Как найти среду водного раствора - Исправление недочетов и поиск решений вместе с Examum.ru

Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
KNO₃ — производное основания KOH и кислоты HNO₃
CuSO₄ — производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄
Al₃PO₄ — производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄
Ca(NO₂)₂ — производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем

По катиону, по аниону или нет гидролиза?

Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO₄. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO₄,
FeSO₃, CaSO₃.

Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl₃, MgBr₂, Cr₂SO₄, NH₄NO₃.

Катион NH₄⁺ и его основание NH₄OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH₄Cl. Замечу также, что Ca(OH)₂ считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl₂
не происходит.

Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K₃PO₄,
NaNO₂, Ca(OCl)₂, Ba(CH₃COO)₂, K₂SiO₃.

Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO₂)₂,
Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, CH₃COONH₄.

Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI₂, Li₂SiO₃, Ba(NO₂)₂, CuBr₂, Zn(H₂PO₄)₂.
Ниже вы найдете решение.

Среда раствора

Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.

Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.

Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.

Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH₄H₂PO₄, LiHSO₄. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K₂HPO₄, Na₂HPO₄.

Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.

С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.

Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.

Например, в соли CaCl₂ среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl₃ — кислой (pH < 7).

Индикаторы (лат. indicator — указатель)

Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.

Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.

Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам?
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.

Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение

Лакмус

Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Фенолфталеин

Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.

Метиловый оранжевый

От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Материалы портала onx.distant.ru

Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.

Среда водных растворов

Вода и водные растворы окружают нас повсюду. В воде и в водных растворах присутствуют ионы Н⁺ и ОН^—. Избыток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.

В нейтральном растворе количество ионов водорода Н⁺ равно количеству гидроксид-ионов ОН^–.

[Н⁺] = [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ больше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора кислая:

[Н⁺] > [ОН^–]

Если количество ионов водорода Н⁺ меньше количества гидроксид-ионов ОН^–, то среда раствора щелочная:

[Н⁺] < [ОН^–]

Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.

Кислая среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
[Н⁺] > [ОН^–]	[Н⁺] = [ОН^–]	[Н⁺] < [ОН^–]
pH < 7	pH = 7	pH > 7

Индикаторы

Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.

Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

Окраска индикаторов в различных средах:

Индикатор/среда	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Метилоранж	Красный	Оранжевый	Желтый
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый

Растворы кислот и оснований

Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H⁺ и анионы кислотных остатков:

HA = H⁺ + A^–

При этом в растворе возникает избыток катионов водорода Н⁺, поэтому среда водных растворов кислот — кислая (что вполне логично).

Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.

Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН^–:

МеОH = Ме⁺ + ОН^–

При этом в растворе возникает избыток катионов гидроксид-анионов ОН^–, поэтому среда водных растворов оснований — щелочная. Сильные основания (щелочи) хорошо растворимы в воде, поэтому среда их водных растворов — сильно щелочная. Нерастворимые основания в воде практически не растворяются, поэтому в водном растворе оказывается лишь небольшое количество ионов ОН^–. Среда водного раствора аммиака слабо щелочная.

Растворы солей

Среда водных растворов солей определяется не только диссоциацией, но и особенностями взаимодействия катионов металлов и анионов кислотных остатков с водой — гидролизом солей.

Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков.

Катионы металлов, которым соответствуют слабые основания, притягивают из воды ионы ОН^–, при этом в воде образуются избыточные катионы водорода Н⁺. Протекает гидролиз по катиону. Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой таким образом не взаимодействуют.

Например, катионы Fe³⁺ подвергаются гидролизу:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

Анионы кислотных остатков, которым соответствуют слабые кислоты, притягивают из воды катионы Н⁺, при этом в воде остаются гидроксид-анионы ОН^–. Протекает гидролиз по аниону. Анионы кислотных остатков сильных кислот таким образом с водой не взаимодействуют.

Например, ацетат-ионы (остаток уксусной кислоты CH₃COOH) подвергаются гидролизу:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH + OH^—

В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.

Типы гидролиза солей в водных растворах:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Гидролиз не идет	Гидролиз по катиону
Анион слабой кислоты	Гидролиз по аниону	Гидролиз по катиону и аниону

Среда водных растворов солей:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Нейтральная	Кислая
Анион слабой кислоты	Щелочная	Нейтральная*

* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания

Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:

Катион/анион	Na⁺	NH₄⁺
Cl^–	NаCl, гидролиз не идет, среда нейтральная	(NH₄)₂CO₃ гидролиз по катиону, среда щелочная
CO₃²^–	Na₂CO₃, гидролиз по аниону, среда щелочная	Na₂CO₃, гидролиз по катиону и аниону, среда определяется силой кислоты и основания

Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.

Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:

Катион/анион	Катион сильного основания	Катион слабого основания
Анион сильной кислоты	Лакмус фиолетовый	Лакмус красный
Анион слабой кислоты	Лакмус синий	Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:

Катион/анион	Na⁺	NH₄⁺
Cl^–	NаCl, лакмус фиолетовый	(NH₄)₂CO₃ лакмус красный
CO₃²^–	Na₂CO₃, лакмус синий	Na₂CO₃, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания

Источник

Есть вещества, которые могут проводить электрический ток в водном растворе или в расплаве. Они называются электролитами. При растворении или плавлении такие вещества распадаются на ионы. Этот процесс называют диссоциацией.

Диссоциация воды

Вода является хоть и слабым, но электролитом. Значит, она тоже распадается на катион и анион. Вот уравнение диссоциации воды:

H2O↔H++OH−H_{2}O leftrightarrow H^{+}+OH^{-}

Из этого уравнения мы видим, что ионы водорода Н⁺ и гидроксид–ионы ОН^— в воде присутствуют в одинаковых концентрациях. При 25 ^оС их концентрации равны 10^-7 моль/л. Произведение этих концентраций является постоянным и называется ионным произведением воды:

KH2O=[H+]⋅[OH−]=10−14K_{H_{2}O} = [H^{+}]cdot [OH^{-}] = 10^{-14}

В водных растворах электролитов оно тоже постоянно. Так как ионное произведение воды связывает концентрацию водорода и концентрацию гидроксид–ионов в растворе, то с его помощью можно вычислить одну из них, зная другую.
Зачем нам это нужно? Эти концентрации характеризуют среду водного раствора.

Водородный показатель

Также для оценки среды раствора часто применяются водородный показатель рН и гидроксильный показатель рОН. Это отрицательные десятичные логарифмы равновесных молярных концентраций ионов водорода и гидроксид–ионов соответственно. Они вычисляются по формулам:

pH=−lg[H+]pH = -lg [H^{+}]

pOH=−lg[OH−]pOH = -lg [OH^{-}]

Их сумма всегда равна 14.

Среда раствора

Так как же определить среду, зная эти характеристики?

Среда	[H+], моль/л	[ОH–], моль/л	рН
нейтральная	10^–7	10^–7	7
кислая	> 10^–7	< 10^–7	< 7
щелочная	< 10^–7	> 10^–7	> 7

Кислотность раствора повышается при приближении водородного показателя к нулю. Щелочность же увеличивается при приближении рН к 14. Это наглядно показано на схеме:

Индикаторы

Разработаны разные методы для определения рНрН. Самым простым из них является использование индикатора– вещества, изменяющего свой цвет в зависимости от среды (рН). Чаще всего используются лакмус, фенолфталеин и метилоранж. Для каждого из них есть диапазон рН, в котором можно наблюдать изменение их окраски. Но есть и универсальный индикатор, который позволяет определять водородный показатель в широком интервале от 0 до 14. Изменение цвета индикаторов и диапазоны изменения их окраски тут:

Теперь применим теоретические знания на практике и разберем пару заданий по этой теме.

Пример

Рассчитайте значения рН водного раствора азотной кислоты с молярной концентрацией 2·10^–5 моль/дм³;
Решение: Применяем формулы расчета водородного и гидроксильного показателей:

pH=−lg[H+]pH = -lg [H^{+}]

pOH=−lg[OH−]pOH = -lg [OH^{-}]

HNO3HNO3 – это сильный электролит. Следовательно, в растворе он полностью диссоциирует на ионы:

HNO3→H++NO3−HNO_{3}rightarrow H^{+}+NO_{3}^{-}

Стехиометрические коэффициенты перед HNO3 и Н+ одинаковы. Значит, молярная концентрация Н+ равна молярной концентрации HNO3 в растворе, а это нам дано по условию. Тогда

pH=−lg[H+]=−lg(2⋅10−5)=4,7pH = -lg [H^{+}]= -lg (2cdot 10^{-5})=4,7

Пример

Рассчитайте значение рН водного раствора гидроксида аммония с молярной концентрацией 0,01 моль/дм³.
Решение: Для расчета водородного и гидроксильного показателя используем формулы:

pH=−lg[H+]pH = -lg [H^{+}]

pOH=−lg[OH−]pOH = -lg [OH^{-}]

NH4OHNH4OH – слабый электролит. Он диссоциирует по уравнению:

NH4OH→NH4++OH−NH_{4}OHrightarrow NH_{4}^{+}+OH^{-}

Так как слабые электролиты распадаются на ионы не полностью, то необходимо вычислить степень диссоциации NH4OH. Для этого используем его концентрацию (дана по условию) и константу диссоциации (справочные данные).

