Hydrolys är växelverkan mellan ämnen och vatten, som ett resultat av vilket mediet i lösningen förändras.

Katjoner och anjoner av svaga elektrolyter kan interagera med vatten för att bilda stabila lågdissocierande föreningar eller joner, som ett resultat av vilka lösningsmediet förändras. Vattenformler i hydrolysekvationer skrivs vanligtvis som H-OH. När de reagerar med vatten tar katjonerna av svaga baser bort hydroxyljonen från vattnet och ett överskott av H + bildas i lösningen. Lösningen blir sur. Anjoner av svaga syror drar till sig H + från vatten, och mediets reaktion blir alkalisk.

Inom oorganisk kemi har man oftast att göra med hydrolys av salter, d.v.s. med utbytesväxelverkan mellan saltjoner och vattenmolekyler under upplösningsprocessen. Det finns 4 varianter av hydrolys.

1. Salt bildas av en stark bas och en stark syra.

Ett sådant salt utsätts praktiskt taget inte för hydrolys. Samtidigt är jämvikten för vattendissociation i närvaro av saltjoner nästan inte störd, därför är pH = 7, mediet är neutralt.

Na + + H2O Cl- + H2O

2. Om saltet bildas av en katjon av en stark bas och en anjon av en svag syra, sker hydrolys vid anjonen.

Na 2 CO 3 + HOH \(\vänster högerpil\) NaHCO 3 + NaOH

Eftersom OH - joner ansamlas i lösningen är mediet alkaliskt, pH> 7.

3. Om saltet bildas av en katjon av en svag bas och en anjon av en stark syra, fortskrider hydrolysen längs katjonen.

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

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

Eftersom H+-joner ansamlas i lösningen är mediet surt, pH<7.

4. Ett salt bildat av en katjon av en svag bas och en anjon av en svag syra genomgår hydrolys både vid katjonen och vid anjonen.

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

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

Lösningar av sådana salter har antingen en lätt sur eller lätt alkalisk miljö, d.v.s. pH-värdet är nära 7. Mediets reaktion beror på förhållandet mellan syra- och basdissociationskonstanter. Hydrolysen av salter som bildas av mycket svaga syror och baser är praktiskt taget irreversibel. Dessa är huvudsakligen sulfider och karbonater av aluminium, krom och järn.

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

Vid bestämning av mediet för en saltlösning måste man ta hänsyn till att lösningens medium bestäms av den starka komponenten. Om saltet bildas av en syra som är en stark elektrolyt, är lösningens medium surt. Om basen är en stark elektrolyt är den alkalisk.

Exempel. Lösningen har en alkalisk miljö

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

1) Pb (NO 3) 2 bly (II) nitrat. Salt består av en svag bas och stark syra, betyder lösningsmediet sur.

2) Na2CO3-natriumkarbonat. Salt bildades stark bas och en svag syra, sedan lösningsmediet alkalisk.

3) NaCl; 4) NaNO 3-salter bildas av den starka basen NaOH och de starka syrorna HCl och HNO 3 . Lösningens medium är neutralt.

Rätt svar 2) Na2CO3

Ett indikatorpapper doppades i saltlösningarna. I NaCl- och NaNO 3-lösningar ändrade den inte färg, vilket betyder lösningsmediet neutral. I en lösning av Pb (NO 3) 2 blev röd, lösningsmediet sur. I en lösning av Na2CO3 blev lösningsmediet blått alkalisk.

Föreläsning: Salthydrolys. Miljö för vattenlösningar: sur, neutral, alkalisk

Salthydrolys

Vi fortsätter att studera mönstren för kemiska reaktioner. När du studerade ämnet lärde du dig att under elektrolytisk dissociation i en vattenlösning löses partiklarna som är involverade i reaktionen av ämnen i vatten. Detta är hydrolys. Olika oorganiska och organiska ämnen, i synnerhet salter, exponeras för det. Utan att förstå processen för hydrolys av salter kommer du inte att kunna förklara de fenomen som uppstår i levande organismer.

Kärnan i salthydrolys reduceras till utbytesprocessen för interaktion mellan joner (katjoner och anjoner) av saltet med vattenmolekyler. Som ett resultat bildas en svag elektrolyt - en lågdissocierande förening. Ett överskott av fria H+- eller OH-joner uppträder i en vattenlösning. Kom ihåg att dissociationen av vilka elektrolyter som bildar H + joner och vilka OH -. Som du gissade har vi i det första fallet att göra med en syra, vilket betyder att det vattenhaltiga mediet med H+-joner kommer att vara surt. I det andra fallet, alkalisk. I själva vattnet är mediet neutralt, eftersom det dissocierar något i H + och OH - joner med samma koncentration.

Miljöns natur kan bestämmas med hjälp av indikatorer. Fenolftalein upptäcker en alkalisk miljö och färgar lösningen röd. Lakmus blir röd av syra och blå av alkali. Metylorange - orange, i en alkalisk miljö blir den gul, i en sur miljö - rosa. Typen av hydrolys beror på typen av salt.

Salttyper

Så, vilket salt som helst är en interaktion mellan en syra och en bas, som, som du förstår, är starka och svaga. Starka är de vars dissociationsgrad α är nära 100 %. Man bör komma ihåg att svavelsyra (H 2 SO 3) och fosforsyra (H 3 PO 4) ofta kallas medelstarka syror. Vid lösning av hydrolysproblem måste dessa syror klassas som svaga.

Syror:

Stark: HCl; HBr; Hl; HNO3; HClO4; H2SO4. Deras syrarester interagerar inte med vatten.

Svag: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organiska syror. Och deras sura rester interagerar med vatten och tar vätekatjoner H+ från dess molekyler.

