Средата става кисела при разтваряне на солта. Хидролиза на соли. Сряда на водни разтвори: кисело, неутрално, алкално

За да разберем каква хидролиза на соли, извикване за начало, като киселинно и алкален дисоцииране.

Честият между всички киселини е, че по време на тяхното дисоциация, водородните катиони (Н +) са задължително образувани, по време на дисоциация на всички алкални, хидроксидните йони винаги се образуват (това е).

В това отношение, ако в разтвор, по една или друга причина, повече йони Н + казват, че разтворът има кисела реакция на средата, ако тя е алкална реакция на средата.

Ако всичко е ясно с киселини и алкали, тогава каква е реакцията на средата в соли разтвори?

На пръв поглед трябва винаги да бъде неутрален. И истината, откъде, например, в разтвор на натриев сулфид, до излишни водородни катиони или хидроксидни йони. Самата натриев сулфид по време на дисоциация не образува йони по всякакъв, нито друг тип:

Na2 s \u003d 2na + + s 2-

Въпреки това, ако сте, например, водни разтвори на натриев сулфид, натриев хлорид, цинков нитрат и електронния рН метър (цифрово устройство за определяне на киселинността на средата) ще намерите необичайно явление. Устройството ще ви покаже, че разтворът на рН натриев сулфид е по-голям от 7, т.е. Това е изричен излишък от хидроксидни йони. Резовата среда на натриев хлорид би била неутрална (рН \u003d 7) и Zn (No 3) 2 кисела разтвор.

Единственото нещо, което съответства на нашите очаквания, е средата за разтвор на натриев хлорид. Оказа се, че е неутрален, както се предполагаше.

Но където излишъкът от хидроксидни йони идват в разтвор на натриев сулфид и водород в разтвор на цинков нитрат?

Нека се опитаме да разберем. За да направите това, трябва да научим следните теоретични моменти.

Всяка сол може да бъде представена като продукт на киселинно взаимодействие и база. Киселините и основите са разделени в силни и слаби. Спомнете си, че те са силно наречени тези киселини и бази, степента на дисоциация, които са близо до 100%.

забележка: SURNEMI (Н2СО 3) и фосфорен (НЗРО 4) са по-често свързани с киселините на средната сила, но при разглеждане на задачи към хидролиза, трябва да се отнасят до слаби.

Киселите остатъци от слаби киселини са способни да взаимодействат с водните молекули, теглене на водородните катиони Н + от тях. Например, сулфидният йон, като киселинен остатък от слаб водороден сулфид, взаимодейства с него, както следва:

S 2- + H2O ↔ HS - + OH -

HS - + H2O ↔ H2S + OH -

Както може да се види, излишъкът от хидроксидни йони се образува в резултат на това взаимодействие, което е отговорно за алкалната реакция на средата. Това означава, че киселите остатъци от слаби киселини увеличават алкалността на средата. В случай на разтвори на соли, съдържащи такива киселинни остатъци, те казват, че те се наблюдават хидролиза на анион.

Кисели остатъци от силни киселини, за разлика от слабите, не взаимодействат с вода. Това означава, че те не влияят на рН на водния разтвор. Например хлоридният йон, като киселинен остатък от силен на солна киселина, не реагира с вода:

Това означава, хлоридните йони не влияят на PN разтвора.

От метални катиони, само тези, съответстващи на слаби основи, са способни да взаимодействат с вода. Например, Zn2+ катион, която съответства на слаба основа на цинков хидроксид. Във водни разтвори на процеси на цинкови соли:

ZN 2 + + H2O ZN (OH) + + H +

ZN (OH) + + H2O ZN (OH) + + Н +

Както може да се види от уравненията по-горе, в резултат на взаимодействието на цинковите катиони с вода, водородните катиони, които увеличават киселинността на средата, натрупват в разтвора, т.е. понижаване на рН. Ако съставът на солта включва катиони, които съответстват на слаби основи, в този случай казват тази сол хидролизирана от катион.

