā dominē OH - joni, un H + katjoni gandrīz nav sastopami nenozīmīgas ūdens disociācijas dēļ. Šādu šķīdumu vide ir sārmaina (11.1. att. pa labi). Jo lielāka OH - jonu koncentrācija, jo sārmaināka ir šķīduma vide.

Galda sāls šķīdumā H + un OH jonu skaits ir vienāds un vienāds ar 1. 10-7 moli 1 litrā šķīduma. Šādu vidi sauc par neitrālu (11.1. att., centrs). Faktiski tas nozīmē, ka šķīdums nesatur ne skābi, ne sārmu. Neitrāla vide ir raksturīga dažu sāļu (ko veido sārms un spēcīga skābe) un daudzu organisko vielu šķīdumiem. Tīram ūdenim ir arī neitrāla vide.

Ūdeņraža indikators

Ja salīdzina kefīra un citronu sulas garšu, tad droši varam teikt, ka citronu sula ir daudz skābāka, proti, skābums šiem šķīdumiem ir atšķirīgs. Jūs jau zināt, ka tīrā ūdenī ir arī H+ joni, taču ūdens garša nav skāba. Tas ir saistīts ar pārāk zemo H+ jonu koncentrāciju. Bieži vien nepietiek ar to, ka vide ir skāba vai sārmaina, bet ir nepieciešams to raksturot kvantitatīvi.

Vides skābumu kvantitatīvi raksturo ūdeņraža indikators pH (izrunā "p-pelni"), kas saistīts ar koncentrāciju.

ūdeņraža joni. PH vērtība atbilst noteiktam ūdeņraža katjonu saturam 1 litrā šķīduma. Tīrā ūdenī un neitrālos šķīdumos 1 litrs satur 1. 10 7 mol H + jonu, un pH vērtība ir 7. Skābos šķīdumos H + katjonu koncentrācija ir lielāka nekā tīrā ūdenī un mazāka sārmainā šķīdumā. Atbilstoši tam mainās arī pH vērtība: skābā vidē tas svārstās no 0 līdz 7, bet sārmainā vidē no 7 līdz 14. Pirmo reizi pH vērtību ieteica izmantot dāņu ķīmiķis Peders Sērensens.

Jūs, iespējams, pamanījāt, ka pH vērtība ir saistīta ar H+ jonu koncentrāciju. PH noteikšana ir tieši saistīta ar skaitļa logaritma aprēķināšanu, kuru jūs pētīsiet matemātikas stundās 11. klasē. Bet saistību starp jonu saturu šķīdumā un pH vērtību var izsekot pēc šādas shēmas:

Vairumam vielu un dabisko šķīdumu ūdens šķīdumu pH vērtība ir robežās no 1 līdz 13 (11.2. att.).

Rīsi. 11.2. Dažādu dabisko un mākslīgo šķīdumu pH vērtība

Sērens Peders Laurics Sērensens

Dānijas fizikāls ķīmiķis un bioķīmiķis, Dānijas Karaliskās biedrības prezidents. Beidzis Kopenhāgenas Universitāti. 31 gada vecumā viņš kļuva par profesoru Dānijas Politehniskajā institūtā. Viņš vadīja prestižo fizikālo un ķīmisko laboratoriju Carlsberg alus darītavā Kopenhāgenā, kur veica savus galvenos zinātniskos atklājumus. Viņa galvenā zinātniskā darbība ir veltīta risinājumu teorijai: viņš ieviesa ūdeņraža indeksa (pH) jēdzienu, pētīja enzīmu aktivitātes atkarību no šķīdumu skābuma. Par zinātnes sasniegumiem Sērensens ir iekļauts "100 izcilo 20. gadsimta ķīmiķu" sarakstā, taču zinātnes vēsturē viņš galvenokārt palika kā zinātnieks, kurš ieviesa jēdzienus "pH" un "pH-metrija".

Barotnes skābuma noteikšana

Šķīduma skābuma noteikšanai laboratorijās visbiežāk izmanto universālo indikatoru (11.3. att.). Pēc krāsas var noteikt ne tikai skābes vai sārma klātbūtni, bet arī šķīduma pH vērtību ar precizitāti līdz 0,5. Precīzākai pH mērīšanai ir speciālas ierīces - pH mērītāji (11.4. att.). Tie ļauj noteikt šķīduma pH ar precizitāti 0,001-0,01.