Orsaker:

Stark: lösliga metallhydroxider; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Deras metallkatjoner interagerar inte med vatten.

Svag: olösliga metallhydroxider; ammoniumhydroxid (NH4OH). Och metallkatjoner här interagerar med vatten.

Baserat på detta material, övervägsalttyper :

Salter med en stark bas och en stark syra. Till exempel: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Egenskaper: interagerar inte med vatten, vilket innebär att de inte genomgår hydrolys. Lösningar av sådana salter har ett neutralt reaktionsmedium.

Salter med en stark bas och en svag syra. Till exempel: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Egenskaper: syrarester av dessa salter interagerar med vatten, anjonhydrolys sker. Mediet för vattenlösningar är alkaliskt.

Salter med svaga baser och starka syror. Till exempel: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Funktioner: endast metallkatjoner interagerar med vatten, katjonhydrolys inträffar. Onsdagen är sur.

Salter med en svag bas och en svag syra. Till exempel: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Egenskaper: både katjoner och anjoner av syrarester interagerar med vatten, hydrolys sker av katjon och anjon.

Ett exempel på hydrolys vid katjonen och bildandet av en sur miljö:

Hydrolys av järnklorid FeCl 2

FeCl2 + H2O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(molekylekvation)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (full jonisk ekvation)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (förkortad jonisk ekvation)

Ett exempel på anjonhydrolys och bildandet av en alkalisk miljö:

Hydrolys av natriumacetat CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (full jonisk ekvation)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(förkortad jonisk ekvation)

Ett exempel på samhydrolys:

• Hydrolys av aluminiumsulfid Al 2S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

I det här fallet ser vi fullständig hydrolys, som uppstår om saltet bildas av en svag olöslig eller flyktig bas och en svag olöslig eller flyktig syra. I löslighetstabellen finns streck på sådana salter. Om under jonbytesreaktionen bildas ett salt som inte finns i en vattenlösning, är det nödvändigt att skriva reaktionen av detta salt med vatten.

Till exempel:

2FeCl3 + 3Na2CO3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6 NaCl

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

Vi lägger till dessa två ekvationer, sedan det som upprepas i vänster och höger del reducerar vi:

2FeCl3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

Kom ihåg:

En neutraliseringsreaktion är en reaktion mellan en syra och en bas som producerar salt och vatten;

Med rent vatten förstår kemister kemiskt rent vatten som inte innehåller några föroreningar och lösta salter, det vill säga destillerat vatten.

Miljöns surhet

För olika kemiska, industriella och biologiska processer är en mycket viktig egenskap lösningens surhet, vilket kännetecknar innehållet av syror eller alkalier i lösningar. Eftersom syror och alkalier är elektrolyter används halten H + eller OH - joner för att karakterisera surheten i mediet.

I rent vatten och i valfri lösning, tillsammans med partiklar av lösta ämnen, finns det också H + och OH - joner. Detta beror på dissociationen av själva vattnet. Och även om vi anser att vatten är en icke-elektrolyt, kan det ändå dissociera: H 2 O ^ H + + OH -. Men denna process sker i mycket liten utsträckning: i 1 liter vatten sönderdelas endast 1 till joner. 10-7 molekyler.

I sura lösningar, som ett resultat av deras dissociation, uppstår ytterligare H+-joner. I sådana lösningar finns det mycket fler H+-joner än OH-joner som bildas under en lätt dissociation av vatten, därför kallas dessa lösningar sura (Fig. 11.1, vänster). Det är vanligt att säga att i sådana lösningar en sur miljö. Ju fler H+-joner som finns i lösningen, desto högre surhet har mediet.

I alkalilösningar, som ett resultat av dissociation, tvärtom dominerar OH - joner, och H + katjoner är nästan frånvarande på grund av den obetydliga dissociationen av vatten. Miljön för sådana lösningar är alkalisk (Fig. 11.1, höger). Ju högre koncentration av OH - joner, desto mer alkaliskt är lösningsmediet.

I en lösning av bordssalt är antalet H + och OH-joner detsamma och lika med 1. 10 -7 mol i 1 liter lösning. En sådan miljö kallas neutral (Fig. 11.1, mitten). Det betyder faktiskt att lösningen varken innehåller syra eller alkali. En neutral miljö är karakteristisk för lösningar av vissa salter (bildade av alkali och stark syra) och många organiska ämnen. Rent vatten har också en neutral miljö.

Väteindikator

Om vi ​​jämför smaken av kefir och citronsaft, kan vi säkert säga att citronsaft är mycket surare, det vill säga surheten i dessa lösningar är annorlunda. Du vet redan att rent vatten också innehåller H+-joner, men vattnet smakar inte surt. Detta beror på den för låga koncentrationen av H+-joner. Ofta räcker det inte att säga att miljön är sur eller basisk, utan det är nödvändigt att karakterisera den kvantitativt.

Miljöns surhetsgrad karakteriseras kvantitativt av väteindikatorn pH (uttalas "p-ash"), associerad med koncentrationen

vätejoner. pH-värdet motsvarar ett visst innehåll av vätekatjoner i 1 liter lösning. I rent vatten och i neutrala lösningar innehåller 1 liter 1. 10 7 mol H + joner, och pH-värdet är 7. I sura lösningar är koncentrationen av H + katjoner större än i rent vatten och mindre i alkaliska lösningar. I enlighet med detta ändras även pH-värdet: i sur miljö varierar det från 0 till 7 och i alkaliska miljöer från 7 till 14. För första gången föreslog den danske kemisten Peder Sørensen att man skulle använda pH-värdet.