Метални катиони, които съответстват на силни основи, не взаимодействат с вода. Например, Na + катионът съответства на силна база - натриев хидроксид. Следователно, натриевите йони с вода не реагират и не влияят на рН на разтвора.

Така въз основа на горната сол може да бъде разделена на 4 вида, а именно образовани:

1) силна основа и силна киселина,

Такива соли не съдържат киселинни остатъци, нито метални катиони взаимодействат с вода, т.е. способни да повлияят на рН на водния разтвор. Разтворите на такива соли имат неутрална среда. За такива соли казват те не хидролиза.

Примери: Ba (No 3) 2, KCL, Li 2 SO 4 и др.

2) Тежка основа и слаба киселина

В разтвори на такива соли, само киселинни остатъци реагират с вода. Сряда водни решения такива алкални соли, по отношение на солите от този тип, те казват, че хидролизиран от Анион

Примери: NAF, K 2 CO 3, Li 2 S и др.

3) слаба основа и тежка киселина

В такива соли с вода, катиони реагират и киселинните остатъци не реагират - сол на хидролиза чрез катион, Сряда кисело.

Примери: ZN (№ 3) 2, FE 2 (SO 4) 3, CUSO 4 и др.

4) слаба основа и слаба киселина.

Водата реагира с двете катиони, така и с аниони на киселинни остатъци. Хидролизата на солите от този вид и в катиона и на аниона. Често такива соли са изложени необратима хидролиза.

Какво означава, че те са необратимо хидролизирани?

Тъй като в този случай металът (или NH4 +) и аните на киселинния остатък взаимодействат с вода и Н + йони и ОН йони, които образуват изключително дребнословното вещество (Н20), са едновременно възникнали.

Това от своя страна води до факта, че солите, образувани от киселинните остатъци от слаби основи и слаби киселини, не могат да бъдат получени чрез обменни реакции, но само синтез на твърда фаза, или изобщо не могат да бъдат получени. Например, при смесване на разтвор на алуминиев нитрат с разтвор на натриев сулфид, вместо очакваната реакция:

2AL (NO 3) 3 + 3NA 2 S \u003d AL 2 S 3 + 6NANO 3 (- така че реакцията не продължава!)

Наблюдава се следната реакция:

2AL (NO 3) 3 + 3NA 2S + 6H2O \u003d 2AL (OH) 3 ↓ + 3H2S + 6NANO 3

Обаче, алуминиевият сулфид без проблеми може да бъде получен чрез сливане на алуминиев прах със сиво:

2AL + 3S \u003d al 2 s 3

Когато алуминиевият сулфид се въвежда във водата, той също е като опит да се получи във воден разтвор, изложен на необратима хидролиза.

Al 2 S 3 + 6H2O \u003d 2AL (OH) 3 ↓ + 3H2S

Лекция: Хидролиза на соли. Сряда на водни разтвори: кисело, неутрално, алкално

Хидролиза на соли

Продължаваме да проучваме законите на потока химична реакция. Когато изучавате темата, сте научили това с електролитна дисоциация във воден разтвор, частиците, включени в реакционните вещества, се разтварят във вода. Това е хидролиза. Тя е подложена на различна неорганична и органични веществапо-специално сол. Без разбиране на процеса на хидролиза на солите, няма да можете да обясните явленията, които се случват в живите организми.

Същността на хидролизата на солите се намалява до процеса на обмен на взаимодействието на йони (катиони и аниони) на сол с водни молекули. В резултат на това се образува слаб електролит - леко подмоторна връзка. Във воден разтвор, излишък от свободни йони Н + или той се появява. Не забравяйте, че дисоциацията, която електролитите образуват Н + йони и които е така. Както предполагате, в първия случай се занимаваме с киселина, това означава, че водната среда със йони Н + ще бъде кисела. Във втория случай алкалната. Във самата вода средата е неутрална, тъй като тя е леко дисоцирана до същата концентрация на Н + йони и е.

