يصبح الوسط حمضيًا عندما يذوب الملح. التحلل المائي للأملاح. بيئة المحاليل المائية: حمضية، متعادلة، قلوية

لكي نفهم ما هو التحلل المائي للأملاح، دعونا نتذكر أولاً كيفية تفكك الأحماض والقلويات.

القاسم المشترك بين جميع الأحماض هو أنه عندما تنفصل، تتشكل بالضرورة كاتيونات الهيدروجين (H +)، بينما عندما تنفصل جميع القلويات، تتشكل دائمًا أيونات الهيدروكسيد (OH -).

في هذا الصدد، إذا كان هناك أيونات H + أكثر في المحلول، لسبب أو لآخر، يقال أن المحلول يحتوي على تفاعل حمضي للوسط، إذا كان OH - - تفاعل قلوي للوسط.

إذا كان كل شيء واضحًا مع الأحماض والقلويات، فما تفاعل الوسط في المحاليل الملحية؟

للوهلة الأولى، يجب أن تكون دائما محايدة. وفي الحقيقة، من أين، على سبيل المثال، في محلول كبريتيد الصوديوم، تأتي الفائض من كاتيونات الهيدروجين أو أيونات الهيدروكسيد؟ كبريتيد الصوديوم نفسه عند التفكك لا يشكل أيونات من نوع أو آخر:

نا 2 ق = 2نا + + ق 2-

ومع ذلك، إذا واجهت، على سبيل المثال، المحاليل المائية لكبريتيد الصوديوم وكلوريد الصوديوم ونترات الزنك ومقياس درجة الحموضة الإلكتروني (جهاز رقمي لتحديد حموضة الوسط)، فستجد ظاهرة غير عادية. سيوضح لك الجهاز أن الرقم الهيدروجيني لمحلول كبريتيد الصوديوم أكبر من 7، أي. هناك فائض واضح في أيونات الهيدروكسيد. سيكون وسط محلول كلوريد الصوديوم متعادلًا (pH = 7)، ومحلول Zn(NO 3) 2 حامضيًا.

الشيء الوحيد الذي يلبي توقعاتنا هو بيئة محلول كلوريد الصوديوم. وتبين أنها كانت محايدة، كما كان متوقعا.

ولكن من أين جاءت زيادة أيونات الهيدروكسيد في محلول كبريتيد الصوديوم وكاتيونات الهيدروجين في محلول نترات الزنك؟

دعونا نحاول معرفة ذلك. للقيام بذلك، نحن بحاجة إلى فهم النقاط النظرية التالية.

يمكن اعتبار أي ملح بمثابة نتاج تفاعل حمض وقاعدة. وتنقسم الأحماض والقواعد إلى قوية وضعيفة. دعونا نتذكر أن تلك الأحماض والقواعد التي تقترب درجة تفككها من 100٪ تسمى قوية.

ملحوظة: الكبريت (H2SO3) والفوسفوريك (H3PO4) غالباً ما يتم تصنيفهما كأحماض متوسطة القوة، ولكن عند النظر في مهام التحلل المائي يجب تصنيفها على أنها ضعيفة.

البقايا الحمضية للأحماض الضعيفة قادرة على التفاعل بشكل عكسي مع جزيئات الماء، وإزالة كاتيونات الهيدروجين H + منها. على سبيل المثال، أيون الكبريتيد، وهو البقايا الحمضية لحمض كبريتيد الهيدروجين الضعيف، يتفاعل معه على النحو التالي:

S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −

H − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

كما ترون، نتيجة لهذا التفاعل، يتم تشكيل فائض من أيونات الهيدروكسيد، وهو المسؤول عن التفاعل القلوي للوسط. أي أن البقايا الحمضية للأحماض الضعيفة تزيد من قلوية البيئة. وفي حالة المحاليل الملحية التي تحتوي على مثل هذه المخلفات الحمضية، يقال أن هناك بها التحلل الأنيوني.

البقايا الحمضية للأحماض القوية، على عكس الضعيفة، لا تتفاعل مع الماء. أي أنها لا تؤثر على الرقم الهيدروجيني للمحلول المائي. على سبيل المثال، أيون الكلوريد، وهو البقايا الحمضية لحمض الهيدروكلوريك القوي، لا يتفاعل مع الماء:

أي أن أيونات الكلوريد لا تؤثر على الرقم الهيدروجيني للمحلول.

من بين الكاتيونات المعدنية، فقط تلك التي تتوافق مع القواعد الضعيفة هي القادرة على التفاعل مع الماء. على سبيل المثال، كاتيون Zn 2+، الذي يتوافق مع هيدروكسيد الزنك ذو القاعدة الضعيفة. تحدث العمليات التالية في المحاليل المائية لأملاح الزنك:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H2O ↔ Zn(OH) + + H +

كما يتبين من المعادلات أعلاه، نتيجة لتفاعل كاتيونات الزنك مع الماء، تتراكم كاتيونات الهيدروجين في المحلول، مما يزيد من حموضة البيئة، أي خفض الرقم الهيدروجيني. إذا كان الملح يحتوي على كاتيونات تقابل قواعد ضعيفة، فيقال في هذه الحالة أنه الملح يتحلل في الكاتيون.