Du kanske har märkt att pH-värdet är relaterat till koncentrationen av H+-joner. Att bestämma pH är direkt relaterat till att beräkna logaritmen för ett tal, som du kommer att studera på mattelektionerna i årskurs 11. Men förhållandet mellan innehållet av joner i en lösning och pH-värdet kan spåras enligt följande schema:

pH-värdet för vattenlösningar av de flesta ämnen och naturliga lösningar ligger i intervallet från 1 till 13 (Fig. 11.2).

Ris. 11.2. pH-värde för olika naturliga och konstgjorda lösningar

Søren Peder Lauritz Sørensen

Dansk fysikalisk kemist och biokemist, ordförande för Royal Danish Society. Utexaminerad från Köpenhamns universitet. Vid 31 blev han professor vid Dansk Polyteknisk Institut. Han ledde det prestigefyllda fysikaliska och kemiska laboratoriet på Carlsberg-bryggeriet i Köpenhamn, där han gjorde sina viktigaste vetenskapliga upptäckter. Hans huvudsakliga vetenskapliga verksamhet ägnas åt teorin om lösningar: han introducerade begreppet väteindex (pH), studerade enzymaktivitetens beroende av lösningarnas surhet. För vetenskapliga framgångar finns Sørensen med på listan över "100 framstående kemister under 1900-talet", men i vetenskapshistorien stannade han främst som en vetenskapsman som introducerade begreppen "pH" och "pH-metri".

Bestämning av mediets surhet

För att bestämma surheten hos en lösning i laboratorier används oftast en universell indikator (Fig. 11.3). Genom sin färg kan man bestämma inte bara närvaron av syra eller alkali, utan också lösningens pH-värde med en noggrannhet på 0,5. För en mer exakt mätning av pH finns det speciella anordningar - pH-mätare (Fig. 11.4). De låter dig bestämma lösningens pH med en noggrannhet på 0,001-0,01.

Med hjälp av indikatorer eller pH-mätare kan du övervaka utvecklingen av kemiska reaktioner. Till exempel, om saltsyra tillsätts till en lösning av natriumhydroxid, kommer en neutraliseringsreaktion att inträffa:

Ris. 11.3. En universell indikator bestämmer det ungefärliga pH-värdet

Ris. 11.4. För att mäta pH i lösningar används speciella enheter - pH-mätare: a - laboratorium (stationär); b - bärbar

I detta fall är lösningarna av reaktanterna och reaktionsprodukterna färglösa. Om emellertid elektroden på en pH-mätare placeras i den initiala alkalilösningen, kan den fullständiga neutraliseringen av alkalin med syra bedömas av pH-värdet för den resulterande lösningen.

Användningen av pH-indikatorn

Att bestämma surhetsgraden i lösningar är av stor praktisk betydelse inom många områden av vetenskap, industri och andra områden av mänskligt liv.

Miljövänner mäter regelbundet pH i regnvatten, floder och sjöar. En kraftig ökning av surhetsgraden i naturliga vatten kan vara resultatet av luftföroreningar eller inträngning av avfall från industriföretag i vattendrag (Fig. 11.5). Sådana förändringar innebär att växter, fiskar och andra invånare i vattendrag dör.

Väteindexet är mycket viktigt för att studera och observera de processer som sker i levande organismer, eftersom många kemiska reaktioner äger rum i celler. I klinisk diagnostik bestäms pH i blodplasma, urin, magsaft etc. (Fig. 11.6). Normalt pH i blodet är mellan 7,35 och 7,45. Även en liten förändring av pH i mänskligt blod orsakar allvarlig sjukdom, och vid pH = 7,1 och lägre börjar irreversibla förändringar som kan leda till döden.

För de flesta växter är markens surhet viktig, så agronomer analyserar jordar i förväg och bestämmer deras pH (fig. 11.7). Om surheten är för hög för en viss gröda kalkas jorden - krita eller kalk tillsätts.

Inom livsmedelsindustrin genomförs, med hjälp av syra-basindikatorer, livsmedelskvalitetskontroll (Fig. 11.8). Till exempel är det normala pH-värdet för mjölk 6,8. En avvikelse från detta värde indikerar antingen närvaron av föroreningar eller dess försurning.

Ris. 11.5. Inverkan av pH-nivån i vatten i reservoarer på den vitala aktiviteten hos växter i dem

pH-värdet på kosmetiska produkter som vi använder i vardagen är viktigt. Det genomsnittliga pH-värdet för mänsklig hud är 5,5. Om huden kommer i kontakt med produkter vars surhet avsevärt skiljer sig från detta värde, leder detta till för tidigt åldrande av huden, dess skada eller inflammation. Det märktes att tvätterskor som använde vanlig tvättsåpa (pH = 8-10) eller tvättläsk (Na 2 CO 3 , pH = 12-13) för att tvätta under lång tid, huden på händerna blev mycket torr och sprucken. Därför är det mycket viktigt att använda olika kosmetiska produkter (geler, krämer, schampon etc.) med ett pH som ligger nära hudens naturliga pH.

LABORATORIEEXPERIMENT Nr 1-3

Utrustning: stativ med provrör, pipett.

Reagenser: vatten, saltsyra, NaCl, NaOH-lösningar, bordsvinäger, universalindikator (lösning eller indikatorpapper), mat och kosmetiska produkter (t.ex. citron, schampo, tandkräm, tvättpulver, kolsyrade drycker, juicer, etc.) .).

Säkerhets regler:

För experiment, använd små mängder reagens;

Var försiktig så att du inte får reagens på huden, i ögonen; vid kontakt med ett frätande ämne, tvätta bort det med mycket vatten.

