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 \(\bultiņa pa kreisi\) 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 \(\bultiņa pa kreisi\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\kreisā labā bultiņa\) 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 \(\kreisā labā bultiņa\) NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH \(\bultiņa pa kreisi\) 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.

Al 2S 3 + 3HOH \(\kreisā labā bultiņa\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

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.

Lekcija: Sāls hidrolīze. Ūdens šķīdumu vide: skāba, neitrāla, sārmaina

Sāls hidrolīze

Mēs turpinām pētīt ķīmisko reakciju modeļus. Pētot tēmu, uzzinājāt, ka elektrolītiskās disociācijas laikā ūdens šķīdumā vielu reakcijā iesaistītās daļiņas izšķīst ūdenī. Tā ir hidrolīze. Tam tiek pakļautas dažādas neorganiskas un organiskas vielas, jo īpaši sāļi. Neizprotot sāļu hidrolīzes procesu, jūs nevarēsit izskaidrot parādības, kas notiek dzīvos organismos.

Sāļu hidrolīzes būtība ir samazināta līdz apmaiņas procesam sāls jonu (katjonu un anjonu) mijiedarbībā ar ūdens molekulām. Rezultātā veidojas vājš elektrolīts - mazdisociējošs savienojums. Ūdens šķīdumā parādās brīvo H + vai OH - jonu pārpalikums. Atcerieties, kuru elektrolītu disociācijas rezultātā veidojas H + joni un kuri OH -. Kā jūs uzminējāt, pirmajā gadījumā mums ir darīšana ar skābi, kas nozīmē, ka ūdens vide ar H + joniem būs skāba. Otrajā gadījumā sārmains. Ūdenī vide ir neitrāla, jo tā nedaudz sadalās H + un OH - jonos ar tādu pašu koncentrāciju.

Vides raksturu var noteikt, izmantojot indikatorus. Fenolftaleīns nosaka sārmainu vidi un iekrāso šķīdumu tumši sarkanā krāsā. Lakmuss kļūst sarkans ar skābi un zils ar sārmu. Metiloranžs - oranžs, sārmainā vidē kļūst dzeltens, skābā vidē - rozā. Hidrolīzes veids ir atkarīgs no sāls veida.

Sāļu veidi

Tātad jebkurš sāls ir skābes un bāzes mijiedarbība, kuras, kā jūs saprotat, ir spēcīgas un vājas. Spēcīgi ir tie, kuru disociācijas pakāpe α ir tuvu 100%. Jāatceras, ka sērskābi (H 2 SO 3) un fosforskābi (H 3 PO 4) bieži dēvē par vidēja stipruma skābēm. Risinot hidrolīzes problēmas, šīs skābes jāklasificē kā vājas.

Skābes:

Spēcīgs: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. To skābes atliekas nesadarbojas ar ūdeni.

Vāji: HF; H2CO3; H2SiO3; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organiskās skābes. Un to skābie atlikumi mijiedarbojas ar ūdeni, ņemot no tā molekulām ūdeņraža katjonus H +.

Iemesli:

Spēcīgi: šķīstošie metālu hidroksīdi; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Viņu metāla katjoni nesadarbojas ar ūdeni.

Vāji: nešķīstoši metālu hidroksīdi; amonija hidroksīds (NH 4 OH). Un metāla katjoni šeit mijiedarbojas ar ūdeni.

Pamatojoties uz šo materiālu, apsverietsāls veidi :

Sāļi ar stipru bāzi un stipru skābi. Piemēram: Ba ​​(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Īpašības: nesadarbojas ar ūdeni, kas nozīmē, ka tie netiek hidrolizēti. Šādu sāļu šķīdumiem ir neitrāla reakcijas vide.

Sāļi ar stipru bāzi un vāju skābi. Piemēram: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Pazīmes: šo sāļu skābju atlikumi mijiedarbojas ar ūdeni, notiek anjonu hidrolīze. Ūdens šķīdumu vide ir sārmaina.