Естеството на околната среда може да се определи с помощта на индикатори. Фенолфталеинът открива алкална среда и петна разтвор в малинов цвят. LACMUS под действието на киселината става червен и под действието на алкалите остава синьо. Метилоранж - оранжево, в алкалната среда става жълто, в кисела среда - розово. Видът на хидролизата зависи от вида на солта.

Видове соли

Така че всяка сол е взаимодействието на киселината и основите, които, както разбрали, са силни и слаби. Силните страни са тези, чиято степен на дисоциация α е близо до 100%. Трябва да се помни, че сярата (Н2СО 3) и фосфорна (НЗЗП) киселина се приписва по-често на киселините на средната сила. При решаване на проблеми на хидролиза, тези киселини трябва да се припишат на слаби.

Киселини:

Силен: НС1; HBR; HL; HNO 3; HCLO 4; H 2S0 4. Киселите им остатъци с вода не взаимодействат.

Слаб: HF; Н2СО 3; H 2 Si0 3; H 2 s; HNO 2; H2S03; H 3 PO 4; Органични киселини. И киселите им остатъци взаимодействат с вода, приемане на Н + водород в молекулите.

Басейни:

Силни: разтворими метални хидроксиди; Ca (oh) 2; SR (OH) 2. Техните катиони на метални метали не взаимодействат.

Слаб: неразтворими метални хидроксиди; Амониев хидроксид (NH4OH). И катиони на металите взаимодействат тук с вода.

Базиран този материал, Обмисливидове соли :

Соли с тежка основа и силна киселина. Например: Ba (No 3) 2, KCL, Li 2S0 4. Характеристики: Не взаимодействат с вода, което означава, че хидролизата не е подложена. Разтворите на такива соли имат неутрална среда.

Соли със силна основа и слаба киселина. Например: NAF, K2CO3, Li 2 S. Характеристики: киселинните остатъци на тези соли взаимодействат с вода, настъпва хидролизата върху аниона. Сряда водни разтвори - алкална.

Соли със слаба основа и тежка киселина. Например: Zn (NO 3) 2, FE 2 (SO 4) 3, CUSO 4. Характеристики: Само метални катиони взаимодействат с вода, хидролизата се появява в катионата. Сряда - кисело.

Соли със слаба основа и слаба киселина. Например: CH3 COONN 4, (NN 4) 2 CO 3, Hcoonn 4. Характеристики: с взаимодействието на водата като катиони и аниони на киселинни остатъци, в катион и анион се появява хидролиза.

Пример за хидролиза върху катионната среда и киселинната среда:

Хидролиза на железен хлорид FECL 2

FECL 2 + H2O ↔ Fe (OH) CL + HCl (молекулярно уравнение)

FE 2+ + 2CL - + H + + OH - ↔ feoh + + 2Cl - + n + (пълно йонно уравнение)

FE 2+ + H2O ↔ FeoH + + H + (съкратено йонно уравнение)

Пример за хидролиза върху анион и алкална екологична формация:

Хидролиза на натриев ацетат CH3 Coona.

CH3 COONA + H2O ↔ CH3 COOH + NaOH (молекулярно уравнение)

Na + + CH3 COO - + Н20 ↔ Na + + CH3 COOH + OH - (пълно йонно уравнение)

CH3 COO - + Н20 ↔ CH3 COOH + OH - (съкратено йонно уравнение)

Пример за хидролиза на ставите:

• Хидролиза на алуминиев сулфид Ал 2 S. 3

AL 2 S 3 + 6H2O ↔ 2AL (OH) 3 ↓ + 3H2S

В този случай виждаме пълната хидролиза, която се появява, ако солта се образува от слаба неразтворима или летлива основа и слаба неразтворима или летлива киселина. В таблицата за разтворимост докинг върху такива соли. Ако се образува сол по време на реакцията на йонообмен, който не съществува във воден разтвор, тогава трябва да се напише реакцията на тази сол с вода.