الكاتيونات المعدنية التي تتوافق مع القواعد القوية لا تتفاعل مع الماء. على سبيل المثال، Na + الكاتيون يتوافق مع قاعدة قوية - هيدروكسيد الصوديوم. ولذلك فإن أيونات الصوديوم لا تتفاعل مع الماء ولا تؤثر على درجة حموضة المحلول بأي شكل من الأشكال.

وبالتالي، وبناءً على ما سبق، يمكن تقسيم الأملاح إلى 4 أنواع، وهي تلك المتكونة:

1) أسس قويةوحمض قوي

لا تحتوي هذه الأملاح على بقايا حمضية أو كاتيونات معدنية تتفاعل مع الماء، أي. قادرة على التأثير على الرقم الهيدروجيني للمحلول المائي. تتمتع محاليل هذه الأملاح ببيئة تفاعل محايدة. يقولون عن هذه الأملاح أنهم لا تخضع للتحلل المائي.

أمثلة: Ba(NO 3) 2، KCl، Li 2 SO 4، إلخ.

2) القاعدة القوية والحمض الضعيف

في محاليل هذه الأملاح، تتفاعل المخلفات الحمضية فقط مع الماء. الأربعاء محاليل مائيةهذه الأملاح قلوية، فيما يتعلق بالأملاح من هذا النوع يقولون أنها كذلك تحلل في الأنيون

أمثلة: NaF، K 2 CO 3، Li 2 S، إلخ.

3) القاعدة الضعيفة والحمض القوي

في مثل هذه الأملاح، تتفاعل الكاتيونات مع الماء، لكن البقايا الحمضية لا تتفاعل - التحلل المائي للملح بواسطة الكاتيون، البيئة حمضية.

أمثلة: Zn(NO 3) 2، Fe 2 (SO 4) 3، CuSO 4، إلخ.

4) قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف.

تتفاعل كل من الكاتيونات والأنيونات من المخلفات الحمضية مع الماء. يحدث التحلل المائي للأملاح من هذا النوع كل من الكاتيون والأنيون. في كثير من الأحيان تتعرض هذه الأملاح ل التحلل المائي الذي لا رجعة فيه.

ماذا يعني أنها تتحلل بشكل لا رجعة فيه؟

نظرًا لأنه في هذه الحالة تتفاعل كل من الكاتيونات المعدنية (أو NH 4 +) وأنيونات المخلفات الحمضية مع الماء، تظهر أيونات H + وOH - أيونات في المحلول، مما يشكل مادة شديدة التفكك - الماء (H 2 O). .

وهذا بدوره يؤدي إلى عدم إمكانية الحصول على الأملاح المتكونة من المخلفات الحمضية للقواعد الضعيفة والأحماض الضعيفة تبادل ردود الفعل، لكن فقط توليف المرحلة الصلبةأو لا يمكن الحصول عليها على الإطلاق. فمثلاً عند خلط محلول نترات الألومنيوم مع محلول كبريتيد الصوديوم بدلاً من التفاعل المتوقع:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (- لا يتم التفاعل بهذه الطريقة!)

ويلاحظ رد الفعل التالي:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

ومع ذلك، يمكن الحصول على كبريتيد الألومنيوم بسهولة عن طريق دمج مسحوق الألومنيوم مع الكبريت:

2Al + 3S = آل 2 س 3

عند إضافة كبريتيد الألومنيوم إلى الماء، فإنه، تمامًا كما هو الحال عند محاولة الحصول عليه في محلول مائي، يخضع لتحلل مائي لا رجعة فيه.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

محاضرة: التحلل المائي للأملاح. بيئة المحاليل المائية: حمضية، متعادلة، قلوية

التحلل المائي للأملاح

نواصل دراسة أنماط الحدوث التفاعلات الكيميائية. أثناء دراستك للموضوع، تعلمت أنه أثناء التفكك الإلكتروليتي في محلول مائي، تذوب جزيئات المواد المشاركة في التفاعل في الماء. هذا هو التحلل المائي. مختلف غير العضوية و المواد العضويةوخاصة الملح. وبدون فهم عملية التحلل المائي للملح، لن تتمكن من تفسير الظواهر التي تحدث في الكائنات الحية.

يكمن جوهر التحلل المائي للملح في عملية تبادل تفاعل أيونات الملح (الكاتيونات والأنيونات) مع جزيئات الماء. نتيجة ل، بالكهرباء ضعيفة– مركب منخفض التفكك . يظهر فائض من أيونات H + أو OH الحرة في محلول مائي. تذكر أن تفكك الإلكتروليتات يشكل أيونات H + وأيونات OH. كما خمنت، في الحالة الأولى نحن نتعامل مع حمض، مما يعني أن الوسط المائي الذي يحتوي على أيونات H + سيكون حمضيًا. وفي الحالة الثانية قلوية. في الماء نفسه، يكون الوسط محايدًا، لأنه ينفصل قليلاً إلى أيونات H + و OH ذات تركيز متساوٍ.