α=K(NH4OH)C(NH4OH)=1,8⋅10−50,01=4,24⋅10−2alpha=sqrt{frac{K(NH_{4}OH)}{C(NH_{4}OH)}}=sqrt{frac{1,8cdot 10^{-5}}{0,01}}=4,24cdot 10^{-2}

Теперь вычисляем равновесную молярную концентрацию гидроксид – ионов:

[OH−]=α⋅C(NH4OH)=4,24⋅10−2⋅0,01=4,24⋅10−4[OH^{-}]=alphacdot C(NH_{4}OH)=4,24cdot 10^{-2}cdot 0,01=4,24cdot 10^{-4} моль/дм³.

Расчет значений рОН и рН:

pOH=−lg[OH−]=−lg(4,24⋅10−4)=3,37pOH = -lg [OH^{-}]= -lg (4,24cdot 10^{-4})=3,37

pH=14−pOH=14−3,37=10,63pH = 14-pOH = 14 — 3,37=10,63

Источник

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

Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи.

Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н⁺), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН⁻).

В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н⁺ говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН⁻ — щелочную реакцию среды.

Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей?

На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа:

Na₂S = 2Na⁺ + S^2-

Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO₃)₂ кислой.

Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось.

Но откуда же взялся избыток гидроксид-ионов в растворе сульфида натрия, и катионов-водорода в растворе нитрата цинка?

Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%.

примечание: сернистую (H₂SO₃) и фосфорную (H₃PO₄) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым.

Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H⁺. Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом:

S^2- + H₂O ↔ HS⁻ + OH⁻

HS⁻+ H₂O ↔ H₂S + OH⁻

Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону.

Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует:

То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора.

Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn²⁺, которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы:

Zn²⁺ + H₂O ↔ Zn(OH)⁺ + H⁺

Zn(OH)⁺ + H₂O ↔ Zn(OH)⁺+ H⁺

Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону.

Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na⁺ соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора.

Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные:

1) сильным основанием и сильной кислотой,

Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу.

Примеры: Ba(NO₃)₂, KCl, Li₂SO₄и т.д.

2) сильным основанием и слабой кислотой

В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону

Примеры: NaF, K₂CO₃, Li₂S и т.д.

3) слабым основанием и сильной кислотой

У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону, среда кислая.

Примеры: Zn(NO₃)₂, Fe₂(SO₄)₃, CuSO₄ и т.д.

4) слабым основанием и слабой кислотой.

С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону. Нередко такие соли подвергаются необратимому гидролизу.

Что же значит то, что они необратимо гидролизуются?

Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH₄⁺) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H⁺, и ионы OH⁻ , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H₂O).

Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S = Al₂S₃ + 6NaNO₃( − так реакция не протекает!)

Наблюдается следующая реакция:

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂S + 6H₂O= 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑ + 6NaNO₃

Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой:

2Al + 3S = Al₂S₃

При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу.

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Источник

Способы определения рН среды..

Химическим путем
рН раствора можно определить при помощи
кислотно-основных индикаторов.

Кислотно-основные
индикаторы – органические вещества,
окраска которых зависит от кислотности
среды.

Наиболее
распространенными индикаторами являются
лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин.
Лакмус в кислой среде окрашивается в
красный цвет, в щелочной – в синий.
Фенолфталеин в кислой среде — бесцветный,
в щелочной окрашивается в малиновый
цвет. Метиловый оранжевый в кислой среде
окрашивается в красный цвет, а в щелочной
– в желтый.

В лабораторной
практике часто смешивают ряд индикаторов,
подобранных таким образом, чтобы цвет
смеси изменялся в широких пределах
значений рН. С их помощью можно определить
рН раствора с точностью до единицы. Эти
смеси называют универсальными
индикаторами.

Имеются специальные
приборы – рН–метры, с помощью которых
можно определить рН растворов в диапазоне
от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН.

Гидролиз солей

При растворении
некоторых солей в воде нарушается
равновесие процесса диссоциации воды
и, соответственно, изменяется рН среды.
Это объясняется тем, что соли реагируют
с водой.

