Соли имеющие кислую среду. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная. Гидролиз по катиону

Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).

Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.

Задачи урока:

1. Образовательные. Закрепить следующие понятия индикаторы, реакция среды (типы) , pH, фильтрат, фильтрование на основе выполнения заданий практической работы. Проверить знания учащихся, которые отражают зависимость “ раствор вещества (формула) – значение pH (числовое значение) – реакция среды”. Рассказать учащимся о способах снижения кислотности почв Архангельской области.
2. Развивающие. Способствовать развитию логического мышления учащихся на основании анализа результатов, полученные в ходе практической работы, их обобщения, а также умения делать вывод. Подтвердить правило: практика доказывает теорию или опровергает ее. Продолжить формирование эстетических качеств личность учащихся на основе разнообразного спектра представленных растворов, а также поддержать интерес ребят к изучаемому предмету “Химия”.
3. Воспитывающие. Продолжить формировать умения учащихся выполнять задания практической работы, придерживаясь, правил по охране труда и технике безопасности, в том числе правильно выполнять процессы фильтрования, нагревания.

Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.

Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.

Ход урока

Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.

Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?

• нейтральная, щелочная и кислотная.

Что такое индикаторы?

• вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.

Какие индикаторы вам известны?

• в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.

• сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага

Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?

• влажным и сухим.

Что такое pH среды?

• водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg )

Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?

• Датский химик Сёренсен.

Молодцы!!! Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .

Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.

Вспомним правила при работе с кислотами и щелочами!

Выполните опыт из задания №1.

Сделайте вывод. Таким образом, если раствор имеет pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная.

Задание №2.Получите почвенный раствор и определите его pH при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.21-с.22, выполните задание по плану, результаты занесите в таблицу.

Вспомним правилами безопасности при работе с нагревательными приборами (спиртовкой).

Что такое фильтрование?

• процесс разделение смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала – фильтрата по отношению к составляющим смесь частицам.

Что такое фильтрат?

• это прозрачный раствор, получаемый после фильтрования.

Результаты оформите в виде таблицы.

Какая реакция среды почвенного раствора?

• Кислая

Что необходимо сделать, чтобы повысить качество почвы в нашем регионе?

• CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Внесение удобрений, которые имеют щелочную реакцию среды: молотый известняк и других карбонатных минералов: мела, доломита. В Пинежском районе Архангельской области есть залежи такого минерала, как известняк, вблизи карстовых пещер, поэтому он доступен.

Сделайте вывод. Реакция среды полученного почвенного раствора pH=4,слабокислая, следовательно, для повышения качества почвы необходимо известкование.

Задание №3. Определите pH некоторых растворов и соков при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.22, выполните задание по алгоритму, результаты занесите в таблицу.

Источник сока		Источник сока
Картофель		Силикатный клей
Капуста свежая		Столовый уксус
Капуста квашеная		Раствор питьевой соды
		Апельсин
		Свекла свежая
		Свекла вареная

Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).

pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).

pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).

Задание №4. Изучите растительные индикаторы.

Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?

• ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
• вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.

Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.

Результаты оформите в таблицу.

Растительный материал (природные индикаторы)	Цвет раствора природного индикатора
	Кислотная среда	Естественный цвет раствора (нейтральная среда)	Щелочная среда
Клюква (сок)			фиолетовый
Клубника (сок)	оранжевый	персиково – розовый
Черника (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый
Черная смородина (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый

Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.

Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.

По окончании работы приведите в порядок рабочее место.

Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?

Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.

Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.

pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .

pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).

pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).

Оценка за работу_______________

Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакция зависит от концентрации водородных ионов H + в растворе.

Чистая вода диссоциирует в очень незначительной степени на ионы H + и ионы гидрооксила OH - .

Водородный показатель pH

Водородный показатель является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н + равна концентрации ОН - , а произведение концентраций H + и ОН - , выраженных в грамм-йонах на литр, -величина постоянная, равная 1.10 -14

Из этого произведения можно вычислить концентрацию водородных ионов: =√1.10 -14 =10 -7 /г-ион/л/.

Это равновесное /"нейтральное"/ состояние принято обозначать рН 7/p - отрицательный логарифм концентрации, Н - водородных ионов, 7 - показатель степени с обратным знаком/.