Izmantojot indikatorus vai pH mērītājus, varat uzraudzīt ķīmisko reakciju gaitu. Piemēram, ja nātrija hidroksīda šķīdumam pievieno sālsskābi, notiks neitralizācijas reakcija:

Rīsi. 11.3. Universāls indikators nosaka aptuveno pH vērtību

Rīsi. 11.4. Šķīdumu pH mērīšanai tiek izmantotas īpašas ierīces - pH mērītāji: a - laboratorija (stacionāra); b - pārnēsājams

Šajā gadījumā reaģentu un reakcijas produktu šķīdumi ir bezkrāsaini. Ja tomēr pH metra elektrodu ievieto sākotnējā sārma šķīdumā, tad par sārma pilnīgu neitralizāciju ar skābi var spriest pēc iegūtā šķīduma pH vērtības.

pH indikatora izmantošana

Šķīdumu skābuma noteikšanai ir liela praktiska nozīme daudzās zinātnes, rūpniecības un citās cilvēka dzīves jomās.

Vides speciālisti regulāri mēra lietus ūdens, upju un ezeru pH. Straujš dabisko ūdeņu skābuma pieaugums var būt atmosfēras piesārņojuma vai rūpniecības uzņēmumu atkritumu iekļūšanas ūdenstilpēs rezultāts (11.5. att.). Šādas izmaiņas izraisa augu, zivju un citu ūdenstilpņu iedzīvotāju nāvi.

Ūdeņraža indekss ir ļoti svarīgs dzīvajos organismos notiekošo procesu pētīšanai un novērošanai, jo šūnās notiek daudzas ķīmiskas reakcijas. Klīniskajā diagnostikā nosaka asins plazmas, urīna, kuņģa sulas u.c. pH (11.6. att.). Normāls asins pH ir no 7,35 līdz 7,45. Pat nelielas izmaiņas cilvēka asins pH izraisa nopietnas slimības, un pie pH = 7,1 un zemāk sākas neatgriezeniskas izmaiņas, kas var izraisīt nāvi.

Lielākajai daļai augu augsnes skābums ir svarīgs, tāpēc agronomi iepriekš analizē augsnes, nosakot to pH (11.7. att.). Ja skābums konkrētai kultūrai ir pārāk augsts, augsni kaļķo – pievieno krītu vai kaļķi.

Pārtikas rūpniecībā ar skābju-bāzes indikatoru palīdzību tiek veikta pārtikas kvalitātes kontrole (11.8. att.). Piemēram, normālais pH pienam ir 6,8. Novirze no šīs vērtības norāda vai nu piemaisījumu klātbūtni, vai tā skābumu.

Rīsi. 11.5. Ūdens pH līmeņa ietekme rezervuāros uz augu dzīvībai svarīgo aktivitāti tajos

Ikdienā lietojamo kosmētikas līdzekļu pH vērtība ir svarīga. Cilvēka ādas vidējais pH līmenis ir 5,5. Ja āda nonāk saskarē ar produktiem, kuru skābums būtiski atšķiras no šīs vērtības, tas izraisa priekšlaicīgu ādas novecošanos, tās bojājumus vai iekaisumus. Tika novērots, ka veļas mazgātājām, kuras ilgstoši mazgāšanai izmantoja parastās veļas ziepes (pH = 8-10) vai veļas sodu (Na 2 CO 3, pH = 12-13), roku āda kļuva ļoti sausa un saplaisāja. Tāpēc ļoti svarīgi ir lietot dažādus kosmētikas līdzekļus (želejas, krēmus, šampūnus u.c.) ar pH, kas ir tuvu ādas dabiskajam pH.

LABORATORIJAS EKSPERIMENTI Nr.1-3

Aprīkojums: statīvs ar mēģenēm, pipete.

Reaģenti: ūdens, sālsskābe, NaCl, NaOH šķīdumi, galda etiķis, universāls indikators (šķīdums vai indikatorpapīrs), pārtikas un kosmētikas produkti (piemēram, citrons, šampūns, zobu pasta, veļas pulveris, gāzētie dzērieni, sulas utt.)

Drošības noteikumi:

Eksperimentiem izmantojiet nelielu daudzumu reaģentu;

Uzmanieties, lai reaģenti nenokļūtu uz ādas, acīs; saskaroties ar kodīgu vielu, nomazgāt ar lielu daudzumu ūdens.

Ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu noteikšana šķīdumos. Ūdens, sārmu un skābju šķīdumu aptuvenās pH vērtības noteikšana

1. Ielejiet 1-2 ml piecās mēģenēs: mēģenē Nr. 1 - ūdens, Nr. 2 - perhlorskābe, Nr. 3 - nātrija hlorīda šķīdums, Nr. 4 - nātrija hidroksīda šķīdums un Nr. 5 - galda etiķis. .