يمكن تحديد طبيعة البيئة باستخدام المؤشرات. يكتشف الفينول فثالين البيئة القلوية ويحول المحلول إلى اللون القرمزي. يتحول لون عباد الشمس إلى اللون الأحمر عند تعرضه للحمض، لكنه يظل أزرقًا عند تعرضه للقلويات. الميثيل البرتقالي - برتقالي، يتحول إلى اللون الأصفر في بيئة قلوية، البيئة الحمضية- لون القرنفل. يعتمد نوع التحلل المائي على نوع الملح.

أنواع الأملاح

لذلك، يمكن أن يكون أي ملح تفاعل حمض وقاعدة، والتي، كما تفهم، يمكن أن تكون قوية وضعيفة. الأقوياء هم أولئك الذين درجة تفككهم α تقترب من 100٪. يجب أن نتذكر أن أحماض الكبريت (H 2 SO 3) والفوسفوريك (H 3 PO 4) تصنف غالبًا على أنها أحماض متوسطة القوة. عند حل مشاكل التحلل المائي يجب تصنيف هذه الأحماض على أنها ضعيفة.

الأحماض:

قوي: حمض الهيدروكلوريك؛ هارفارد ب. هل؛ HNO3؛ حمض الهيدروكلوريك4؛ H2SO4. ولا تتفاعل بقاياها الحمضية مع الماء.

ضعيف: التردد؛ H2CO3؛ ح 2 شافي 3 ; كبريتيد الهيدروجين؛ HNO2؛ H2SO3؛ H3PO4؛ الأحماض العضوية. وتتفاعل بقاياها الحمضية مع الماء، فتأخذ كاتيونات الهيدروجين H+ من جزيئاتها.

الأسباب:

قوي: هيدروكسيدات المعادن القابلة للذوبان؛ الكالسيوم (أوه) 2؛ ريال (أوه)2. الكاتيونات المعدنية الخاصة بهم لا تتفاعل مع الماء.

ضعيف: هيدروكسيدات المعادن غير القابلة للذوبان. هيدروكسيد الأمونيوم (NH4OH). والكاتيونات المعدنية هنا تتفاعل مع الماء.

قائم على من هذه المادة، يعتبرأنواع الأملاح :

أملاح ذات قاعدة قوية وحمض قوي.على سبيل المثال: Ba (NO 3) 2، KCl، Li 2 SO 4. المميزات: لا تتفاعل مع الماء مما يعني أنها لا تخضع للتحلل المائي. تتمتع محاليل هذه الأملاح ببيئة تفاعل محايدة.

أملاح ذات قاعدة قوية وحمض ضعيف.على سبيل المثال: NaF، K 2 CO 3، Li 2 S. الميزات: تتفاعل البقايا الحمضية لهذه الأملاح مع الماء، ويحدث التحلل المائي عند الأنيون. وسط المحاليل المائية قلوي.

أملاح ذات قاعدة ضعيفة وحمض قوي.على سبيل المثال: Zn(NO 3) 2، Fe 2 (SO 4) 3، CuSO 4. الميزات: الكاتيونات المعدنية فقط تتفاعل مع الماء، ويحدث التحلل المائي للكاتيونات. البيئة حمضية.

أملاح ذات قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف.على سبيل المثال: CH 3 COONH 4، (NH 4) 2 CO 3، HCOONH 4. الميزات: تتفاعل كل من الكاتيونات والأنيونات من المخلفات الحمضية مع الماء، ويحدث التحلل المائي عند الكاتيون والأنيون.

مثال على التحلل المائي عند الكاتيون وتكوين وسط حمضي:

التحلل المائي لكلوريد الحديديك FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(المعادلة الجزيئية)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (المعادلة الأيونية الكاملة)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (معادلة أيونية مختصرة)

مثال على التحلل المائي بواسطة الأنيون وتكوين بيئة قلوية:

التحلل المائي لخلات الصوديوم CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (المعادلة الأيونية الكاملة)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(المعادلة الأيونية القصيرة)

مثال على التحلل المائي المشترك:

• التحلل المائي لكبريتيد الألومنيوم Al2S 3

آل 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

في هذه الحالة، نرى التحلل المائي الكامل، والذي يحدث إذا يتكون الملح من قاعدة ضعيفة غير قابلة للذوبان أو متطايرة وحمض ضعيف غير قابل للذوبان أو متطاير. في جدول الذوبان هناك شرطات على هذه الأملاح. إذا تم تشكيل ملح غير موجود في محلول مائي أثناء تفاعل التبادل الأيوني، فأنت بحاجة إلى كتابة تفاعل هذا الملح مع الماء.

على سبيل المثال:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ الحديد 2 (CO 3) 3+ 6 كلوريد الصوديوم

الحديد 2 (CO 3) 3+ 6H2O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H2O + 3CO 2

نضيف هاتين المعادلتين ما يتكرر في اليسار و الأجزاء الصحيحة، اختصار:

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

كيميائيا، يمكن تحديد الرقم الهيدروجيني للمحلول باستخدام المؤشرات الحمضية القاعدية.

المؤشرات الحمضية القاعدية هي مواد عضوية يعتمد لونها على حموضة الوسط.