Раствор с рН больше 7 является щелочным, в нем ионов Н + меньше, чем ОН - ; раствор с рН меньше 7 - кислый, в нем ионов Н + больше, чем ОН - .

Жидкости, применяемые на практике, имеют концентрацию водородных ионов, изменяющуюся обычно в пределах рН от 0 до 1

Индикаторы

Индикаторы - это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. При помощи индикаторов определяют реакцию среды. Наиболее известные индикаторы - бромбензол, бромтимол, фенолфталеин, метилоранж и др. Каждый из индикаторов действует в определенных пределах показаний pH. Например, бромтимол меняет желтый цвет при рН 6,2 на синий при рН 7,6; индикатор нейтральный красный -с красного при рН 6,8 на желтый при рН 8; бромбензол - с желтого яри рН 4,0 на синий при рН 5,6; фенолфталеин - с бесцветного при рН 8,2 на пурпурный при рН 10,0 и т.д.

Ни один из индикаторов не работает на протяжении всей шкалы pH от 0 до 14. Однако в реставрационной практике не приходится определять высокие концентрации кислот или щелочей. Чаще всего встречаются отклонения на 1 - 1,5 единицы pH от нейтрального в ту и другую стороны.

Для определения реакции среды в реставрационной практике применяется смесь различных индикаторов, подобранная таким образом, что отмечает малейшие отклонения от нейтральности. Такая смесь называема "универсальным индикатором".

Универсальный индикатор - прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности - голубой. Чем больше щелочность испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет.

При небольшом изменении среды в сторону кислотности раствор универсального индикатора становится розовым, при увеличении кислотности - красным /карминного или краплачного оттенка/.

Изменения реакции среды на картинах происходит в результате поражения их плесенью; часто встречаются изменения на участках, где наклеены ярлыки щелочным клеем /казеиновым, конторским и пр./.

Для проведения анализа нужно иметь, кроме универсального индикатора, дистиллированную воду, чистую фильтровальную бумагу белого цвета и стеклянную палочку.

Ход анализа

На фильтровальную бумагу наносят каплю дистиллированной воды и дают впитаться. Рядом с этой каплей наносят вторую и прикладывают ее к испытуемому участку. Для лучшего контакта бумагу со второй каплей сверху притирают стеклянной полочкой. Затем на фильтровальную бумагу в районы капель воды наносят по капле универсального индикатора. Первая капля воды служит контролем, с цветом которого сравнивается капля, пропитанная раствором с испытуемого участка. Расхождение в цвете с контрольной каплей указывает на изменение - отклонение среды то нейтральной.

НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЫ

Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором уксусной или лимонной кислоты. Для этого на пинцет наматывают небольшое количество ваты, смачивают ее в растворе кислоты, отжимают и прикладывают к указанному участку.

Реакцию обязательно проверяют универсальным индикатором!

Процесс продолжают до полной нейтрализации всего участка.

Через неделю проверку среды следует повторить.

НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ КИСЛОЙ СРЕДЫ

Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором гидрата окиси аммония /нашатырным спиртом/. Методика проведения нейтрализации та же, что и в случае щелочной среды.

Проверку среды следует повторить через неделю.

ПРЕДОСТЕРЕЖЕНИЕ: Процесс нейтрализации требует большой осторожности, так как излишняя обработка может привести к перакислению или перещелочению обрабатываемого участка. Кроме того, вода в растворах может вызвать усадку холста.

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).

Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов $Н^{+}$ или $ОН^{-}$, и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль $KClO$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HClO$.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

Например, соль цианид калия $KCN$ образована сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $HCN$:

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCN→{HCN}↙{\text"слабая однокислотная кислота"}$

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-};$

$KCN=K^{+}+CN^{-}$

Образующиеся при этих процессах ионы $Н^{+}$ и $CN^{-}$ взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита — цианистоводородной кислоты $HCN$, тогда как гидроксид — ион $ОН^{-}$ остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по аниону $CN^{-}$.

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

$K^{+}+CN^{-}+H_2O{⇄}↖{←}HCN+K^{+}+OH^{-}.$

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т.к. вода — значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота $HCN$.