Sāļi ar vājām bāzēm un stiprām skābēm. Piemēram: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Īpašības: tikai metāla katjoni mijiedarbojas ar ūdeni, notiek katjonu hidrolīze. Trešdiena ir skāba.

Sāļi ar vāju bāzi un vāju skābi. Piemēram: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONН 4. Pazīmes: gan skābju atlikumu katjoni, gan anjoni mijiedarbojas ar ūdeni, hidrolīze notiek ar katjonu un anjonu palīdzību.

Hidrolīzes piemērs katjonā un skābas vides veidošanās:

Dzelzs hlorīda hidrolīze FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (pilns jonu vienādojums)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (saīsināts jonu vienādojums)

Anjonu hidrolīzes un sārmainas vides veidošanās piemērs:

Nātrija acetāta hidrolīze CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (pilns jonu vienādojums)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(saīsināts jonu vienādojums)

Kohidrolīzes piemērs:

• Alumīnija sulfīda hidrolīze Al 2 S 3

Al 2S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Šajā gadījumā mēs redzam pilnīgu hidrolīzi, kas notiek, ja sāli veido vāji nešķīstoša vai gaistoša bāze un vāja nešķīstoša vai gaistoša skābe. Šķīdības tabulā uz šādiem sāļiem ir domuzīmes. Ja jonu apmaiņas reakcijas laikā veidojas sāls, kas ūdens šķīdumā neeksistē, tad jāuzraksta šī sāls reakcija ar ūdeni.

Piemēram:

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

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

Mēs pievienojam šos divus vienādojumus, pēc tam to, kas atkārtojas kreisajā un labajā daļā, mēs samazinām:

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

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 līdzekļiem, kuru skābums būtiski atšķiras no šīs vērtības, tas izraisa priekšlaicīgu ādas novecošanos, tās bojājumus vai iekaisumu. 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 - hlorīda skābe, 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.

Vielu šķīduma reakcija šķīdinātājā var būt trīs veidu: neitrāla, skāba un sārmaina. Reakcija ir atkarīga no ūdeņraža jonu H + koncentrācijas šķīdumā.

Tīrs ūdens ļoti nelielā mērā sadalās H + jonos un hidroksiljonos OH - .

pH vērtība

PH ir ērts un izplatīts veids, kā izteikt ūdeņraža jonu koncentrāciju. Tīram ūdenim H + koncentrācija ir vienāda ar OH - koncentrāciju, un H + un OH - koncentrāciju reizinājums, kas izteikts gramos uz litru, ir nemainīga vērtība, kas vienāda ar 1,10 -14.

No šī produkta jūs varat aprēķināt ūdeņraža jonu koncentrāciju: =√1,10 -14 =10 -7 /g-jons/l/.

Šo līdzsvara /"neitrālu"/ stāvokli parasti apzīmē ar pH 7/p - koncentrācijas negatīvais logaritms, H - ūdeņraža joni, 7 - eksponents ar pretēju zīmi/.

Šķīdums, kura pH ir lielāks par 7, ir sārmains, tas satur mazāk H + jonu nekā OH - ; šķīdums, kura pH ir mazāks par 7, ir skābs, tajā ir vairāk H + jonu nekā OH - .

Praksē izmantotajiem šķidrumiem ir ūdeņraža jonu koncentrācija, kas parasti mainās pH diapazonā no 0 līdz 1

Rādītāji

Indikatori ir vielas, kas maina krāsu atkarībā no ūdeņraža jonu koncentrācijas šķīdumā. Ar indikatoru palīdzību nosaka vides reakciju. Slavenākie indikatori ir brombenzols, bromtimols, fenolftaleīns, metiloranžs uc Katrs no indikatoriem darbojas noteiktos pH diapazonos. Piemēram, bromtimols mainās no dzeltena pie pH 6,2 uz zilu pie pH 7,6; neitrāls sarkans indikators - no sarkana pie pH 6,8 līdz dzeltenam pie pH 8; brombenzols - no dzeltenas burkas pH 4,0 ldz zilam pie pH 5,6; fenolftaleīns - no bezkrāsaina pie pH 8,2 līdz purpursarkanam pie pH 10,0 utt.