2. Katrai mēģenei pievienojiet 2-3 pilienus universālā indikatora šķīduma vai izlaidiet indikatora papīru. Nosaka šķīdumu pH, salīdzinot indikatora krāsu ar atsauces skalu. Izdariet secinājumus par ūdeņraža katjonu vai hidroksīda jonu klātbūtni katrā mēģenē. Uzrakstiet šo savienojumu disociācijas vienādojumus.

Pārtikas un kosmētikas produktu pH pārbaude

Pārtikas un kosmētikas produktu paraugi ar universālu indikatoru. Lai pētītu sausās vielas, piemēram, veļas pulveri, tās jāizšķīdina nelielā ūdens daudzumā (1 lāpstiņa sausnas uz 0,5-1 ml ūdens). Nosakiet šķīdumu pH. Izdarīt secinājumus par vides skābumu katrā no pētītajiem produktiem.

Galvenā ideja

testa jautājumi

130. Kādu jonu klātbūtne šķīdumā nosaka tā skābumu?

131. Kādi joni ir atrodami pārpalikumā skābju šķīdumos? sārmainā?

132. Kāds rādītājs kvantitatīvi raksturo šķīdumu skābumu?

133. Kāda ir pH vērtība un H+ jonu saturs šķīdumos: a) neitrāls; b) viegli skābs; c) viegli sārmains; d) stipri skābs; e) stipri sārmains?

Materiāla apguves uzdevumi

134. Kādas vielas ūdens šķīdumam ir sārmaina vide. Kuru jonu šajā šķīdumā ir vairāk: H + vai OH -?

135. Divās mēģenēs ir nitrātskābes un kālija nitrāta šķīdumi. Pēc kādiem indikatoriem var noteikt, kurā mēģenē ir sāls šķīdums?

136. Trīs mēģenēs ir bārija hidroksīda, nitrātskābes un kalcija nitrāta šķīdumi. Kā atpazīt šos šķīdumus, izmantojot vienu reaģentu?

137. No minētā saraksta atsevišķi izrakstiet to vielu formulas, kuru šķīdumiem ir vide: a) skāba; b) sārmains; c) neitrāla. NaCl, HCl, NaOH, HNO 3, H 3 PO 4, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, KNO 3 .

138. Lietus ūdenim ir pH = 5,6. Ko tas nozīmē? Kāda viela, kas atrodas gaisā, izšķīdinot ūdenī, nosaka šādu vides skābumu?

139. Kādā vidē (skābā vai sārmainā): a) šampūna šķīdumā (pH = 5,5);

b) vesela cilvēka asinīs (pH = 7,4); c) cilvēka kuņģa sulā (рН = 1,5); d) siekalās (pH = 7,0)?

140. Termoelektrostacijās izmantoto ogļu sastāvs satur slāpekļa un sēra savienojumus. Ogļu sadegšanas produktu emisija atmosfērā izraisa tā saukto skābo lietu veidošanos, kas satur nelielu daudzumu nitrātu vai sulfītskābju. Kādas pH vērtības ir raksturīgas šādam lietus ūdenim: vairāk nekā 7 vai mazākas par 7?

141. Vai stipras skābes šķīduma pH ir atkarīgs no tā koncentrācijas? Pamato atbildi.

142. Fenolftaleīna šķīdumu pievienoja šķīdumam, kas satur 1 molu kālija hidroksīda. Vai mainīsies šī šķīduma krāsa, ja tam pievieno hlorīdu ar vielas daudzumu: a) 0,5 mol; b) 1 mols;

c) 1,5 moli?

143. Trīs mēģenēs bez uzrakstiem atrodas bezkrāsaini nātrija sulfāta, nātrija hidroksīda un sulfātskābes šķīdumi. Visiem šķīdumiem tika izmērīta pH vērtība: pirmajā mēģenē - 2,3, otrajā - 12,6, trešajā - 6,9. Kura caurule satur kādu vielu?

144. Students aptiekā iegādājās destilētu ūdeni. PH metrs parādīja, ka šī ūdens pH vērtība ir 6,0. Pēc tam skolēns ilgi vārīja šo ūdeni, piepildīja trauku līdz augšai ar karstu ūdeni un aizvēra vāku. Kad ūdens atdzisis līdz istabas temperatūrai, pH metrs rādīja 7,0. Pēc tam skolēns ar mēģeni izlaida gaisu caur ūdeni, un pH metrs atkal rādīja 6,0. Kā var izskaidrot šo pH mērījumu rezultātus?