المؤشرات الأكثر شيوعًا هي عباد الشمس وبرتقال الميثيل والفينول فثالين. يتحول لون عباد الشمس إلى اللون الأحمر في البيئة الحمضية والأزرق في البيئة القلوية. الفينول فثالين عديم اللون في البيئة الحمضية، لكنه يتحول إلى اللون القرمزي في البيئة القلوية. يتحول الميثيل البرتقالي إلى اللون الأحمر في البيئة الحمضية، والأصفر في البيئة القلوية.

في الممارسة المخبرية، غالبًا ما يتم خلط عدد من المؤشرات، ويتم اختيارها بحيث يتغير لون الخليط على نطاق واسع من قيم الأس الهيدروجيني. بمساعدتهم، يمكنك تحديد الرقم الهيدروجيني للحل بدقة واحدة. وتسمى هذه الخلائط مؤشرات عالمية.

هناك أجهزة خاصة - أجهزة قياس الأس الهيدروجيني، والتي يمكنك من خلالها تحديد الرقم الهيدروجيني للحلول في النطاق من 0 إلى 14 بدقة 0.01 وحدة أس هيدروجينية.

التحلل المائي للأملاح

عندما تذوب بعض الأملاح في الماء، يختل توازن عملية تفكك الماء، وبالتالي يتغير الرقم الهيدروجيني للوسط. وذلك لأن الأملاح تتفاعل مع الماء.

التحلل المائي للأملاح – تفاعل التبادل الكيميائي لأيونات الملح الذائبة مع الماء، مما يؤدي إلى تكوين منتجات ضعيفة التفكك (جزيئات الأحماض أو القواعد الضعيفة، أنيونات الأملاح الحمضية أو كاتيونات الأملاح الأساسية) ويصاحبها تغير في الرقم الهيدروجيني للوسط.

دعونا نفكر في عملية التحلل المائي اعتمادًا على طبيعة القواعد والأحماض التي يتكون منها الملح.

الأملاح التي تتكون من الأحماض القوية والقواعد القوية (NaCl، kno3، Na2so4، إلخ).

دعنا نقولأنه عندما يتفاعل كلوريد الصوديوم مع الماء، يحدث تفاعل تحلل مائي لتكوين حمض وقاعدة:

كلوريد الصوديوم + H2O ↔ NaOH + حمض الهيدروكلوريك

وللحصول على فكرة صحيحة عن طبيعة هذا التفاعل، دعونا نكتب معادلة التفاعل على الصورة الأيونية، مع الأخذ في الاعتبار أن المركب الوحيد ضعيف التفكك في هذا النظام هو الماء:

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

عند إلغاء الأيونات المتطابقة من الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة، تبقى معادلة تفكك الماء:

ح 2 يا ↔ ح + + أوه -

كما ترون، لا يوجد أيونات H+ أو OH- زائدة في المحلول مقارنة بمحتواها في الماء. بالإضافة إلى ذلك، لا يتم تشكيل أي مركبات أخرى ضعيفة التفكك أو قليلة الذوبان. ومن هذا نستنتج أن الأملاح التي تتكون من الأحماض والقواعد القوية لا تخضع للتحلل المائي، وتفاعل محاليل هذه الأملاح هو نفسه كما هو الحال في الماء، متعادل (الرقم الهيدروجيني = 7).

عند تكوين المعادلات الجزيئية الأيونية لتفاعلات التحلل المائي، من الضروري:

1) اكتب معادلة تفكك الملح.

2) تحديد طبيعة الكاتيون والأنيون (ابحث عن الكاتيون في قاعدة ضعيفة أو أنيون الحمض الضعيف)؛

3) اكتب المعادلة الجزيئية الأيونية للتفاعل، مع الأخذ في الاعتبار أن الماء إلكتروليت ضعيف وأن مجموع الشحنات يجب أن يكون هو نفسه في طرفي المعادلة.

أملاح تتكون من حمض ضعيف وقاعدة قوية

(نا 2 شركة 3 ، ك 2 س، تش 3 COONa و إلخ. .)

خذ بعين الاعتبار تفاعل التحلل المائي لخلات الصوديوم. يتحلل هذا الملح في المحلول إلى أيونات: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + هو كاتيون قاعدة قوية، CH 3 COO - هو أنيون حمض ضعيف.

لا تستطيع كاتيونات Na + ربط أيونات الماء، لأن NaOH، وهو قاعدة قوية، يتحلل تمامًا إلى أيونات. أنيونات حمض الأسيتيك الضعيف CH 3 COO - تربط أيونات الهيدروجين لتكوين حمض الأسيتيك المنفصل قليلاً:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

يمكن ملاحظة أنه نتيجة للتحلل المائي لـ CH 3 COONa، تم تكوين فائض من أيونات الهيدروكسيد في المحلول، وأصبح تفاعل الوسط قلويًا (الرقم الهيدروجيني > 7).

وهكذا يمكننا أن نستنتج ذلك تتحلل الأملاح الناتجة عن حمض ضعيف وقاعدة قوية عند الأنيون ( ان ن - ). في هذه الحالة، تربط أنيونات الملح أيونات H + ، وتتراكم أيونات OH في المحلول - مما يسبب بيئة قلوية (الرقم الهيدروجيني> 7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - ، (عند n=1 HAn يتكون حمض ضعيف).