Neviens no rādītājiem nedarbojas visā pH skalā no 0 līdz 14. Taču restaurācijas praksē nav nepieciešams noteikt augstu skābju vai sārmu koncentrāciju. Visbiežāk ir 1 - 1,5 pH vienību novirzes no neitrāla abos virzienos.

Vides reakcijas noteikšanai restaurācijas praksē tiek izmantots dažādu indikatoru maisījums, kas izvēlēts tā, lai iezīmētu mazākās novirzes no neitralitātes. Šo maisījumu sauc par "universālo indikatoru".

Universālais indikators ir dzidrs oranžs šķidrums. Nedaudz mainot barotni sārmainības virzienā, indikatora šķīdums iegūst zaļganu nokrāsu, palielinoties sārmainībai - zilu. Jo lielāka ir testa šķidruma sārmainība, jo intensīvāka kļūst zilā krāsa.

Nedaudz mainoties videi uz skābuma pusi, universālā indikatora šķīdums kļūst rozā, ar skābuma pieaugumu - sarkans /karmīns vai raibs nokrāsa/.

Izmaiņas vides reakcijā gleznās rodas to bojājumu rezultātā ar pelējumu; bieži ir izmaiņas vietās, kur etiķetes tiek aplīmētas ar sārmainu līmi /kazeīns, birojs utt./.

Lai veiktu analīzi, papildus universālajam indikatoram ir nepieciešams destilēts ūdens, tīrs balts filtrpapīrs un stikla stienis.

Analīzes gaita

Uz filtrpapīra uzliek pilienu destilēta ūdens un ļauj tam uzsūkties. Blakus šim pilienam tiek uzklāts otrs piliens un uzklāts uz testa vietu. Labākam kontaktam papīru ar otro pilienu virsū paberzē ar stikla plauktiņu. Pēc tam uz filtrpapīra ūdens pilienu zonās tiek uzklāts universāls indikators. Pirmais ūdens piliens kalpo kā kontrole, ar kuras krāsu salīdzina šķīdumā piesūcināto pilienu no testa zonas. Krāsas neatbilstība kontroles kritumam norāda uz izmaiņām - barotnes novirzi no neitrāla.

SĀRMĀS VIDES NEITRALIZĒŠANA

Apstrādāto vietu samitrina ar 2% etiķskābes vai citronskābes ūdens šķīdumu. Lai to izdarītu, aptiniet ap pinceti nelielu daudzumu vates, samitriniet to skābes šķīdumā, izspiediet to un uzklājiet uz norādītās vietas.

reakcija noteikti pārbaudiet universāls indikators!

Process tiek turpināts, līdz visa zona ir pilnībā neitralizēta.

Pēc nedēļas, pārbaudiet vidi, ir jāatkārto.

SKĀBES NEITRALIZĀCIJA

Apstrādājamo vietu samitrina ar 2% amonija hidroksīda /amonjaka/ ūdens šķīdumu. Neitralizācijas procedūra ir tāda pati kā sārmainas vides gadījumā.

Mediju pārbaude jāatkārto pēc nedēļas.

BRĪDINĀJUMS: Neitralizācijas process prasa lielu piesardzību, jo pārmērīga apstrāde var izraisīt apstrādātās vietas pārskābināšanu vai pārmērīgu sārmainību. Turklāt ūdens šķīdumos var izraisīt audekla saraušanos.