$CN^{-}+H_2O⇄HCN+OH^{-}.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные гидроксид-ионы $ОН^{-}$, и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли $KCN$ имеет щелочную среду ($рН > 7$);

б) в реакции с водой участвуют ионы $CN^{-}$, в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону . Другие примеры анионов, которые участвуют в реакции с водой:

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия $Na_2CO_3$.

${NaOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←Na_2CO_3→{H_2CO_3}↙{\text"слабая двухосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по аниону $CO_3^{2-}$.

$2Na^{+}+CO_3^{2-}+H_2O{⇄}↖{←}HCO_3^{-}+2Na^{+}+OH^{-}.$

$CO_2^{2-}+H_2O⇄HCO_3^{-}+OH^{-}.$

Продукты гидролиза — кислая соль $NaHCO_3$ и гидроксид натрия $NaOH$.

Среда водного раствора карбоната натрия — щелочная ($рН > 7$), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов $ОН^{-}$. Кислая соль $NaHCO_3$ тоже может подвергаться гидролизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония $NH_4Cl$.

${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4Cl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

$H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+OH^{-}$

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

$NH_4Cl=NH_4^{+}+Cl^{-}$

Образующиеся при этом ионы $OH^{-}$ и $NH_4^{+}$ взаимодействуют между собой с получением $NH_3·H_2O$ (слабый электролит), тогда как ионы $Н^{+}$ остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+Cl^{-}+H_2O{⇄}↖{←}H^{+}+Cl^{-}NH_3·H_2O$

Процесс обратим, химическое равновесие смещено в сторону образования исходных веществ, т.к. вода $Н_2О$ — значительно более слабый электролит, чем гидрат аммиака $NH_3·H_2O$.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$NH_4^{+}+H_2O⇄H^{+}+NH_3·H_2O.$

Уравнение показывает, что:

а) в растворе есть свободные ионы водорода $Н^{+}$, и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду ($рН

б) в реакции с водой участвуют катионы аммония $NH_4^{+}$; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и многозарядные катионы: двухзарядные $М^{2+}$ (например, $Ni^{2+}, Cu^{2+}, Zn^{2+}…$), кроме катионов щелочноземельных металлов, трехзарядные $М^{3+}$ (например, $Fe^{3+}, Al^{3+}, Cr^{3+}…$).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля $Ni(NO_3)_2$.

${Ni(OH)_2}↙{\text"слабое двухкислотное основание"}←Ni(NO_3)_2→{HNO_3}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}$

Происходит гидролиз соли по катиону $Ni^{2+}$.

Полное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+2NO_3^{-}+H_2O{⇄}↖{←}NiOH^{+}+2NO_3^{-}+H^{+}$

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

$Ni^{2+}+H_2O⇄NiOH^{+}+H^{+}.$

Продукты гидролиза — основная соль $NiOHNO_3$ и азотная кислота $HNO_3$.

Среда водного раствора нитрата никеля кислотная ($рН

Гидролиз соли $NiOHNO_3$ протекает в значительно меньшей степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

а) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие реакций сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах таких солей кислотная ($рН

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой.

Вам, очевидно, уже ясно, что такие соли подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы $ОН^{-}$ из молекул воды, образуя слабое основание ; анион слабой кислоты связывает ионы $Н^{+}$ из молекул воды, образуя слабую кислоту . Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислотной или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов — кислоты и основания, которые образуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония $NH_4(CH_3COO)$ и формиата аммония $NH_4(HCОO)$:

1) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(CH_3COO)→{CH_3COOH}↙{\text"сильная одноосновная кислота"};$

2) ${NH_3·H_2O}↙{\text"слабое однокислотное основание"}←NH_4(HCOO)→{HCOOH}↙{\text"слабая одноосновная кислота"}.$

В водных растворах этих солей катионы слабого основания $NH_4^{+}$ взаимодействуют с гидроксидионами $ОН^{-}$ (напомним, что вода диссоциирует $H_2O⇄H^{+}+OH^{-}$), а анионы слабых кислот $CH_3COO^{-}$ и $HCOO^{-}$ взаимодействуют с катионами $Н^{+}$ с образованием молекул слабых кислот — уксусной $CH_3COOH$ и муравьиной $HCOOH$.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

1) $CH_3COO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^{-}+NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования продуктов гидролиза — двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная ($рН = 7$), т.к. $К_Д(СН_3COOH)=К+Д(NH_3·H_2O)=1.8·10^{-5}$. Во втором случае среда раствора слабокислотная ($pH

Как вы уже заметили, гидролиз большинства солей является обратимым процессом. В состоянии химического равновесия гидролизована лишь часть соли. Однако некоторые соли полностью разлагаются водой, т.е. их гидролиз является необратимым процессом.