يتم التحلل المائي للأملاح المتكونة من الأحماض الضعيفة ثنائية والتريباسيك والقواعد القوية بشكل تدريجي

دعونا ننظر في التحلل المائي لكبريتيد البوتاسيوم. ينفصل K 2 S في المحلول:

ك 2 ق ↔ 2 ك + + س 2- ;

K + هو كاتيون قاعدة قوية، S 2 هو أنيون حمض ضعيف.

لا تشارك كاتيونات البوتاسيوم في تفاعل التحلل المائي؛ فقط أنيونات الهيدروكبريتيد الضعيفة تتفاعل مع الماء. في هذا التفاعل، الخطوة الأولى هي تكوين أيونات H2S ضعيفة التفكك، والخطوة الثانية هي تكوين حمض ضعيف H2S:

المرحلة الأولى: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

المرحلة الثانية: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

إن أيونات OH المتكونة في المرحلة الأولى من التحلل المائي تقلل بشكل كبير من احتمالية التحلل المائي في المرحلة التالية. نتيجة ل أهمية عمليةعادة ما تكون هناك عملية تحدث فقط في المرحلة الأولى، والتي، كقاعدة عامة، تقتصر على تقييم التحلل المائي للأملاح في الظروف العادية.

التحلل المائي للأملاح. بيئة المحاليل المائية: حمضية، متعادلة، قلوية

وفقا لنظرية التفكك الكهربائي، في محلول مائي، تتفاعل جزيئات المذاب مع جزيئات الماء. مثل هذا التفاعل يمكن أن يؤدي إلى تفاعل التحلل المائي (من اليونانية. هيدرو- ماء، تحلل- الاضمحلال والتحلل).

التحلل المائي هو تفاعل التحلل الأيضي للمادة مع الماء.

تخضع مواد مختلفة للتحلل المائي: أملاح غير عضوية، كربيدات وهيدريدات معدنية، هاليدات غير معدنية؛ العضوية - الهالوكانات، استراتوالدهون والكربوهيدرات والبروتينات والنيوكليوتيدات.

المحاليل المائية للأملاح لها معان مختلفةالرقم الهيدروجيني وأنواع مختلفة من الوسائط - الحمضية (الرقم الهيدروجيني 7$)، المحايدة (الرقم الهيدروجيني = 7$). ويفسر ذلك حقيقة أن الأملاح الموجودة في المحاليل المائية يمكن أن تخضع للتحلل المائي.

جوهر التحلل المائي يأتي إلى التبادل التفاعل الكيميائيالكاتيونات أو الأنيونات من الملح مع جزيئات الماء. ونتيجة لهذا التفاعل، يتم تشكيل مركب منفصل قليلاً (إلكتروليت ضعيف). وفي المحلول الملحي المائي، يظهر فائض من الأيونات الحرة $H^(+)$ أو $OH^(-)$، ويصبح المحلول الملحي حمضيًا أو قلويًا، على التوالي.

تصنيف الأملاح

يمكن اعتبار أي ملح بمثابة نتاج تفاعل القاعدة مع الحمض. على سبيل المثال، يتكون الملح $KClO$ من القاعدة القوية $KOH$ والحمض الضعيف $HClO$.

اعتمادا على قوة القاعدة والحمض، يمكن تمييز أربعة أنواع من الأملاح.

دعونا ننظر في سلوك الأملاح بأنواعها المختلفة في المحلول.

1. أملاح تتكون من قاعدة قوية وحمض ضعيف.

على سبيل المثال، يتكون ملح سيانيد البوتاسيوم $KCN$ من القاعدة القوية $KOH$ والحمض الضعيف $HCN$:

$(KOH)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض قوية")←KCN→(HCN)↙(\text"حمض أحادي ضعيف")$

1) تفكك عكسي طفيف لجزيئات الماء (إلكتروليت مذبذب ضعيف جدًا)، والذي يمكن تبسيطه بالمعادلة

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

$KCN=K^(+)+CN^(-)$

تتفاعل الأيونات $Н^(+)$ و$CN^(-)$ المتكونة أثناء هذه العمليات مع بعضها البعض، وترتبط بجزيئات إلكتروليت ضعيف - حمض الهيدروسيانيك $HCN$، في حين أن الهيدروكسيد - $ОН^(-) ويبقى أيون $ في المحلول، وبالتالي يتم تحديد بيئته القلوية. يحدث التحلل المائي عند أنيون $CN^(-)$.

دعونا نكتب المعادلة الأيونية الكاملة للعملية الجارية (التحلل المائي):

$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$

هذه العملية قابلة للعكس، و التوازن الكيميائيتحول إلى اليسار (باتجاه تكوين المواد الأولية)، لأن الماء هو إلكتروليت أضعف بكثير من حمض الهيدروسيانيك $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

المعادلة تبين أن:

أ) توجد أيونات هيدروكسيد حرة $OH^(-)$ في المحلول، وتركيزها أكبر منه في الماء النقي، وبالتالي فإن المحلول الملحي $KCN$ لديه بيئة قلوية(الرقم الهيدروجيني > 7$)؛

ب) تشارك أيونات $CN^(-)$ في التفاعل مع الماء، وفي هذه الحالة يقولون ذلك التحلل الأنيوني. أمثلة أخرى للأنيونات التي تتفاعل مع الماء:

لنفكر في التحلل المائي لكربونات الصوديوم $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض قوية")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"حمض ديباسيك ضعيف")$

يحدث التحلل المائي للملح عند أنيون $CO_3^(2-)$.