Например:

2FECL 3 + 3NA 2 CO 3 ↔ FE 2 (CO 3) 3 + 6NACL.

FE 2 (CO 3) 3 + 6H2O ↔ 2FE (OH) 3 + 3H2O + 3CO 2

Сгъваме тези две уравнения, което се повтаря вляво и правилни части, намаляване:

2FECL 3 + 3NA 2CO3 + 3H2O ↔ 6NACL + 2FE (OH) 3 ↓ + 3CO2

Химичната пътека на разтвора може да бъде определена с помощта на индикатори на киселинните бази.

Ескортът и основните показатели са органични вещества, чиято картина зависи от киселинността на средата.

Най-често срещаните показатели са Lacmus, метил оранжев, фенолфтален. Lacmus в кисела среда е боядисана в червено, в синьо. Фенолфталеинът в кисела среда е безцветна, алкалната е боядисана в пурпурен цвят. Метил портокал в кисела среда е боядисано червено и в алкално-жълто.

В лабораторна практика редица индикатори често се смесват по такъв начин, че цветът на сместа варира в широката гама от стойности на рН. С тяхна помощ е възможно да се определи рН на разтвора с точност на уреда. Тези смеси се наричат универсални индикатори.

Има специални устройства - рН метри, с които рН на разтворите може да се определи в диапазона от 0 до 14 с точност от 0.01 рН.

Хидролиза на соли

При разтварянето на някои соли във вода, равновесието на процеса на дисоциация на водата е нарушено и съответно се променя рН на средата. Това се обяснява с факта, че солите реагират с вода.

Хидролиза на соли – химическо обменно взаимодействие на йони на разтворени водни соли, което води до образуване на слабо масови продукти (молекули слаби киселини или бази, аниони от киселинни соли или катиони на основните соли) и придружени от промяна в рН на средата.

Помислете за процеса на хидролиза, в зависимост от естеството на основите и киселините, образуващи солта.

Соли, образувани от силни киселини и силни основи (NaCl, KNO3, Na2S04 и др.).

Да предположимКато взаимодействие на натриев хлорид с вода, хидролизата реагира с образуването на киселина и основа:

NaCl + H2O ↔ NaOH + HCl

За правилната представа за естеството на това взаимодействие, ние ще напишем уравнението на реакцията в йонната форма, като се има предвид, че единственото слабо съединение в тази система е вода:

Na + + CL - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + CL -

С намаляването на същите йони в лявата и дясната част на уравнението остава дисоциационното уравнение:

H 2 O ↔ H + + той -

Както може да се види, няма излишни йони от Н + или това - в сравнение със съдържанието им във вода. В допълнение се образуват други слабо или твърди разтворими съединения. Оттук заключаваме това соли, образувани от силни киселини и основи на хидролиза, не се подлагат и реакцията на разтворите на тези соли е същата като във водата, неутрално (рН \u003d 7).

При получаването на йонномолекулни уравнения на реакциите на хидролиза е необходимо:

1) Напишете уравнението за дисоцииране на сол;

2) определя естеството на катионата и аниона (намиране на катион на слаба основа или анион на слаба киселина);

3) Напишете уравнение на йонномолекулна реакция, като се има предвид, че водата е слаба електролита и че количеството на таксите трябва да бъде същото и в двете части на уравнението.

Соли, образувани от слаба киселина и силна основа

(Na. 2 Колерия 3 К. 2 S, CH. 3 Coona. и д-р .)

Помислете за реакцията на хидролиза на натриев ацетат. Тази сол в разтвора се разпада на йони: СН3 COONA ↔ CH3СО - + Na +;

Na + -CALION на силна основа, СНЗО - - анион на слаба киселина.