Bestämning av vätejoner och hydroxidjoner i lösningar. Fastställande av det ungefärliga pH-värdet för vatten, alkaliska och sura lösningar

1. Häll 1-2 ml i fem provrör: i provrör nr 1 - vatten, nr 2 - perklorsyra, nr 3 - natriumkloridlösning, nr 4 - natriumhydroxidlösning och nr 5 - bordsvinäger .

2. Tillsätt 2-3 droppar universell indikatorlösning till varje rör, eller utelämna indikatorpapper. Bestäm pH för lösningar genom att jämföra färgen på indikatorn mot en referensskala. Dra slutsatser om förekomsten av vätekatjoner eller hydroxidjoner i varje provrör. Skriv dissociationsekvationerna för dessa föreningar.

pH-testning av livsmedel och kosmetiska produkter

Testa prover av livsmedel och kosmetiska produkter med en universell indikator. För att studera torra ämnen, till exempel tvättpulver, måste de lösas i en liten mängd vatten (1 spatel torrsubstans per 0,5-1 ml vatten). Bestäm pH på lösningarna. Dra slutsatser om surheten i miljön i var och en av de studerade produkterna.

Nyckelidé

testfrågor

130. Närvaron av vilka joner i en lösning avgör dess surhet?

131. Vilka joner finns i överskott i sura lösningar? i alkaliskt?

132. Vilken indikator beskriver kvantitativt lösningarnas surhet?

133. Vad är pH-värdet och innehållet av H+-joner i lösningar: a) neutrala; b) lätt sur; c) lätt alkalisk; d) starkt sur; e) starkt alkalisk?

Uppgifter för att bemästra materialet

134. En vattenlösning av något ämne har en alkalisk miljö. Vilka joner är fler i denna lösning: H + eller OH -?

135. Två provrör innehåller lösningar av nitratsyra och kaliumnitrat. Vilka indikatorer kan användas för att avgöra vilket rör som innehåller en saltlösning?

136. Tre provrör innehåller lösningar av bariumhydroxid, nitratsyra och kalciumnitrat. Hur känner man igen dessa lösningar med ett reagens?

137. Från listan ovan, skriv separat formlerna för ämnen vars lösningar har en miljö: a) sura; b) alkalisk; c) neutral. NaCl, HCl, NaOH, HNO3, H3PO4, H2SO4, Ba(OH)2, H2S, KNO3.

138. Regnvatten har pH = 5,6. Vad betyder det här? Vilket ämne som finns i luften, när det löses i vatten, bestämmer en sådan surhet i miljön?

139. Vilket medium (surt eller alkaliskt): a) i en schampolösning (pH = 5,5);

b) i blodet hos en frisk person (pH = 7,4); c) i human magsaft (рН = 1,5); d) i saliv (pH = 7,0)?

140. Sammansättningen av kol som används i värmekraftverk innehåller kväve- och svavelföreningar. Utsläpp av kolförbränningsprodukter till atmosfären leder till bildandet av så kallat surt regn, innehållande små mängder nitrat- eller sulfitsyror. Vilka pH-värden är typiska för sådant regnvatten: mer än 7 eller mindre än 7?

141. Beror pH i en stark syralösning på dess koncentration? Motivera svaret.

142. En lösning av fenolftalein sattes till en lösning innehållande 1 mol kaliumhydroxid. Kommer färgen på denna lösning att förändras om kloridsyra tillsätts med mängden av ämnet: a) 0,5 mol; b) 1 mol;

c) 1,5 mol?

143. I tre provrör utan inskriptioner finns färglösa lösningar av natriumsulfat, natriumhydroxid och sulfatsyra. För alla lösningar mättes pH-värdet: i det första röret - 2,3, i det andra - 12,6, i det tredje - 6,9. Vilket rör innehåller vilket ämne?

144. En student köpte destillerat vatten på ett apotek. pH-mätaren visade att pH-värdet för detta vatten är 6,0. Eleven kokade sedan detta vatten länge, fyllde behållaren till toppen med varmt vatten och stängde locket. När vattnet svalnat till rumstemperatur visade pH-mätaren 7,0. Därefter förde eleven luft genom vattnet med ett rör, och pH-mätaren visade återigen 6,0. Hur kan resultaten av dessa pH-mätningar förklaras?

145. Varför tror du att två flaskor vinäger från samma tillverkare kan innehålla lösningar med lite olika pH-värden?

Detta är läroboksmaterial.

Reaktionen av en lösning av ämnen i ett lösningsmedel kan vara av tre typer: neutral, sur och alkalisk. Reaktionen beror på koncentrationen av vätejoner H + i lösning.

Rent vatten dissocierar i mycket liten utsträckning till H+-joner och hydroxyljoner OH-.

PH värde

pH är ett bekvämt och vanligt sätt att uttrycka koncentrationen av vätejoner. För rent vatten är H +-koncentrationen lika med OH --koncentrationen, och produkten av H +- och OH --koncentrationerna, uttryckt i gramjoner per liter, är ett konstant värde lika med 1,10 -14

Från denna produkt kan du beräkna koncentrationen av vätejoner: =√1,10 -14 =10 -7 /g-jon/l/.

Detta jämvikts /"neutrala"/ tillstånd betecknas vanligtvis med pH 7/p - den negativa logaritmen för koncentrationen, H - vätejoner, 7 - exponenten med motsatt tecken/.

En lösning med ett pH högre än 7 är alkalisk, den innehåller färre H +-joner än OH - ; en lösning med ett pH lägre än 7 är sur, det finns fler H + joner i den än OH - .