$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

منتجات التحلل المائي - الملح الحمضي$NaHCO_3$ وهيدروكسيد الصوديوم $NaOH$.

يكون وسط المحلول المائي لكربونات الصوديوم قلويًا ($pH > 7$)، لأن تركيز أيونات $OH^(-)$ في المحلول يزداد. ملح حمضييمكن أن يخضع $NaHCO_3$ أيضًا للتحلل المائي، والذي يحدث بدرجة صغيرة جدًا ويمكن إهماله.

لتلخيص ما تعلمته عن التحلل المائي الأنيوني:

أ) وفقًا للأنيون، عادة ما يتم تحلل الأملاح بشكل عكسي؛

ب) ينزاح التوازن الكيميائي في مثل هذه التفاعلات بقوة نحو اليسار؛

ج) يكون تفاعل الوسط في محاليل الأملاح المماثلة قلويًا ($pH > 7$)؛

د) التحلل المائي للأملاح المتكونة من الأحماض المتعددة القاعدة الضعيفة ينتج أملاحًا حمضية.

2. أملاح تتكون من حمض قوي وقاعدة ضعيفة.

دعونا نفكر في التحلل المائي لكلوريد الأمونيوم $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض ضعيفة")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"حمض أحادي قوي")$

في المحلول الملحي المائي تحدث عمليتان:

1) تفكك عكسي طفيف لجزيئات الماء (إلكتروليت مذبذب ضعيف جدًا)، والذي يمكن تبسيطه بالمعادلة:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) التفكك الكامل للملح (إلكتروليت قوي):

$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$

تتفاعل أيونات $OH^(-)$ و$NH_4^(+)$ الناتجة مع بعضها البعض لإنتاج $NH_3·H_2O$ (إلكتروليت ضعيف)، بينما تظل أيونات $H^(+)$ في المحلول، مما يتسبب في تفككها. البيئة الأكثر حمضية.

المعادلة الأيونية الكاملة للتحلل المائي هي:

$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$

هذه العملية قابلة للعكس، حيث يتحول التوازن الكيميائي نحو تكوين المواد الأولية، لأن الماء $Н_2О$ هو إلكتروليت أضعف بكثير من هيدرات الأمونيا $NH_3·H_2O$.

المعادلة الأيونية المختصرة للتحلل المائي:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

المعادلة تبين أن:

أ) توجد أيونات هيدروجين حرة $H^(+)$ في المحلول، وتركيزها أكبر منه في الماء النقي، وبالتالي فإن المحلول الملحي البيئة الحمضية($الرقم الهيدروجيني

ب) تشارك كاتيونات الأمونيوم $NH_4^(+)$ في التفاعل مع الماء؛ في هذه الحالة يقولون أنه قادم التحلل المائي بواسطة الكاتيون.

يمكن أيضًا أن تشارك الكاتيونات المشحونة المضاعفة في التفاعل مع الماء: مشحونة بشكل مزدوج$М^(2+)$ (على سبيل المثال، $Ni^(2+)، Cu^(2+)، Zn^(2+)...$)، باستثناء كاتيونات الفلزات القلوية الأرضية، ثلاثة شاحن$M^(3+)$ (على سبيل المثال، $Fe^(3+)، Al^(3+)، Cr^(3+)...$).

دعونا نفكر في التحلل المائي لنترات النيكل $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"قاعدة حمض ثنائي ضعيف")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"حمض أحادي القاعدة قوي")$

يحدث التحلل المائي للملح عند الكاتيون $Ni^(2+)$.

المعادلة الأيونية الكاملة للتحلل المائي هي:

$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$

المعادلة الأيونية المختصرة للتحلل المائي:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

منتجات التحلل المائي - الملح الأساسي$NiOHNO_3$ و حمض النيتريك$HNO_3$.

يكون وسط المحلول المائي لنترات النيكل حامضيًا (РН

يحدث التحلل المائي لملح $NiOHNO_3$ بدرجة أقل بكثير ويمكن إهماله.

لتلخيص ما تعلمته عن التحلل المائي الكاتيوني:

أ) وفقا للكاتيون، يتم تحلل الأملاح، كقاعدة عامة، بشكل عكسي؛

ب) تحول التوازن الكيميائي للتفاعلات بقوة إلى اليسار؛

ج) يكون تفاعل الوسط في محاليل هذه الأملاح حمضيا (pH

د) التحلل المائي للأملاح المتكونة من قواعد متعددة الأحماض الضعيفة ينتج أملاحًا قاعدية.

3. أملاح تتكون من قاعدة ضعيفة وحمض ضعيف.

من الواضح أنه من الواضح لك بالفعل أن هذه الأملاح تخضع للتحلل المائي لكل من الكاتيون والأنيون.