Na + катиони не могат да свързват водните йони, тъй като naon е силна основа - напълно дезинтегрирана с йони. Аниони на слаба оцетна киселинаНСНСО - свързват водородните йони, за да образуват ниска подложна оцетна киселина:

Ch3 coo - + не ↔ ch 3 coo + on -

Може да се види, че поради хидролизата CH3 COONA, в разтвора се образува излишък от хидроксидни йони и средната реакция е алкална (рН\u003e 7).

Така може да се заключи това солите, образувани от слаба киселина и силна основа, са хидролизирани от анион ( Ан. н. - ). В същото време солените аниони свързват йони n + и йони се натрупват в разтвор - Какво причинява алкална среда (рН\u003e 7):

N-+ HOH ↔ HAN (N -1) - + ОН -, (с п \u003d 1, Хан е оформен - слаба киселина).

Хидролиза на соли, образувани от две и триосни слаби киселини и силни бази, потоци

Помислете за хидролизата на калиев сулфид. K 2 s дисоциати в решение:

До 2 s ↔ 2k + + s 2-;

К + - катион на силна основа, 2-анион на слаба киселина.

Каталивите катиони не участват в реакцията на хидролиза, взаимодействат с вода само ани на слаб водороден сулфид. В тази реакция на първия етап образуването на слабицично разтваряне йони HS -, на втория етап - образуването на слаба киселина Н2S:

1-ви етап: s 2- + hoh ↔ HS - + OH -;

2-ри етап: HS - + HOH ↔ H2S + OH -.

Измерва се в първия етап на хидролиза на йони, той значително намалява вероятността от хидролиза на следващия етап. В резултат на това практическото значение обикновено е процесът, който идва само в първия етап, който обикновено се ограничава до оценката на хидролизата на солта при нормални условия.

Хидролиза на соли. Сряда на водни разтвори: кисело, неутрално, алкално

Съгласно теорията на електролитна дисоциация, във воден разтвор, частиците на разтвореното вещество взаимодействат с водните молекули. Такова взаимодействие може да доведе до реакция на хидролиза (от гръцки. хидро. - вода, лизис - Дезинтеграция, разлагане).

Хидролизата е реакцията на разграждането на обмен на веществото с вода.

Различни вещества се подлагат на хидролиза: неорганични - соли, карбиди и хидриди на метали, неметални халиди; Органични - халогени, основни неща и мазнини, въглехидрати, протеини, полинуклеотиди.

Водните соли решения имат различни стойности на рН и различни видове медии - киселина ($ рН 7 $), неутрално ($ pH \u003d 7 $). Това се дължи на факта, че солта във водни разтвори може да бъде подложена на хидролиза.

Същността на хидролизата се намалява до обмен химическо взаимодействие Или солеви аниони с водни молекули. В резултат на това взаимодействие се образува дребнословно съединение (слаб електролит). И във водния разтвор на солта има излишък от свободни йони $ n ^ (+) $ или $ ^ (-) $, а солевият разтвор се превръща в кисела или алкална, съответно.

Класификация на соли

Всяка сол може да бъде представена като продукт на взаимодействието на основата с киселина. Например, $ kclo $ salt се формира от силна база $ koh $ и слаба $ hclo $.

В зависимост от основната сила и киселина могат да бъдат разграничени четири вида соли.

Помислете за поведението на солите на различни видове в разтвор.

1. Соли, образувани от силна основа и слаба киселина.

Например, $ kcn $ калиев цианидна сол се оформя от силен $ koh $ и слаб $ hcn $ киселина:

$ (KOH) ↙ (текст "Силна еднокласна база") ← KCN → (HCN) ↙ (текст "слаба едно кисела киселина") $

1) Незначителна обратима дисоциация на водните молекули (много слаб амфотерматичен електролит), който можете да опростите, може да бъде написано с помощта на уравнението

$ H_2o (⇄) ↖ (←) h ^ (+) + oh ^ (-); $

$ Kcn \u003d k ^ (+) + cn ^ (-) $

$ N ^ (+) $ и $ cn ^ (-) $ и $ и $ cn ^ (-) $ и $ и $ cn ^ (-) взаимодействат с тези процеси, свързване към молекулите на слабия електролит - циански \\ t Киселин $ HCN $, докато хидроксидът - $ ION ^ (-) $ йон остава в разтвора, като по този начин се определя нейната алкална среда. Има хидролиза от $ cn ^ (-) $ anion.