145. Kāpēc, jūsuprāt, divās viena un tā paša ražotāja etiķa pudelēs var būt šķīdumi ar nedaudz atšķirīgām pH vērtībām?

Šis ir mācību grāmatas materiāls.

Mēs pētām universālā indikatora ietekmi uz dažu sāļu šķīdumiem

Kā redzam, pirmā šķīduma vide ir neitrāla (pH=7), otrā ir skāba (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kā izskaidrot tik interesantu faktu? 🙂

Vispirms atcerēsimies, kas ir pH un no kā tas ir atkarīgs.

pH ir ūdeņraža indikators, ūdeņraža jonu koncentrācijas mērs šķīdumā (pēc latīņu valodas vārdu potentia hydrogeni pirmajiem burtiem — ūdeņraža stiprums).

pH aprēķina kā ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvo decimāllogaritmu, kas izteikts molos litrā:

Tīrā ūdenī 25 °C temperatūrā ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrācija ir vienāda un sasniedz 10 -7 mol/l (pH=7).

Ja abu veidu jonu koncentrācija šķīdumā ir vienāda, šķīdums ir neitrāls. Kad > šķīdums ir skābs, un kad > - sārmains.

Kādēļ dažos sāļu ūdens šķīdumos tiek pārkāpta ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrācijas vienlīdzība?

Fakts ir tāds, ka ūdens disociācijas līdzsvars mainās, jo viens no tā joniem (vai) saistās ar sāls joniem, veidojot slikti disociētu, grūti šķīstošu vai gaistošu produktu. Tāda ir hidrolīzes būtība.

- tā ir sāls jonu ķīmiskā mijiedarbība ar ūdens joniem, kā rezultātā veidojas vājš elektrolīts - skābe (vai skābes sāls) vai bāze (vai bāzes sāls).

Vārds "hidrolīze" nozīmē sadalīšanos ar ūdeni ("hidro" - ūdens, "līze" - sadalīšanās).

Atkarībā no tā, kurš sāls jons mijiedarbojas ar ūdeni, ir trīs hidrolīzes veidi:

žhidrolīze ar katjonu (tikai katjons reaģē ar ūdeni);
žanjonu hidrolīze (ar ūdeni reaģē tikai anjons);
ž locītavu hidrolīze - hidrolīze ar katjonu un anjonu (gan katjons, gan anjons reaģē ar ūdeni).

Jebkuru sāli var uzskatīt par produktu, kas veidojas bāzes un skābes mijiedarbības rezultātā:

Sāls hidrolīze ir tā jonu mijiedarbība ar ūdeni, kas izraisa skābas vai sārmainas vides parādīšanos, bet to nepavada nogulšņu vai gāzes veidošanās.
Hidrolīzes process notiek tikai ar līdzdalību šķīstošs sāls un sastāv no diviem posmiem:
1)disociācija sāls šķīdumā neatgriezeniski reakcija (disociācijas pakāpe vai 100%);
2) patiesībā , t.i. sāls jonu mijiedarbība ar ūdeni atgriezenisks reakcija (hidrolīzes pakāpe ˂ 1 vai 100%)
1. un 2. posma vienādojumus - pirmais no tiem ir neatgriezenisks, otrais ir atgriezenisks - nav savienojami!
Ņemiet vērā, ka sāļi, ko veido katjoni sārmi un anjoni stiprs skābes netiek hidrolīzes, tās tikai izšķīst ūdenī. Sāļu KCl, NaNO 3, NaSO 4 un BaI šķīdumos barotne neitrāla.