Sāls hidrolīze

Tēma “Sāļu hidrolīze” ir viena no grūtākajām 9. klases skolēniem, kuri apgūst neorganisko ķīmiju. Un šķiet, ka tās grūtības slēpjas nevis pētāmā materiāla faktiskajā sarežģītībā, bet gan tajā, kā tas tiek pasniegts mācību grāmatās. Tātad F.G.Feldmanim un G.E.Rudzītim no atbilstošās rindkopas ir ļoti maz ko saprast. L. S. Guzeja un N. S. Akhmetova mācību grāmatās šī tēma parasti ir izslēgta, lai gan Akhmetova mācību grāmata ir paredzēta 8.–9. klašu skolēniem ar padziļinātu ķīmijas apguvi.
Izmantojot šo autoru mācību grāmatas, students, visticamāk, nespēs labi izprast risinājumu teoriju, vielu elektrolītiskās disociācijas būtību ūdens vidē, korelēt jonu apmaiņas reakcijas ar sāļu hidrolīzes reakcijām, ko veido skābes un bāzes. dažādas stiprās puses. Turklāt katras mācību grāmatas beigās ir šķīdības tabula, bet nekur nav paskaidrots, kāpēc tās atsevišķās šūnās ir domuzīmes, un mācību grāmatu tekstos skolēni sastopas ar šo sāļu formulām.
Īsā lekcijā skolotājiem (īpaši iesācējiem, viņiem ir īpaši grūti atbildēt uz jautājumiem, kas rodas bērnos) mēģināsim aizpildīt šo robu un savā veidā izcelt hidrolīzes reakciju vienādojumu sastādīšanas problēmu un nosakot iegūtās vides raksturu.

Hidrolīze ir vielu sadalīšanās process ar ūdeni (par to runā pats vārds "hidrolīze": grieķu valodā - ūdens un - sadalīšanās). Dažādi autori, sniedzot šīs parādības definīciju, norāda uz to tas veido skābi vai skābes sāli, bāzes vai bāzes sāli(Ņ.E. Kuzmenko); sāls joniem reaģējot ar ūdeni, veidojas vājš elektrolīts(A.E. Antošins); sāls jonu mijiedarbības rezultātā ar ūdeni tiek novirzīts ūdens elektrolītiskās disociācijas līdzsvars(A.A. Makarenja); izšķīdušās vielas sastāvdaļas apvienojas ar ūdens sastāvdaļām(N.L. Glinka) utt.
Katrs autors, sniedzot hidrolīzes definīciju, atzīmē šī sarežģītā, daudzpusīgā procesa svarīgāko, viņaprāt, pusi. Un katram no viņiem ir taisnība savā veidā. Šķiet, tas ir skolotāja ziņā, kurai definīcijai dot priekšroku - kas viņam tuvāks viņa domāšanas veidā.
Tātad hidrolīze ir vielu sadalīšanās ar ūdeni. To izraisa sāls un ūdens elektrolītiskā disociācija jonos un to savstarpējā mijiedarbība. Ūdens nedaudz disocē H + un OH - jonos (1 molekula no 550 000), un hidrolīzes laikā viens vai abi no šiem joniem var saistīties ar joniem, kas veidojas sāls disociācijas laikā par vāji disociējošu, gaistošu vai ūdenī nešķīstošu vielu. .
Sāļi, ko veido spēcīgas bāzes (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) un stipras skābes (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), neveic hidrolīzi, jo katjoni un anjoni, kas tos veido, šķīdumos nespēj saistīt H + un OH - jonus (iemesls ir augsta disociācija).
Ja sāli veido vāja bāze vai vāja skābe, vai arī abi "vecāki" ir vāji, sāls ūdens šķīdumā tiek hidrolizēts. Šajā gadījumā barotnes reakcija ir atkarīga no skābes un bāzes relatīvās stiprības. Citiem vārdiem sakot, šādu sāļu ūdens šķīdumi var būt neitrāli, skābi vai sārmaini atkarībā no izveidoto jauno vielu disociācijas konstantēm.
Tātad amonija acetāta CH 3 COONH 4 disociācijas laikā šķīduma reakcija būs nedaudz sārmaina, jo disociācijas konstante NH 4 OH ( k dis \u003d 6,3 10 -5) ir lielāks par CH 3 COOH disociācijas konstanti
(k dis = 1,75 10 -5). Citā etiķskābes sālī - alumīnija acetātā (CH 3 COO) 3 Al - šķīduma reakcija būs viegli skāba, jo. k dis (CH 3 COOH) = 1,75 10 -5 vairāk k dis (Al (OH) 3) \u003d 1,2 10 -6.
Hidrolīzes reakcijas dažos gadījumos ir atgriezeniskas, savukārt citos tās iet līdz beigām. Kvantitatīvi hidrolīzi raksturo bezizmēra lielums r, ko sauc par hidrolīzes pakāpi un parāda, kāda daļa no kopējā sāls molekulu skaita šķīdumā tiek hidrolizēta:

G = n/N 100%,

kur n ir hidrolizēto molekulu skaits, N ir kopējais molekulu skaits dotajā šķīdumā. Piemēram, ja g \u003d 0,1%, tas nozīmē, ka no 1000 sāls molekulām tikai viena sadalās ar ūdeni:

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

Hidrolīzes pakāpe ir atkarīga no temperatūras, šķīduma koncentrācijas un izšķīdušās vielas īpašībām. Tātad, ja ņemam vērā sāls CH 3 COONa hidrolīzi, tad tās hidrolīzes pakāpe dažādu koncentrāciju šķīdumiem būs šāda: 1M šķīdumam - 0,003%, 0,1M - 0,01%
0,01M - 0,03%, par 0,001M - 0,1% (dati ņemti no G. Remija grāmatas). Šīs vērtības atbilst Le Chatelier principam.
Temperatūras paaugstināšanās palielina molekulu kinētisko enerģiju, to sadalīšanos katjonos un anjonos un mijiedarbību ar ūdens joniem (H + un OH -) - elektrolītu, kas ir vājš istabas temperatūrā.
Ņemot vērā reaģentu īpašības, sāls šķīdumam var pievienot skābi, lai saistītu OH - jonus, un var pievienot sārmu, lai saistītu H + jonus. Varat pievienot arī citus sāļus, kas hidrolizējas pie pretējā jona. Šajā gadījumā abu sāļu hidrolīze tiek savstarpēji uzlabota.
Hidrolīzi var vājināt (ja nepieciešams), pazeminot temperatūru, palielinot šķīduma koncentrāciju, ievadot tajā kādu no hidrolīzes produktiem: skābes, ja hidrolīzes laikā uzkrājas H + joni, vai sārmus, ja uzkrājas OH joni.
Visas neitralizācijas reakcijas ir eksotermiskas, savukārt hidrolīzes reakcijas ir endotermiskas. Tāpēc pirmās raža samazinās, palielinoties temperatūrai, bet otrā raža palielinās.
Joni H + un OH - nevar pastāvēt šķīdumā ievērojamā koncentrācijā - tie apvienojas ūdens molekulās, novirzot līdzsvaru pa labi.
Sāls sadalīšanās ar ūdeni ir izskaidrojama ar disociētā sāls katjonu un / vai anjonu saistīšanos vāja elektrolīta molekulās ar ūdens joniem (H + un / vai OH -), kas vienmēr atrodas šķīdumā. Vāja elektrolīta, nogulšņu, gāzes veidošanās vai jaunas vielas pilnīga sadalīšanās ir līdzvērtīga sāls jonu izvadīšanai no šķīduma, kas saskaņā ar Le Šateljē principu (darbība ir vienāda ar reakciju) izbīda līdzsvaru. sāls disociācija pa labi, un tāpēc tas noved pie pilnīgas sāls sadalīšanās. Tādējādi šķīdības tabulā pret vairākiem savienojumiem parādās domuzīmes.
Ja sāls katjonu dēļ veidojas vājas elektrolīta molekulas, tad saka, ka hidrolīze notiek pa katjonu un vide būs skāba, un ja sāls anjonu dēļ, tad saka, ka hidrolīze notiek pa anjonu un vide būs sārmaina. . Citiem vārdiem sakot, kurš ir stiprāks – skābe vai bāze – nosaka vidi.
Tikai vāju skābju un/vai bāzu šķīstošie sāļi tiek hidrolizēti. Fakts ir tāds, ka, ja sāls ir slikti šķīstošs, tad tā jonu koncentrācija šķīdumā ir niecīgi maza, un nav jēgas runāt par šāda sāls hidrolīzi.