Гидролиз солей
– химическое
обменное взаимодействие ионов растворенной
соли с водой, приводящее к образованию
слабодиссоциирующих продуктов (молекул
слабых кислот или оснований, анионов
кислых солей или катионов основных
солей) и сопровождающееся изменением
рН среды.

Рассмотрим процесс
гидролиза в зависимости от природы
оснований и кислот, образующих соль.

Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, kno3, Na2so4 и др.).

Допустим,
что при взаимодействии хлорида натрия
с водой происходит реакция гидролиза
с образованием кислоты и основания:

NaCl
+ H₂O
↔ NaOH
+ HCl

Для
правильного представления о характере
этого взаимодействия запишем уравнение
реакции в ионном виде, учитывая, что
единственным слабодиссоциирующим
соединением в этой системе является
вода:

Na⁺
+ Cl^—
+ HOH ↔ Na⁺
+ OH^—
+ H⁺
+ Cl^—

При
сокращении одинаковых ионов в левой и
правой частях уравнения остается
уравнение диссоциации воды:

Н₂О
↔ Н⁺
+ ОН^—

Как видно, в
растворе нет избыточных ионов Н⁺
или ОН^—
по сравнению с их содержанием в воде.
Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих
или труднорастворимых соединений не
образуется. Отсюда делаем вывод, что
соли,
образованные сильными кислотами и
основаниями гидролизу не подвергаются,
а реакция растворов этих солей такая
же, как и в воде, нейтральная (рН=7).

При
составлении ионно–молекулярных
уравнений реакций гидролиза необходимо:

1)
записать уравнение диссоциации соли;

2)
определить природу катиона и аниона
(найти катион слабого основания или
анион слабой кислоты);

3)
записать ионно-молекулярное уравнение
реакции, учитывая, что вода — слабый
электролит- и что сумма зарядов должна
быть одинаковой в обеих частях уравнения.

Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием

(Na₂CO₃,
K₂S,
CH₃COONa
и
др.)

Рассмотрим
реакцию гидролиза ацетата натрия. Эта
соль в растворе распадается на ионы:
CH₃COONa
↔ CH₃COO^—
+ Na⁺;

Na⁺-катион
сильного основания, CH₃COO^—
— анион слабой кислоты.

Катионы
Na⁺
не могут связывать ионы воды, так как
NaОН
– сильное основание — полностью
распадается на ионы. Анионы слабой
уксусной кислоты CH₃COO^—
связывают ионы водорода с образованием
малодиссоциированной уксусной кислоты:

CH₃COO^—
+ НОН ↔ CH₃COOН
+ ОН^—

Видно,
что в результате гидролиза CH₃COONa
в растворе образовался избыток
гидроксид-ионов, и реакция среды стала
щелочной (рН > 7).

Таким образом
можно сделать вывод, что соли,
образованные слабой кислотой и сильным
основанием гидролизуются по аниону
(Anⁿ^—).
При этом анионы соли связывают ионы Н⁺,
а в растворе накапливаются ионы ОН^—,
что обуславливает щелочную среду (рН>7):

Anⁿ^—
+ HOH
↔ Han⁽ⁿ^-1)-
+ OH^—,
(при n=1
образуется HAn
– слабая кислота).

Гидролиз солей,
образованных двух- и трехосновными
слабыми кислотами и сильными основаниями,
протекает ступенчато

Рассмотрим гидролиз сульфида калия.
К₂S
диссоциирует в растворе:

К₂S
↔ 2К⁺
+ S^2-;

К⁺— катион
сильного основания, S²
— анион слабой кислоты.

Катионы
калия не принимают участия в реакции
гидролиза, взаимодействуют с водой
только анионы слабой сероводородной
кислоты. В данной реакции по первой
ступени происходит образование
слабодиссоциирующих ионов HS^—,
по второй ступени – образование слабой
кислоты H₂S:

1-я
ступень: S^2-
+ HOH
↔ HS^—
+ OH^—;

2-я
ступень: HS^—
+ HOH
↔ H₂S
+ OH^—.

Образующиеся
по первой ступени гидролиза ионы ОН^—
значительно снижают вероятность
гидролиза по следующей ступени. В
результате практическое значение обычно
имеет процесс, идущий только по первой
ступени, которым, как правило, и
ограничиваются при оценке гидролиза
солей в обычных условиях.

Соседние файлы в папке методички

Источник