В таблице «Растворимость кислот, оснований и солей в воде» вы найдете примечание: «в водной среде разлагаются» — это значит, что такие соли подвергаются необратимому гидролизу. Например, сульфид алюминия $Al_2S_3$ в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы $Н^{+}$ связываются образующимися при гидролизе по аниону ионами $ОН^{-}$. Это усиливает гидролиз и приводит к образованию нерастворимого гидроксида алюминия и газообразного сероводорода:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Поэтому сульфид алюминия $Al_2S_3$ нельзя получить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например хлорида алюминия $AlCl_3$ и сульфида натрия $Na_2S$.

Возможны и другие случаи необратимого гидролиза, их нетрудно предсказать, ведь для необратимости процесса необходимо, чтобы хотя бы один из продуктов гидролиза уходил из сферы реакции.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе и по катиону, и по аниону:

а) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо;

б) реакция среды при этом или нейтральная, или слабокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образующихся основания и кислоты;

в) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не подвергаются гидролизу.

К этому выводу, очевидно, вы пришли сами.

Рассмотрим поведение в растворе хлорида калия $KCl$.

${KOH}↙{\text"сильное однокислотное основание"}←KCl→{HCl}↙{\text"сильная одноосновная кислота"}.$

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы ($KCl=K^{+}+Cl^{-}$), но при взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Среда раствора нейтральная ($рН=7$), т.к. концентрации ионов $Н^{+}$ и $ОН^{-}$ в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, галогениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье. По этому гидролиз соли можно усилить (и даже сделать необратимым) следующими способами:

а) добавить воды (уменьшить концентрацию);

б) нагреть раствор, при этом усиливается эндотермическая диссоциация воды:

$H_2O⇄H^{+}+OH^{-}-57$ кДж,

а значит, увеличивается количество $Н^{+}$ и $ОН^{-}$, которые необходимы для осуществления гидролиза соли;

в) связать один из продуктов гидролиза в труднорастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, гидролиз цианида аммония $NH_4CN$ будет значительно усиливаться за счет разложения гидрата аммиака с образованием аммиака $NH_3$ и воды $Н_2О$:

$NH_4^{+}+CN^{-}+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3{}↖{⇄}H_2$

Гидролиз солей

Условные обозначения:

Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить количество подвергающейся гидролизу соли), действуя следующим образом:

а) увеличить концентрацию растворенного вещества;

б) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентрированными и при низких температурах);

в) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение. Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия $K_2CO_3$, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов $ОН^{-}$.

В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла — это натриевые и калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия $С_{17}Н_{35}COONa$ выражается следующим ионным уравнением:

$C_{17}H_{35}COO^{-}+H_2O⇄C_{17}H_{35}COOH+OH^{-}$,

т.е. раствор имеет слабощелочную среду.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рН среды.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия $Na_2CO_3$, карбонат калия $K_2CO_3$, бура $Na_2B_4O_7$ и другие соли, гидролизующиеся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у растений появляется болезнь — хлороз. Ее признаки — пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если $рН_{почвы} > 7.5$, то в нее вносят удобрение сульфат аммония $(NH_4)_2SO_4$, которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

$NH_4^{+}+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

$HCO_3^{-}+H_2O⇄H_2CO_3+OH^{-}$

$HPO_4^{2-}+H_2O⇄H_2PO_4^{-}+OH^{-}$

Если в крови избыток ионов $Н^{+}$, они связываются с гидроксид-ионами $ОН^{-}$, и равновесие смещается вправо. При избытке гидроксид-ионов $ОН^{-}$ равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Другой пример: в составе слюны человека есть ионы $HPO_4^{2-}$. Благодаря им в полости рта поддерживается определенная среда ($рН=7-7.5$).