Sāļu hidrolīzes reakciju vienādojumu sastādīšana

Vāju daudzbāzisku bāzu un/vai skābju sāļu hidrolīze notiek pakāpeniski. Hidrolīzes posmu skaits ir vienāds ar viena sāls jona lielāko lādiņu.
Piemēram:

Tomēr hidrolīze otrajā un it īpaši trešajā posmā ir ļoti vāja, kopš
r1 >> r2 >> r3. Tāpēc, rakstot hidrolīzes vienādojumus, cilvēks parasti aprobežojas ar pirmo soli. Ja pirmajā posmā hidrolīze ir praktiski pabeigta, tad vāju daudzbāzisku bāzu un stipru skābju sāļu hidrolīzes laikā veidojas bāziskie sāļi, savukārt stipru bāzu un vāju daudzbāzisku skābju sāļu hidrolīzes laikā veidojas skābie sāļi.
Sāls hidrolīzes procesā iesaistīto ūdens molekulu skaitu saskaņā ar reakcijas shēmu nosaka katjona valences un tā atomu skaita reizinājums sāls formulā. (autora noteikums).
Piemēram:

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

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

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

Tāpēc, sastādot hidrolīzes vienādojumu, mēs izmantojam sekojošo algoritms(par piemēru Al 2 (SO 4) 3 hidrolīzi):

1. Nosakiet, no kurām vielām veidojas sāls:

2. Mēs pieņemam, kā varētu notikt hidrolīze:

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

3. Tā kā Al (OH) 3 ir vāja bāze un tā Al 3+ katjons saista OH jonus - no ūdens, process patiesībā notiek šādi:

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

4. Salīdzinām šķīdumā atlikušo H + un OH jonu daudzumu un nosaka vides reakciju:

5. Pēc hidrolīzes izveidojās jauns sāls: (Al (OH) 2) 2 SO 4, vai Al 2 (OH) 4 SO 4, - alumīnija dihidroksosulfāts (vai dialumīnija tetrahidroksosulfāts) - galvenais sāls. Daļēji var veidoties arī AlOHSO 4 (alumīnija hidroksosulfāts), taču daudz mazākā daudzumā, un to var atstāt novārtā.

Vēl viens piemērs:

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

3. Tā kā H 2 SiO 3 ir vāja skābe un tās jons saista H + jonus no ūdens, tad faktiskā reakcija notiek šādi:

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

4. H + + 2OH - \u003d H 2 O + OH - sārmaina vide.

5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - nātrija hidrosilikāts - skābes sāls.

Vides skābumu vai sārmainību var viegli noteikt pēc H + vai OH jonu daudzuma, kas paliek šķīdumā, ar nosacījumu, ka veidojas jaunas vielas un eksistē šķīdumā līdzvērtīgās attiecībās un reakcijas laikā netika pievienoti citi reaģenti. Vide var būt skāba vai nedaudz skāba (ja ir maz H + jonu), sārmaina (ja ir daudz OH jonu) vai viegli sārmaina, kā arī neitrāla, ja ir vājas skābes un vājas skābes disociācijas konstantes. bāze ir tuvu un visi šķīdumā palikušie H + un OH joni ir pēc hidrolīzes, tie rekombinējas, veidojot H 2 O.
Mēs jau esam atzīmējuši, ka sāls hidrolīzes pakāpe ir lielāka, jo vājāka ir skābe vai bāze, kas veidoja šo sāli. Tāpēc ir jāpalīdz studentiem ienest anjonu un katjonu sēriju, kas atbilst to sastāvdaļu skābju un bāzu stipruma samazināšanās (pēc A. V. Metelska domām).