Пишем пълното йонно уравнение на процеса на случващото се (хидролиза):

$ K ^ (+) + cn ^ (-) + h_2o (⇄) ↖ (←) hcn + k ^ (+) + oh ^ (-). $

Този процес е обратим и химическо равновесие изместен вляво (в посока на образуването на изходните вещества), защото Водата е значително по-слаба електролита от цианската киселина $ HCN $.

$ Cn ^ (-) + h_2o⇄hcn + oh ^ (-). $

Уравнението показва, че:

а) Има безплатни хидроксидни йони в решението $ ^ (-) $ и тяхната концентрация е по-голяма, отколкото в чиста вода, така че $ kcn $ солев разтвор има алкална среда ($ рН\u003e $ 7);

б) $ cn ^ (-) $ йони участват в реакцията с вода, в който казват, че тя отива хидролиза на анион. Други примери за аниони, които участват във водни реакции:

Помислете за хидролизата на натриев карбонат $ na_2co_3 $.

$ (Naoh) ↙ (текст "силна единична база") ← na_2co_3 → (h_2co_3) ↙ (текст "слаба двуосна киселина") $

Има хидролиза на сол на Anion $ Co_3 ^ (2 -) $.

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

$ Co_2 ^ (2 -) + h_2o⇄hco_3 ^ (-) + OH ^ (-). $

Продукти за хидролиза - кисела сол$ Nahco_3 $ и натриев хидроксид $ naoh $.

Средната среда на водния разтвор на натриев карбонат е алкална ($ рН\u003e $ 7), защото концентрацията на йони $ ^ (-) увеличава се в решението. Кисела сол $ Nahco_3 $ може също да бъде подложен на хидролиза, която продължава в много малка степен и те могат да бъдат пренебрегнати.

Нека обобщим това, което сте научили за хидролизата върху аниона:

а) върху солен анион, като правило, хидролизиран обратим;

б) Химичното равновесие в такива реакции е силно изместено вляво;

в) средна реакция в разтвори на подобни соли алкални ($ рН\u003e $ 7);

г) с хидролиза на соли, образувани от слаби полипични киселини, се получават киселинни соли.

2. Соли, образувани от тежка киселина и слаба основа.

Помислете за хидролизата на амониев хлорид $ NH_4CL $.

$ (NH_3 · H_2O) ↙ (текст "слаба единична база") ← NH_4CL → (HCL) ↙ (текст "Силна моно-нулева киселина") $

Два процеса се срещат във воден разтвор на сол:

1) Незначително обратимо дисоциация на водните молекули (много слаб амфотерски електролит), който може да бъде опростен с помощта на уравнението:

$ H_2o (⇄) ↖ (←) h ^ (+) + oh ^ (-) $

2) пълно дисоциация на сол (силен електролит):

$ Nh_4cl \u003d nH_4 ^ (+) + cl ^ (-) $

$ Oh ^ (-) $ и $ nh_4 ^ (-) $ и $ nh_4 ^ (-) $ и $ nh_4 ^ (+) взаимодействат един с друг, за да получат $ nh_3 · h_2o $ (слаб електролит), докато $ N ^ (+) йони остават в разтвор, поради най-киселата среда.

Уравнение на цялата йонна хидролиза:

$ Nh_4 ^ (+) + cl ^ (-) + h_2o (⇄) ↖ (←) h ^ (+) + cl ^ (-) nH_3 · h_2o $ $

Процесът е обратимо, химичното равновесие се измества към образуването на изходните вещества, защото Water $ n_2o $ е значително по-слаб електролит, отколкото амоняк хидрат $ nh_3 · h_2o $.