Лекция: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Гидролиз солей

Мы продолжаем изучать закономерности протекания химических реакций. При изучении темы вы узнали, что при электролитической диссоциации в водном растворе частицы, участвующих в реакции веществ растворяются в воде. Это гидролиз. Ему подвергаются различные неорганические и органические вещества, в частности, соли. Без понимания процесса гидролиза солей, вы не сможете объяснить явления, происходящие в живых организмах.

Сущность гидролиза солей сводится к обменному процессу взаимодействия ионов (катионов и анионов) соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит – малодиссоциирующее соединение. В водном растворе появляется избыток свободных ионов Н + или ОН - . Вспомните, диссоциация каких электролитов образует ионы Н + , а каких ОН - . Как вы догадались, в первом случае мы имеем дело с кислотой, значит водная среда с ионами Н + будет кислой. Во втором же случае, щелочной. В самой воде среда нейтральная, поскольку она незначительно диссоциируется на одинаковые по концентрации ионы Н + и ОН - .

Характер среды можно определить с помощью индикаторов. Фенолфталеин обнаруживает щелочную среду и окрашивает раствор в малиновый цвет. Лакмус под действием кислоты становится красным, а под действием щелочи остается синим. Метилоранж - оранжевый, в щелочной среде становится желтым, в кислой среде – розовым. Тип гидролиза зависит от типа соли.

Типы солей

Итак, любую соль представляет собой можно взаимодействие кислоты и основания, которые, как вы поняли, бывают сильными и слабыми. Сильные – это те, чья степень диссоциации α близка к 100%. Следует запомнить, что сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) кислоту чаще относят к кислотам средней силы. При решении задач по гидролизу, данные кислоты необходимо относить к слабым.

Кислоты:

Сильные: HCl; HBr; Hl; HNO 3 ; HClO 4 ; H 2 SO 4 . Их кислотные остатки с водой не взаимодействуют.

Слабые: HF; H 2 CO 3 ; H 2 SiO 3 ; H 2 S; HNO 2 ; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; органические кислоты. А их кислотные остатки взаимодействуют с водой, забирая у её молекул катионы водорода H+.

Основания:

Сильные: растворимые гидроксиды металлов; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Их катионы металлов с водой не взаимодействуют.

Слабые: нерастворимые гидроксиды металлов; гидроксид аммония (NH 4 OH). А катионы металлов здесь взаимодействуют с водой.

Исходя из данного материала, рассмотрим типы солей :

Соли с сильным основанием и сильной кислотой. К примеру: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особенности: не взаимодействуют с водой, а значит гидролизу не подвергаются. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды.

Соли с сильным основанием и слабой кислотой. К примеру: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особенности: с водой взаимодействуют кислотные остатки этих солей, происходит гидролиз по аниону. Среда водных растворов - щелочная.

Соли со слабым основанием и сильной кислотой. К примеру: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 . Особенности: с водой взаимодействуют только катионы металлов, происходит гидролиз по катиону. Среда - кислая.

Соли со слабым основанием и слабой кислотой. К примеру: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CО 3 , HCOONН 4. Особенности: с водой взаимодействуют как катионы, так и анионы кислотных остатков, гидролиз происходит по катиону и аниону.

Пример гидролиза по катиону и образования кислой среды :

Гидролиз хлорида железа FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н + (полное ионное уравнение)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (сокращенное ионное уравнение)

Пример гидролиза по аниону и образования щелочной среды:

Гидролиз ацетата натрия CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH - (полное ионное уравнение)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH - (сокращенное ионное уравнение)

Пример совместного гидролиза:

• Гидролиз сульфида алюминия Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

В данном случае мы видим полный гидролиз, который происходит, если соль образована слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой нерастворимой или летучей кислотой. В таблице растворимости стоят прочерки на таких солях. Если в ходе реакции ионного обмена образуется соль, которая не существует в водном растворе, то надо написать реакцию этой соли с водой.

Например:

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

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

Складываем эти два уравнения, то что повторяется в левой и правой частях, сокращаем:

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

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).

В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

Гидролиз по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.