Anjonu hidrolīze

Mijiedarbības gadījumā anjoni izšķīdināts sāls ar ūdeni procesu sauc sāls hidrolīze pie anjona.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disociācija)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidrolīze)
KNO 2 sāls disociācija norisinās pilnībā, NO 2 anjona hidrolīze - ļoti nelielā mērā (0,1 M šķīdumam - par 0,0014%), bet ar to pietiek, lai šķīdums kļūtu. sārmains(starp hidrolīzes produktiem ir OH jons -), tajā lpp H = 8,14.
Anjoni tiek tikai hidrolizēti vājš skābes (šajā piemērā nitrītu jons NO 2, kas atbilst vājajai slāpekļskābei HNO 2). Vājas skābes anjons piesaista ūdenī esošo ūdeņraža katjonu un veido šīs skābes molekulu, bet hidroksīda jons paliek brīvs:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Piemēri:
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 -
Lūdzu, ņemiet vērā, ka piemēros (c-e) nevar palielināt ūdens molekulu skaitu un hidroanjonu (HCO 3, HPO 4, HS) vietā rakstīt atbilstošo skābju formulas (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hidrolīze ir atgriezeniska reakcija, un tā nevar noritēt “līdz galam” (pirms skābes veidošanās).
Ja tā NaCO 3 sāls šķīdumā veidotos tāda nestabila skābe kā H 2 CO 3, tad no gāzes šķīduma izdalītos CO 2 (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Taču, izšķīdinot sodu ūdenī, veidojas caurspīdīgs šķīdums bez gāzes izdalīšanās, kas liecina par anjona hidrolīzes nepilnīgumu, šķīdumā parādoties tikai ogļskābes hidranioniem HCO 3 -.
Sāļu hidrolīzes pakāpe ar anjonu ir atkarīga no hidrolīzes produkta, skābes, disociācijas pakāpes. Jo vājāka skābe, jo augstāka ir hidrolīzes pakāpe. Piemēram, CO 3 2-, PO 4 3- un S 2- joni tiek hidrolizēti lielākā mērā nekā NO 2 jons, jo 2. stadijā notiek H 2 CO 3 un H 2 S disociācija un H 3 PO. 4 3. posmā notiek daudz mazāk nekā HNO 2 skābes disociācija. Tāpēc šķīdumi, piemēram, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 un BaS būs ļoti sārmains(par ko ir viegli pārliecināties pēc sodas ziepju pieskāriena) .

OH jonu pārpalikumu šķīdumā ir viegli noteikt ar indikatoru vai izmērīt ar īpašiem instrumentiem (pH mērītājiem).
Ja koncentrētā sāls šķīdumā, ko spēcīgi hidrolizē anjons,
piemēram, Na 2 CO 3, pievieno alumīniju, tad pēdējais (amfotērisma dēļ) reaģēs ar sārmu un tiks novērota ūdeņraža izdalīšanās. Tas ir papildu pierādījums par hidrolīzi, jo mēs nepievienojām NaOH sārmu sodas šķīdumam!

Pievērsiet īpašu uzmanību vidēja stipruma skābju sāļiem - ortofosfora un sēra skābēm. Pirmajā posmā šīs skābes disociējas diezgan labi, tāpēc to skābie sāļi netiek hidrolizēti, un šādu sāļu šķīduma vide ir skāba (sakarā ar ūdeņraža katjona klātbūtni sāls sastāvā). Un vidējos sāļus hidrolizē anjons - vide ir sārmaina. Tātad, hidrosulfīti, hidrofosfāti un dihidrofosfāti netiek hidrolizēti ar anjonu, vide ir skāba. Sulfīti un fosfāti tiek hidrolizēti ar anjonu, vide ir sārmaina.

Hidrolīze ar katjonu palīdzību

Izšķīdušā sāls katjona mijiedarbības gadījumā ar ūdeni procesu sauc
sāls hidrolīze pie katjona

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (disociācija)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidrolīze)

Ni (NO 3) 2 sāls disociācija norisinās pilnībā, Ni 2+ katjona hidrolīze - ļoti nelielā mērā (0,1 M šķīdumam - par 0,001%), bet ar to pietiek, lai vide kļūtu skāba. (starp hidrolīzes produktiem ir H+ jons ).

Tikai slikti šķīstošo bāzes un amfotērisko hidroksīdu katjoni un amonija katjons tiek hidrolizēti. NH4+. Metāla katjons atdala hidroksīda jonu no ūdens molekulas un atbrīvo ūdeņraža katjonu H +.

Amonija katjons hidrolīzes rezultātā veido vāju bāzi - amonjaka hidrātu un ūdeņraža katjonu:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Lūdzu, ņemiet vērā, ka jūs nevarat palielināt ūdens molekulu skaitu un hidroksokāciju (piemēram, NiOH +) vietā rakstīt hidroksīda formulas (piemēram, Ni (OH) 2). Ja veidotos hidroksīdi, tad no sāls šķīdumiem izkristu nogulsnes, kas netiek novērots (šie sāļi veido caurspīdīgus šķīdumus).
Ūdeņraža katjonu pārpalikumu ir viegli noteikt ar indikatoru vai izmērīt ar īpašiem instrumentiem. Magniju vai cinku ievada koncentrētā sāls šķīdumā, ko spēcīgi hidrolizē katjons, pēc tam pēdējais reaģē ar skābi, atbrīvojot ūdeņradi.

Ja sāls ir nešķīstošs, tad hidrolīzes nav, jo joni nesadarbojas ar ūdeni.