Vätskor som används i praktiken har en koncentration av vätejoner som vanligtvis varierar inom pH-området från 0 till 1

Indikatorer

Indikatorer är ämnen som ändrar färg beroende på koncentrationen av vätejoner i en lösning. Med hjälp av indikatorer bestämmer reaktionen av miljön. De mest kända indikatorerna är brombensen, bromtymol, fenolftalein, metylorange, etc. Var och en av indikatorerna fungerar inom vissa pH-intervall. Till exempel ändras bromtymol från gult vid pH 6,2 till blått vid pH 7,6; neutral röd indikator - från röd vid pH 6,8 till gul vid pH 8; brombensen - från gul jari pH 4,0 till blå vid pH 5,6; fenolftalein - från färglöst vid pH 8,2 till lila vid pH 10,0, etc.

Ingen av indikatorerna fungerar genom hela pH-skalan från 0 till 14. I restaureringspraxis är det dock inte nödvändigt att fastställa höga koncentrationer av syror eller alkalier. Oftast finns det avvikelser på 1 - 1,5 pH-enheter från neutral i båda riktningarna.

För att bestämma omgivningens reaktion i restaureringspraktiken används en blandning av olika indikatorer, valda på ett sådant sätt att det markerar de minsta avvikelserna från neutralitet. Denna blandning kallas en "universell indikator".

Den universella indikatorn är en klar orange vätska. Med en liten förändring i mediet mot alkalinitet får indikatorlösningen en grönaktig nyans, med en ökning av alkaliniteten - blå. Ju högre alkalinitet testvätskan har, desto mer intensiv blir den blå färgen.

Med en liten förändring i miljön mot surhet blir lösningen av den universella indikatorn rosa, med en ökning av surheten - röd /karmin eller fläckig nyans/.

Förändringar i miljöns reaktion i målningarna uppstår som ett resultat av deras skada av mögel; ofta sker förändringar i områden där etiketter klistras med alkaliskt lim /kasein, kontor etc./.

För analys behöver du, förutom den universella indikatorn, destillerat vatten, rent vitt filterpapper och en glasstav.

Analysframsteg

En droppe destillerat vatten appliceras på filterpapperet och får dra. En andra droppe appliceras bredvid denna droppe och appliceras på testområdet. För bättre kontakt gnuggas papperet med den andra droppen ovanpå med en glashylla. Sedan appliceras en droppe universell indikator på filterpapperet i områdena med vattendroppar. Den första vattendroppen fungerar som en kontroll, med vars färg droppen indränkt i lösningen från testområdet jämförs. Avvikelsen i färg med kontrolldroppen indikerar en förändring - en avvikelse mellan mediet från neutralt.

NEUTRALISERING AV ALKALISKA MILJÖN

Det behandlade området fuktas med en 2% vattenlösning av ättiksyra eller citronsyra. För att göra detta, linda en liten mängd bomullsull runt pincetten, fukta den i en sur lösning, vrid ur den och applicera den på det angivna området.

reaktion se till att kolla universell indikator!

Processen fortsätter tills hela området är helt neutraliserat.

Efter en vecka, kontrollera miljön bör upprepas.

SYRA NEUTRALISERING

Området som ska behandlas fuktas med en 2% vattenlösning av ammoniumhydroxid /ammoniak/. Proceduren för att utföra neutralisering är densamma som i fallet med ett alkaliskt medium.

Mediekontrollen bör upprepas efter en vecka.

VARNING: Neutraliseringsprocessen kräver stor försiktighet, eftersom överbehandling kan leda till översurning eller överalkalisering av det behandlade området. Dessutom kan vatten i lösningar orsaka krympning av duken.

Salthydrolys

Ämnet "Hydrolys av salter" är ett av de svåraste för elever i 9:e klass som studerar oorganisk kemi. Och det verkar som att dess svårighet inte ligger i den faktiska komplexiteten hos materialet som studeras, utan i hur det presenteras i läroböcker. Så, F.G. Feldman och G.E. Rudzitis från motsvarande stycke har mycket lite som kan förstås. I läroböckerna till L.S. Guzey och N.S. Akhmetov är detta ämne generellt undantaget, även om Akhmetovs lärobok är avsedd för elever i årskurs 8–9 med en fördjupad studie av kemi.
Med hjälp av dessa författares läroböcker är det osannolikt att studenten väl kan förstå teorin om lösningar, essensen av den elektrolytiska dissociationen av ämnen i ett vattenhaltigt medium, korrelera jonbytesreaktioner med hydrolysreaktioner av salter som bildas av syror och baser av olika styrkor. Dessutom finns det i slutet av varje lärobok en löslighetstabell, men ingenstans förklaras varför det finns streck i dess individuella celler, och i läroböckernas texter möter eleverna formlerna för dessa salter.
I en kort föreläsning för lärare (särskilt för nybörjare, det är särskilt svårt för dem att svara på frågor som dyker upp hos barn), kommer vi att försöka fylla denna lucka och på vårt eget sätt belysa problemet med att sammanställa ekvationer för hydrolysreaktioner och bestämning av det resulterande mediets natur.