يربط الكاتيون الأساسي الضعيف أيونات $OH^(-)$ من جزيئات الماء، ويتشكل أساس ضعيف; يرتبط أنيون الحمض الضعيف بأيونات $H^(+)$ من جزيئات الماء، ويتكون حمض ضعيف. يمكن أن يكون تفاعل محاليل هذه الأملاح محايدًا أو حمضيًا ضعيفًا أو قلويًا قليلاً. يعتمد هذا على ثوابت تفكك الشوارد الضعيفة - الحمض والقاعدة، والتي تتشكل نتيجة التحلل المائي.

على سبيل المثال، فكر في التحلل المائي لملحين: أسيتات الأمونيوم $NH_4(CH_3COO)$ وفورمات الأمونيوم $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض ضعيفة")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"حمض أحادي القاعدة قوي");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض ضعيفة")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"حمض أحادي القاعدة ضعيف").$

في المحاليل المائية لهذه الأملاح، تتفاعل كاتيونات القاعدة الضعيفة $NH_4^(+)$ مع أيونات الهيدروكسي $OH^(-)$ (تذكر أن الماء يتفكك $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ) ، وتتفاعل الأحماض الضعيفة الأنيونية $CH_3COO^(-)$ و$HCOO^(-)$ مع الكاتيونات $Н^(+)$ لتكوين جزيئات من الأحماض الضعيفة - الخل $CH_3COOH$ والفورميك $HCOOH$.

دعونا نكتبها المعادلات الأيونيةالتحلل المائي:

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

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

في هذه الحالات، يكون التحلل المائي قابلا للعكس أيضا، ولكن يتم تحويل التوازن نحو تكوين منتجات التحلل المائي - اثنين من الشوارد الضعيفة.

في الحالة الأولى، يكون وسط المحلول متعادلًا (pH = 7$)، لأن $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1.8·10^(-5)$. وفي الحالة الثانية، يكون وسط المحلول حمضيًا ضعيفًا (pH

كما لاحظت بالفعل، فإن التحلل المائي لمعظم الأملاح موجود عملية عكسية. في حالة التوازن الكيميائي، يتم تحلل جزء فقط من الملح. إلا أن بعض الأملاح تتحلل تماماً بالماء، مثلاً. التحلل المائي الخاص بهم هو عملية لا رجعة فيها.

في جدول "قابلية ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء" ستجد ملاحظة: "إنها تتحلل في بيئة مائية" - وهذا يعني أن هذه الأملاح تخضع لتحلل مائي لا رجعة فيه. على سبيل المثال، يخضع كبريتيد الألومنيوم $Al_2S_3$ في الماء لتحلل مائي لا رجعة فيه، حيث أن أيونات $H^(+)$ التي تظهر أثناء التحلل المائي للكاتيون ترتبط بأيونات $OH^(-)$ المتكونة أثناء التحلل المائي للأنيون. وهذا يعزز التحلل المائي ويؤدي إلى تكوين هيدروكسيد الألومنيوم غير القابل للذوبان وغاز كبريتيد الهيدروجين:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

ولذلك، لا يمكن الحصول على كبريتيد الألومنيوم $Al_2S_3$ عن طريق تفاعل التبادل بين المحاليل المائية لملحين، على سبيل المثال، كلوريد الألومنيوم $AlCl_3$ وكبريتيد الصوديوم $Na_2S$.

من الممكن أيضًا حدوث حالات أخرى من التحلل المائي الذي لا رجعة فيه؛ وليس من الصعب التنبؤ بها، لأنه لكي تكون العملية لا رجعة فيها، من الضروري أن يغادر أحد منتجات التحلل المائي على الأقل مجال التفاعل.

لتلخيص ما تعلمته عن كل من التحلل المائي الكاتيوني والأيوني:

أ) إذا تم تحلل الأملاح عند الكاتيون والأنيون بشكل عكسي، فإن التوازن الكيميائي في تفاعلات التحلل المائي يتحول إلى اليمين؛

ب) يكون تفاعل الوسط إما محايدًا، أو ضعيف الحموضة، أو ضعيف القلوية، وهو ما يعتمد على نسبة ثوابت التفكك للقاعدة والحمض الناتجين؛

ج) يمكن للأملاح أن تحلل كلاً من الكاتيون والأنيون بشكل لا رجعة فيه إذا غادر أحد نواتج التحلل المائي على الأقل مجال التفاعل.

4. الأملاح التي تتكون من قاعدة قوية وحمض قوي لا تخضع للتحلل المائي.

من الواضح أنك توصلت إلى هذا الاستنتاج بنفسك.

دعونا نفكر في سلوك كلوريد البوتاسيوم $KCl$ في المحلول.

$(KOH)↙(\text"قاعدة أحادية الحمض قوية")←KCl→(HCl)↙(\text"حمض أحادي قوي").$

يتفكك الملح في المحلول المائي إلى أيونات ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$)، ولكن عند التفاعل مع الماء، لا يمكن تكوين إلكتروليت ضعيف. وسط الحل محايد ($pH=7$)، لأن تركيزات $H^(+)$ و $OH^(-)$ في المحلول متساوية، كما هو الحال في الماء النقي.