Съкратена йонна хидролиза уравнение:

$ Nh_4 ^ (+) + h_2o⇄h ^ (+) + nH_3 · h_2o. $

Уравнението показва, че:

а) Има свободни водородни йони в решението $ n ^ (+) $ и тяхната концентрация е по-голяма, отколкото в чиста вода, така че солевият разтвор има кисела среда ($ рН.

б) амониевите катиони от $ nh_4 ^ (+) са включени във водната реакция; В този случай те казват, че тя отива хидролиза в катионата.

Многостранните заредени катиони могат също да участват във водната реакция: две вериги $ M ^ (2 +) $ (например, $ ni ^ (2+), cu ^ (2+), zn ^ (2+) ... $), с изключение на алкални земни катиони, \\ t три етап $ M ^ (3 +) $ (например, $ fe ^ (3+), al ^ (3+), cr ^ (3+) ... $).

Помислете за хидролизата на никеловия нитрат $ ni (no_3) _2 $.

$ (Ni (oh) _2) ↙ (текст "слаба двуклетъчна основа") ← ni (no_3) _2 → (hno_3) ↙ (текст "силна моно-нулева киселина") $

Настъпва хидролизата на солта съгласно $ ni ^ (2 +) $ cation.

Уравнение на цялата йонна хидролиза:

$ Ni ^ (2 +) + 2NO_3 ^ (-) + h_2o (⇄) ↖ (←) nioh ^ (+) + 2no_3 ^ (-) + h ^ (+) $

Съкратена йонна хидролиза уравнение:

$ Ni ^ (2 +) + h_2o⇄nioh ^ (+) + h ^ (+). $

Продукти за хидролиза - основна сол $ Niohno_3 $ и азотна киселина $ Hno_3 $.

Сряда на водна никел киселина никелов разтвор ($ рН

Хидролизата на $ niohno_3 $ сол се потопи в много по-малка степен и те могат да бъдат пренебрегнати.

Да обобщим това, което сте научили за хидролизата на катионата:

а) според солената катион, като правило, хидролизирано обратимо;

б) химичното равновесие на реакциите е силно изместено вляво;

в) средна реакция в разтвори на такива соли киселини ($ рН

г) в хидролиза на соли, образувани от слаби много киселинни бази, се получават основните соли.

3. Соли, образувани от слаба основа и слаба киселина.

За вас е очевидно, че вече е ясно, че такива соли са подложени на хидролиза и катион и на аниона.

Катирането на слаба база свързва йони $ ^ (-) $ от водни молекули, образувайки слаба базаШпакловка Анион на слаба киселина свързва йони $ n ^ (+) $ от водни молекули, образуващи се слаба киселина. Реакцията на разтворите на тези соли може да бъде неутрална, слабо кисела или слабо алкална. Това зависи от константи на дисоциацията на два слаби електролита - киселина и основи, които се образуват в резултат на хидролиза.

Например, помислете за хидролизата на два сола: амониев ацетат $ nh_4 (ch_3co) $ и амониев формат $ nH_4 (HCOO) $:

1) $ (NH_3 · H_2O) ↙ (текст "слаба единична база") ← NH_4 (CH_3COO) → (CH_3COOH) ↙ (текст "Силна монооксидна киселина"); $

2) $ (NH_3 · H_2O) ↙ (текст "слаба единична база") ← NH_4 (HCOO) → (HCOOH) ↙ (текст "слаба моно-нулева киселина"). $

Във водни разтвори на тези соли, катификациите на слаба база $ nh_4 ^ (+) $ си взаимодействат с хидроксиди $ ^ (-) $ (припомняме, че водата дисоциира $ h_2o⇄h ^ (+) + OH ^ (-) $ ), и аниони слаби киселини $ ch_3co ^ (-) $ и $ hco ^ (-) $ Взаимодействайте с катинки $ n ^ (+) $ с образуването на молекули на слаби киселини - оцетна $ ch_3cooh $ и ant $ hcooh $.