Hydrolys är processen för nedbrytning av ämnen med vatten (ordet "hydrolys" talar själv om detta: grekiska - vatten och - nedbrytning). Olika författare, som ger en definition av detta fenomen, påpekar det detta bildar ett surt eller surt salt, bas eller basiskt salt(N.E. Kuzmenko); när saltjoner reagerar med vatten bildas en svag elektrolyt(A.E. Antoshin); som ett resultat av växelverkan mellan saltjoner och vatten, förskjuts balansen av elektrolytisk dissociation av vatten(A.A. Makarenya); beståndsdelarna i det lösta ämnet kombineras med beståndsdelarna i vattnet(N.L. Glinka), etc.
Varje författare, som ger en definition av hydrolys, noterar den viktigaste, enligt hans åsikt, sidan av denna komplexa, mångfacetterade process. Och var och en av dem har rätt på sitt sätt. Det verkar som att det är upp till läraren vilken definition man ska ge företräde – vad som ligger honom närmare i hans sätt att tänka.
Så hydrolys är nedbrytning av ämnen med vatten. Det orsakas av den elektrolytiska dissociationen av salt och vatten till joner och interaktionen mellan dem. Vatten dissocierar något till H + och OH - joner (1 molekyl av 550 000), och under hydrolys kan en eller båda av dessa joner binda till joner som bildas under dissociationen av saltet till en lågdissocierande, flyktig eller vattenolöslig substans .
Salter bildade av starka baser (NaOH, KOH, Ba (OH) 2) och starka syror (H 2 SO 4,
HCl, HNO 3), inte genomgår hydrolys, eftersom katjonerna och anjonerna som bildar dem är inte kapabla att binda H + och OH - joner i lösningar (orsaken är hög dissociation).
När saltet bildas av en svag bas eller en svag syra, eller båda "föräldrarna" är svaga, genomgår saltet i vattenlösning hydrolys. I detta fall beror mediets reaktion på syrans och basens relativa styrka. Med andra ord kan vattenlösningar av sådana salter vara neutrala, sura eller alkaliska, beroende på dissociationskonstanterna för de nya bildade ämnena.
Så under dissocieringen av ammoniumacetat CH 3 COONH 4 kommer reaktionen av lösningen att vara något alkalisk, eftersom dissociationskonstant NH 4 OH ( k dis \u003d 6,3 10 -5) är större än dissociationskonstanten för CH 3 COOH
(k dis = 1,75 10-5). I ett annat salt av ättiksyra - aluminiumacetat (CH 3 COO) 3 Al - kommer reaktionen av lösningen att vara något sur, eftersom. k dis (CH3COOH) = 1,75 10-5 mer k dis (Al (OH) 3) \u003d 1,2 10 -6.
Hydrolysreaktioner är i vissa fall reversibla, medan de i andra går till slut. Kvantitativt kännetecknas hydrolys av ett dimensionslöst värde r, som kallas graden av hydrolys och visar vilken del av det totala antalet saltmolekyler i lösning som genomgår hydrolys:

G = n/N 100%,

var när antalet hydrolyserade molekyler, När det totala antalet molekyler i en given lösning. Till exempel, om g \u003d 0,1% betyder det att av 1000 saltmolekyler, bara en sönderdelas med vatten:

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

Graden av hydrolys beror på temperaturen, koncentrationen av lösningen och beskaffenheten av det lösta ämnet. Så om vi betraktar hydrolysen av ett salt av CH 3 COONa, kommer graden av dess hydrolys för lösningar med olika koncentrationer att vara följande: för en 1M lösning - 0,003%, för 0,1M - 0,01%, för
0,01M - 0,03%, för 0,001M - 0,1% (data hämtade från G. Remys bok). Dessa värden överensstämmer med Le Chateliers princip.
En ökning av temperaturen ökar den kinetiska energin hos molekyler, deras nedbrytning till katjoner och anjoner och interaktion med vattenjoner (H + och OH -) - en elektrolyt som är svag vid rumstemperatur.
Med tanke på reaktanternas natur kan en syra tillsättas till saltlösningen för att binda OH-joner och en alkali kan tillsättas för att binda H+-joner. Du kan också lägga till andra salter som hydrolyserar vid motsatt jon. I detta fall förbättras hydrolysen av båda salterna ömsesidigt.
Hydrolysen kan försvagas (om nödvändigt) genom att sänka temperaturen, öka koncentrationen av lösningen, införa en av hydrolysprodukterna i den: syror, om H+-joner ackumuleras under hydrolys, eller alkalier, om OH-joner ackumuleras.
Alla neutralisationsreaktioner är exoterma, medan hydrolysreaktioner är endotermiska. Därför minskar utbytet av den förra med ökande temperatur, medan utbytet av den senare ökar.
Jonerna H + och OH - kan inte existera i lösning i signifikanta koncentrationer - de kombineras till vattenmolekyler, vilket förskjuter jämvikten åt höger.
Nedbrytningen av salt med vatten förklaras av bindningen av katjoner och / eller anjoner av det dissocierade saltet till molekyler av en svag elektrolyt av vattenjoner (H + och / eller OH -), som alltid är närvarande i lösning. Bildandet av en svag elektrolyt, fällning, gas eller fullständig sönderdelning av ett nytt ämne är ekvivalent med avlägsnandet av saltjoner från lösningen, vilket, i enlighet med Le Chatelier-principen (verkan är lika med reaktion), förskjuter jämvikten av saltdissociation till höger och leder därför till fullständig nedbrytning av saltet. Därför visas streck i löslighetstabellen mot ett antal föreningar.
Om svaga elektrolytmolekyler bildas på grund av saltkatjoner, så säger de att hydrolysen fortskrider längs katjonen och mediet kommer att vara surt, och om det beror på saltanjoner, så säger de att hydrolysen fortsätter längs anjonen och mediet kommer att vara alkaliskt. . Med andra ord, den som är starkare - syra eller bas - bestämmer miljön.
Endast lösliga salter av svaga syror och/eller baser genomgår hydrolys. Faktum är att om saltet är dåligt lösligt, är koncentrationerna av dess joner i lösningen försumbara och det är meningslöst att prata om hydrolysen av ett sådant salt.