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

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

Jo vairāk pa labi šajās rindās atrodas jons, jo lielāka ir tā veidotā sāls hidrolīze, t.i. tā bāze vai skābe ir vājāka nekā tās pa kreisi. Īpaši spēcīga ir sāļu hidrolīze, ko vienlaikus veido vāja bāze un skābe. Bet pat viņiem hidrolīzes pakāpe parasti nepārsniedz 1%. Tomēr dažos gadījumos šādu sāļu hidrolīze notiek īpaši spēcīgi un hidrolīzes pakāpe sasniedz gandrīz 100%. Šādi sāļi ūdens šķīdumos nepastāv, bet tiek uzglabāti tikai sausā veidā. Šķīdības tabulā pret tiem ir domuzīme. Šādu sāļu piemēri ir BaS, Al 2 S 3, Cr 2 (SO 3) 3 un citi (sk. mācību grāmatas šķīdības tabulu).
Šādi sāļi, kuriem ir augsta hidrolīzes pakāpe, tiek pilnībā un neatgriezeniski hidrolizēti, jo to hidrolīzes produkti tiek izņemti no šķīduma slikti šķīstoša, nešķīstoša, gāzveida (gaistoša), vāji disociējošas vielas veidā vai sadalās. ūdeni citās vielās.
Piemēram:

Sāļus, kurus pilnībā sadala ūdens, nevar iegūt ar jonu apmaiņu ūdens šķīdumos, jo jonu apmaiņas vietā aktīvāk norit hidrolīzes reakcija.

Piemēram:

2AlCl3 + 3Na 2S Al 2S 3 + 6NaCl (tas varētu būt arī tā),

2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (tā tas patiesībā ir).

Sāļus, piemēram, Al 2 S 3, iegūst bezūdens vidē, saķepinot komponentus līdzvērtīgos daudzumos vai izmantojot citas metodes:

Daudzi halogenīdi, kā likums, aktīvi reaģē ar ūdeni, veidojot viena elementa hidrīdu un cita hidroksīdu.
Piemēram:

СlF + H–OH HClO + HF,

PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(pēc L. Paulinga domām).

Parasti šāda veida reakcijās, ko sauc arī par hidrolīzi, elektronegatīvāks elements savienojas ar H +, bet mazāk elektronegatīvs - ar OH -. Ir viegli redzēt, ka iepriekš minētās reakcijas notiek saskaņā ar šo noteikumu.
Vāju skābju skābie sāļi arī tiek hidrolizēti. Tomēr šajā gadījumā kopā ar hidrolīzi notiek skābes atlikuma disociācija. Tātad NaHCO 3 šķīdumā H hidrolīze notiek vienlaikus, izraisot OH jonu uzkrāšanos:

H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,

un disociācija, kaut arī neliela:

H+H+.

Tādējādi skābes sāls šķīduma reakcija var būt vai nu sārmaina (ja anjona hidrolīze gūst virsroku pār tā disociāciju), vai skāba (pretējā gadījumā). To nosaka sāls hidrolīzes konstantes attiecība ( Uz hidr) un disociācijas konstantes ( Uz dis) atbilstošās skābes. Aplūkotajā piemērā Uz hidr anjons vairāk Uz dis skābe, tāpēc šī skābā sāls šķīdumam ir sārmaina reakcija (ko izmanto tie, kas cieš no grēmām no paaugstināta kuņģa sulas skābuma, lai gan viņi to dara velti). Ar apgrieztu konstantu attiecību, piemēram, NaHSO 3 hidrolīzes gadījumā, šķīduma reakcija būs skāba.
Bāzes sāls, piemēram, vara(II) hidroksohlorīda, hidrolīze notiek šādi:

Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH) 2 + HCl,

vai jonu formā:

CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + skāba vide.

Hidrolīze plašā nozīmē ir apmaiņas sadalīšanās reakcija starp dažādām vielām un ūdeni (G.P. Homčenko). Šī definīcija aptver visu savienojumu hidrolīzi, gan neorganisko (sāļi, hidrīdi, halogenīdi, halkogēni utt.), gan organisko (esteri, tauki, ogļhidrāti, olbaltumvielas utt.).
Piemēram:

(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.