تشتمل الأمثلة الأخرى على هذه الأملاح على هاليدات فلز قلوي، نترات، بيركلورات، كبريتات، كرومات وثنائي كرومات، هاليدات فلز قلوي ترابي (بخلاف الفلوريدات)، نترات وبيركلورات.

تجدر الإشارة أيضًا إلى أن تفاعل التحلل المائي القابل للعكس يطيع تمامًا مبدأ Le Chatelier. لهذا يمكن تعزيز التحلل المائي للملح(وحتى جعله لا رجعة فيه) بالطرق التالية:

أ) إضافة الماء (تقليل التركيز)؛

ب) تسخين المحلول مما يزيد من تفكك الماء الماص للحرارة:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ كيلوجول،

مما يعني أن كمية $H^(+)$ و$OH^(-)$، الضرورية للتحلل المائي للملح، تزداد؛

ج) ربط أحد منتجات التحلل المائي في مركب قليل الذوبان أو إزالة أحد المنتجات في الطور الغازي؛ على سبيل المثال، سيتم تعزيز التحلل المائي لسيانيد الأمونيوم $NH_4CN$ بشكل كبير بسبب تحلل هيدرات الأمونيا لتكوين الأمونيا $NH_3$ والماء $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

التحلل المائي للأملاح

أسطورة:

يمكن قمع التحلل المائي (تقليل كمية الملح التي يتم تحللها بشكل كبير) عن طريق القيام بما يلي:

أ) زيادة تركيز المادة المذابة.

ب) تبريد المحلول (لتقليل التحلل المائي، يجب تخزين المحاليل الملحية مركزة وفي درجات حرارة منخفضة)؛

ج) إدخال أحد منتجات التحلل المائي في المحلول؛ على سبيل المثال، تحمض المحلول إذا كانت بيئته نتيجة التحلل المائي حمضية، أو قلوية إذا كانت قلوية.

معنى التحلل المائي

التحلل المائي للأملاح عملي و الأهمية البيولوجية. حتى في العصور القديمة، تم استخدام الرماد كمنظف. يحتوي الرماد على كربونات البوتاسيوم $K_2CO_3$، والتي تتحلل إلى أنيون في الماء؛ ويصبح المحلول المائي صابونيًا بسبب أيونات $OH^(-)$ المتكونة أثناء التحلل المائي.

حاليًا، نستخدم في الحياة اليومية الصابون ومساحيق الغسيل والمنظفات الأخرى. المكون الرئيسي للصابون هو أملاح الصوديوم والبوتاسيوم ذات الأحماض الدهنية الأعلى. الأحماض الكربوكسيلية: ستيرات، بالميتات، والتي يتم تحللها.

يتم التعبير عن التحلل المائي لستيرات الصوديوم $C_(17)H_(35)COONa$ بالمعادلة الأيونية التالية:

$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,

أولئك. الحل لديه بيئة قلوية قليلا.

تضاف الأملاح خصيصًا إلى تركيبة مساحيق الغسيل والمنظفات الأخرى. الأحماض غير العضوية(الفوسفات، الكربونات)، والتي تعزز تأثير التنظيف عن طريق زيادة الرقم الهيدروجيني للبيئة.

الأملاح التي تخلق البيئة القلوية اللازمة للمحلول موجودة في المطور الفوتوغرافي. هذه هي كربونات الصوديوم $Na_2CO_3$، وكربونات البوتاسيوم $K_2CO_3$، والبوراكس $Na_2B_4O_7$ والأملاح الأخرى التي تتحلل عند الأنيون.

إذا كانت حموضة التربة غير كافية، تصاب النباتات بمرض يسمى داء الاخضرار. وتتمثل أعراضه في اصفرار أو بياض الأوراق وتأخر النمو والتطور. إذا كان $pH_(soil) > 7.5$، فسيتم إضافة سماد كبريتات الأمونيوم $(NH_4)_2SO_4$ إليه، مما يساعد على زيادة الحموضة بسبب التحلل المائي للكاتيون الموجود في التربة:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

لا يقدر بثمن الدور البيولوجيالتحلل المائي لبعض الأملاح التي يتكون منها جسمنا. على سبيل المثال، يحتوي الدم على أملاح بيكربونات الصوديوم وفوسفات هيدروجين الصوديوم. دورهم هو الحفاظ على رد فعل معين للبيئة. يحدث هذا بسبب التحول في توازن عمليات التحلل المائي:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

إذا كان هناك فائض من أيونات $H^(+)$ في الدم، فإنها ترتبط بأيونات هيدروكسيد $OH^(-)$، وينزاح التوازن إلى اليمين. مع وجود فائض من أيونات هيدروكسيد $OH^(-)$، ينزاح التوازن إلى اليسار. ونتيجة لهذا فإن حموضة دم الشخص السليم تتقلب قليلاً.

مثال آخر: يحتوي اللعاب البشري على أيونات $HPO_4^(2-)$. بفضلهم، يتم الحفاظ على بيئة معينة في تجويف الفم (الرقم الهيدروجيني=7-7.5$).