Att göra upp ekvationer för reaktionerna vid hydrolys av salter

Hydrolys av salter av svaga flerbasiska baser och/eller syror sker i steg. Antalet hydrolyssteg är lika med den största laddningen av en av saltjonerna.
Till exempel:

Hydrolysen i det andra steget och särskilt i det tredje är emellertid mycket svag, eftersom
r1 >> r2 >> r3. Därför, när man skriver hydrolysekvationer, begränsar man sig vanligtvis till det första steget. Om hydrolysen praktiskt taget är avslutad i det första steget, bildas basiska salter under hydrolysen av salter av svaga flerbasiska baser och starka syror, och under hydrolysen av salter av starka baser och svaga flerbasiska syror bildas sura salter.
Antalet vattenmolekyler som är involverade i salthydrolysprocessen enligt reaktionsschemat bestäms av produkten av katjonvalensen och antalet dess atomer i saltformeln (författarens regel).
Till exempel:

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

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

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

När vi sammanställer hydrolysekvationen använder vi därför följande algoritm(om exemplet med hydrolys av Al 2 (SO 4) 3):

1. Bestäm vilka ämnen salt bildas av:

2. Vi antar hur hydrolys kan gå till:

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

3. Eftersom Al (OH) 3 är en svag bas och dess Al 3+ katjon binder OH-joner - från vatten går processen faktiskt till så här:

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

4. Vi jämför mängden H + och OH-joner som finns kvar i lösningen och bestämmer mediets reaktion:

5. Efter hydrolys bildades ett nytt salt: (Al (OH) 2) 2 SO 4, eller Al 2 (OH) 4 SO 4, - aluminiumdihydroxosulfat (eller dialuminiumtetrahydroxosulfat) - huvudsaltet. Delvis kan AlOHSO 4 (aluminiumhydroxosulfat) också bildas, men i mycket mindre mängd, och det kan försummas.

Ett annat exempel:

2. Na2SiO3 + 2H2O \u003d 2Na + + + 2H + + 2OH -.

3. Eftersom H 2 SiO 3 är en svag syra och dess jon binder H + joner från vatten, går den faktiska reaktionen så här:

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

4. H + + 2OH - \u003d H2O + OH - alkaliskt medium.

5. Na + + H \u003d NаНSiO 3 - natriumhydrosilikat - syrasalt.

Mediets surhet eller alkalinitet kan lätt bestämmas av mängden H+- eller OH-joner som finns kvar i lösningen, förutsatt att nya substanser bildades och existerar i lösningen i ekvivalenta förhållanden och inga andra reagenser tillsattes under reaktionen. Mediet kan vara surt eller svagt surt (om det finns få H+-joner), alkaliskt (om det finns många OH-joner) eller lätt alkaliskt, och även neutralt om värdena för dissociationskonstanterna för en svag syra och en svag basen är nära och alla H+- och OH-joner som finns kvar i lösningen är efter hydrolys, de rekombinerade för att bilda H 2 O.
Vi har redan noterat att graden av salthydrolys är ju större, desto svagare är syran eller basen som bildade detta salt. Därför är det nödvändigt att hjälpa eleverna att ta med sig serien av anjoner och katjoner som motsvarar en minskning av styrkan hos syror och baser i deras beståndsdelar (enligt A.V. Metelsky).

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

Katjoner: Cd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu2+ > Pb2+ > Zn2+ > Al2+ > Cr2+ > Fe2+.

Ju mer till höger i dessa rader jonen befinner sig, desto större hydrolys av saltet som bildas av den, d.v.s. dess bas eller syra är svagare än de till vänster. Speciellt stark är hydrolysen av salter som bildas samtidigt av en svag bas och en syra. Men även för dem överstiger hydrolysgraden vanligtvis inte 1%. Icke desto mindre fortskrider hydrolysen av sådana salter i vissa fall särskilt kraftigt och hydrolysgraden når nästan 100 %. Sådana salter finns inte i vattenlösningar utan lagras endast i torr form. I löslighetstabellen finns ett streck mot dem. Exempel på sådana salter är BaS, Al 2 S 3 , Cr 2 (SO 3) 3 och andra (se lärobokens löslighetstabell).
Sådana salter, som har en hög grad av hydrolys, hydrolyseras fullständigt och irreversibelt, eftersom produkterna från deras hydrolys avlägsnas från lösningen i form av en svårlöslig, olöslig, gasformig (flyktig), lågdissocierande substans eller sönderdelas av vatten till andra ämnen.
Till exempel:

Salter som helt sönderdelas av vatten kan inte erhållas genom jonbyte i vattenlösningar, eftersom istället för jonbyte fortskrider hydrolysreaktionen mer aktivt.

Till exempel:

2AlCl 3 + 3Na 2 S Al 2 S 3 + 6 NaCl (det kan vara så),

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl (så är det faktiskt).

Salter som Al 2 S 3 erhålls i vattenfria miljöer genom att sintra komponenterna i ekvivalenta mängder eller genom andra metoder:

Många halogenider reagerar som regel aktivt med vatten och bildar en hydrid av ett element och en hydroxid av ett annat.
Till exempel:

СlF + H–OH HClO + HF,

PCl3 + 3H–OH P(OH)3 + 3HCl
(enligt L. Pauling).

Som regel, i denna typ av reaktioner, även kallade hydrolys, kombineras det mer elektronegativa elementet med H + och det mindre elektronegativt - med OH -. Det är lätt att se att ovanstående reaktioner fortskrider i enlighet med denna regel.
Sura salter av svaga syror genomgår också hydrolys. Men i detta fall, tillsammans med hydrolys, sker dissociation av syraresten. Så i en NaHCO 3-lösning sker hydrolys av H samtidigt, vilket leder till ackumulering av OH - joner:

H + H–OH H 2 CO 3 + OH -,

och dissociation, om än liten:

H+H+.