Minerālu - aluminosilikātu - hidrolīzes rezultātā notiek iežu iznīcināšana. Dažu sāļu – Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 – hidrolīzi izmanto ūdens attīrīšanai un tā cietības samazināšanai.
Strauji augošā hidrolīzes nozare no atkritumiem (koksnes zāģskaidas, kokvilnas sēnalas, saulespuķu sēnalas, salmi, kukurūzas kāti, cukurbiešu atkritumi u.c.) ražo vairākus vērtīgus produktus: etilspirtu, lopbarības raugu, glikozi, sauso ledu, furfurolu, metanolu. , lignīns un daudzas citas vielas.
Hidrolīze notiek cilvēku un dzīvnieku organismā pārtikas (tauku, ogļhidrātu, olbaltumvielu) sagremošanas laikā ūdens vidē fermentu - bioloģisko katalizatoru iedarbībā. Tam ir svarīga loma vairākās vielu ķīmiskās pārvērtībās dabā (Krebsa cikls, trikarbonskābes cikls) un rūpniecībā. Līdz ar to, mūsuprāt, daudz lielāka uzmanība jāpievērš hidrolīzes apguvei skolas ķīmijas kursā.
Zemāk ir piemērs pārsūtīšanas karte, piedāvāja skolēniem konsolidēt materiālu pēc tēmas "Sāļu hidrolīze" apguves 9. klasē.

Algoritms Fe 2 (SO 4) 3 hidrolīzes vienādojuma uzrakstīšanai 1. Nosakiet, kāds sāls veidojas: 2. Mēs pieņemam, kā varētu notikt hidrolīze: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Tā kā Fe (OH) 3 ir vāja bāze, Fe 3+ katjonus saistīs OH anjoni - no ūdens, un hidrolīze faktiski noritēs šādi: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Nosakiet vides reakciju: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + skāba vide. 5. Mēs nosakām jauno sāli pēc šķīdumā atlikušajiem joniem: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - dzelzs (III) dihidroksosulfāts - bāzes sāls. Hidrolīze notiek caur katjonu.

Papildus informācija (kartes aizmugurē) 1. Kurš stiprāks - bāze vai skābe, tas nosaka vidi: skābu vai sārmu. 2. Daudzbāzisko skābju un bāzu disociācija un hidrolīze tiek ņemta vērā tikai pirmajā posmā. Piemēram: Al (OH) 3 \u003d Al + OH -, H 3 RO 4 \u003d H + +. 3. Skābju aktivitāšu sērija (to stiprās puses): 4. Bāzu aktivitāšu sērijas (to stiprās puses): 5. Jo tālāk pa labi savā rindā stāv skābe un bāze, jo tās ir vājākas. 6. Sāls hidrolīzē iesaistīto ūdens molekulu skaitu saskaņā ar reakcijas shēmu nosaka katjona valences reizinājums ar tā atomu skaitu sāls formulā: 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 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O). 7. Hidrolīze notiek gar katjonu, ja bāze ir vāja, un pa anjonu, ja skābe ir vāja.

Šī algoritma pielietošana veicina studentu apzinātu hidrolīzes vienādojumu rakstīšanu un ar pietiekamu apmācību nesagādā nekādas grūtības.

LITERATŪRA

Antošins A.E., Tsapok P.I. Ķīmija. Maskava: Ķīmija, 1998;
Akhmetovs N.S.. Neorganiskā ķīmija. M.: Izglītība, 1990;
Glinka N.L. Vispārējā ķīmija. L.: Ķīmija, 1978;
Eremins V.V., Kuzmenko N.E.Ķīmija. M.: Eksāmens, 1998;
Eremins V.V., Kuzmenko N.E., Popovs V.A.. Ķīmija. Maskava: Bustard, 1997;
Kuzmenko N.E., Čuranovs S.S. Vispārējā un neorganiskā ķīmija. M.: Maskavas Valsts universitātes izdevniecība, 1977;
Meteļskis A.V.Ķīmija. Minska: Baltkrievijas enciklopēdija, 1997;
Paulings L., Paulings P. Ķīmija. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S.Ķīmija. Maskava: Mir, 1967;
Feldmanis F.G., Rudzītis G.E.Ķīmija-9. M.: Apgaismība, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A.Ķīmijas pasniedzējs. Harkova: Folino, 1998;
Khomčenko G.P.. Ķīmija. Maskava: Augstskola, 1998.