Således kan reaktionen av en sur saltlösning vara antingen alkalisk (om hydrolysen av anjonen råder över dess dissociation) eller sur (i motsatt fall). Detta bestäms av förhållandet mellan salthydrolyskonstanten ( Till hydr) och dissociationskonstanter ( Till dis) av motsvarande syra. I det övervägda exemplet Till hydr anjon mer Till dis syra, så lösningen av detta sura salt har en alkalisk reaktion (som används av dem som lider av halsbränna från hög surhet i magsaft, även om de gör det förgäves). Med det omvända förhållandet mellan konstanterna, till exempel i fallet med hydrolys av NaHS03, kommer lösningens reaktion att vara sur.
Hydrolysen av ett basiskt salt, såsom koppar(II)hydroxoklorid, fortskrider enligt följande:

Cu(OH)Cl + H–OH Cu(OH)2 + HCl,

eller i jonform:

CuOH + + Cl - + H + + OH - Cu (OH) 2 + Cl - + H + surt medium.

Hydrolys i vid mening är reaktionen av utbytesnedbrytning mellan olika ämnen och vatten (G.P. Khomchenko). Denna definition omfattar hydrolys av alla föreningar, både oorganiska (salter, hydrider, halogenider, kalkogener, etc.) och organiska (estrar, fetter, kolhydrater, proteiner etc.).
Till exempel:

(C6H10O5) n + n H–OH n C6H12O6,

CaC2 + 2H–OH Ca(OH)2 + C2H2,

Cl2 + H–OH HCl + HClO,

PI3 + 3H–OH H3PO3 + 3HI.

Som ett resultat av hydrolysen av mineraler - aluminosilikater - sker förstörelsen av stenar. Hydrolys av vissa salter - Na 2 CO 3, Na 3 PO 4 - används för att rena vatten och minska dess hårdhet.
Den snabbt växande hydrolysindustrin producerar ett antal värdefulla produkter från avfall (träsågspån, bomullsskal, solrosskal, halm, majsstjälkar, sockerbetsavfall etc.): etylalkohol, foderjäst, glukos, torris, furfural, metanol , lignin och många andra ämnen.
Hydrolys sker i kroppen hos människor och djur under matsmältningen av mat (fetter, kolhydrater, proteiner) i en vattenmiljö under inverkan av enzymer - biologiska katalysatorer. Det spelar en viktig roll i ett antal kemiska omvandlingar av ämnen i naturen (Krebs-cykeln, trikarboxylsyracykeln) och industrin. Därför tycker vi att mycket mer uppmärksamhet bör ägnas åt studiet av hydrolys i skolkemikursen.
Nedan följer ett exempel överföringskort, erbjöd eleverna att konsolidera materialet efter att ha studerat ämnet "Hydrolys av salter" i 9:e klass.

Algoritm för att skriva Fe 2 (SO 4) 3-hydrolysekvationen 1. Bestäm vilket salt som bildas av: 2. Vi antar hur hydrolys kan gå till: Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O \u003d 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH -. 3. Eftersom Fe (OH) 3 är en svag bas kommer Fe 3+-katjonerna att bindas av OH-anjoner - från vatten och hydrolysen kommer faktiskt att fortgå enligt följande: 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Bestäm omgivningens reaktion: 6H + + 2OH - \u003d 2H 2 O + 4H + sur miljö. 5. Vi bestämmer det nya saltet av jonerna som finns kvar i lösningen: 2Fe (OH) 2+ + = 2 SO 4 - järn (III) dihydroxosulfat - basiskt salt. Hydrolysen fortsätter genom katjonen.

ytterligare information (på baksidan av kortet) 1. Den som är starkare - en bas eller en syra, bestämmer miljön: sur eller alkalisk. 2. Dissociation och hydrolys av flerbasiska syror och baser beaktas endast i det första steget. Till exempel: Al (OH) 3 \u003d Al + OH -, H 3 RO 4 \u003d H + +. 3. Aktivitetsserien av syror (deras styrkor): 4. Aktivitetsserien för baserna (deras styrkor): 5. Ju längre till höger en syra och en bas står i sin rad, desto svagare är de. 6. Antalet vattenmolekyler som är involverade i hydrolysen av saltet enligt reaktionsschemat bestäms av produkten av katjonvalensen och antalet dess atomer i saltformeln: Na 2 SO 3 2Na + 1 2 \u003d 2 (H 2 O), ZnCl 2 1 Zn 2+ 2 1 \u003d 2 (H 2 O), Al2(SO4)32Al3+32 = 6 (H2O). 7. Hydrolysen fortsätter längs katjonen om basen är svag och längs anjonen om syran är svag.

Tillämpningen av denna algoritm bidrar till att eleverna medvetet skriver hydrolysekvationer och med tillräcklig träning orsakar det inga svårigheter.

LITTERATUR

Antoshin A.E., Tsapok P.I. Kemi. Moskva: Kemi, 1998;
Akhmetov N.S.. Oorganisk kemi. M.: Utbildning, 1990;
Glinka N.L. Allmän kemi. L.: Chemistry, 1978;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E. Kemi. M.: Examen, 1998;
Eremin V.V., Kuzmenko N.E., Popov V.A.. Kemi. Moskva: Bustard, 1997;
Kuzmenko N.E., Churanov S.S. Allmän och oorganisk kemi. M.: Moscow State Universitys förlag, 1977;
Metelsky A.V. Kemi. Minsk: Belarusian Encyclopedia, 1997;
Pauling L., Pauling P. Kemi. M.: Mir, 1998;
Pimentel D.S. Kemi. Moskva: Mir, 1967;
Feldman F.G., Rudzitis G.E. Kemi-9. M.: Enlightenment, 1997;
Kholin Yu.V., Sleta L.A. Kemi handledare. Kharkov: Folino, 1998;
Khomchenko G.P.. Kemi. Moskva: Högre skola, 1998.