Ние пишем iON уравнения Хидролиза:

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 тези случаи хидролизата също е обратима, но равновесието се измества към образуването на хидролиза - два слаби електролита.

В първия случай средата е неутрална ($ рН \u003d $ 7), защото $ K_d (ch_3cooh) \u003d k + d (NH_3 · h_2O) \u003d 1.8 · 10 ^ (- 5) $. Във втория случай, околната среда на разтвора е слабо кисела ($ рН

Както вече сте забелязали, хидролизата на повечето соли е обратим процес. В състояние на химическо равновесие, само част от солта се хидролизира. Въпреки това, някои соли са напълно разградени от вода, т.е. Тяхната хидролиза е необратим процес.

В таблицата "Разтворимостта на киселини, бази и соли във водата" ще откриете бележка: "разлага се във водната среда" - това означава, че такива соли са необратима хидролиза. Например, алуминиевият сулфид $ al_2s_3 $ във вода е изложен на необратима хидролиза, тъй като $ n ^ (+) $ йони са задължителни към йони от $ ^ (-) $. Подобрява хидролизата и води до образуването на неразтворим хидроксид на алуминиев и газообразен хидроводороден сулфид:

$ Al_2s_3 + 6H_2O \u003d 2AL (OH) _3 ↓ + 3H_2S $

Следователно алуминиевият сулфид $ al_2s_3 $ не може да бъде получен чрез обменната реакция между водните разтвори на две соли, например, алуминиев хлорид $ alcl_3 $ и натриев сулфид $ na_2s $.

Възможни са и други случаи на необратима хидролиза, не е трудно да се предскажат, защото за необратимост на процеса е необходимо поне един от продуктите на хидролиза да се оставя от реакционната сфера.

Нека обобщим това, което сте научили за хидролизата и в катицата, и на аниона:

а) ако солите са хидролизирани в катион, и в аниона са обратими, тогава химичното равновесие в реакциите на хидролиза се измества надясно;

б) реакцията на средата по едно и също време или неутрална или слабо кисела или слабо алкална, която зависи от отношението на дисоциационните константи на получената основа и киселина;

в) Солите могат да хидролизират в катионата и необратимо, ако поне една от продуктите на хидролиза напуска реакционната сфера.

4. Солите, образувани от силна основа и тежка киселина, не се подлагат на хидролиза.

За това заключение, очевидно, вие дойдохте.

Помислете за поведението в разтвор на калиев хлорид $ kcl $.

$ (KOH) ↙ (текст "Силна единична база") ← KCL → (HCl) ↙ (текст "Силна монооксидна киселина"). $

Солта във водния разтвор се дисоциализира на йони ($ kcl \u003d k ^ (+) + cl ^ (-) $), но когато водата взаимодейства с вода, не може да образува слаб електролит. Решението е неутрално ($ pH \u003d $ 7), защото Концентрацията на йони $ n ^ (+) $ и $ ^ (-) $ е равна в разтвора, както в чиста вода.

Други примери за такива соли могат да бъдат халиди, нитрати, перхлорати, сулфати, хрома и алкални дихиромати, халиди (с изключение на флуориди), нитрати и перхлорации на алкални земни метали.

Трябва също да се отбележи, че реверсивната реакция на хидролиза напълно се подчинява на принципа на Le Chatel. Следователно може да се засили солната хидролиза (и дори правят необратими) по следните начини:

а) добавете вода (намаляване на концентрацията);

b) Загрейте разтвора, докато ендотермалната дисоциация на водата се усилва:

$ H_2O⇄H ^ (+) + OH ^ (-) - $ 57 kj

и следователно, сумата от $ n ^ (+) $ и $ ^ (-) $ се увеличава, които са необходими за прилагането на хидролиза на сол;

в) завържете една от продуктите на хидролиза до твърдо разтворимо съединение или отстраняване на един от продуктите в газовата фаза; Например, хидролизата на амониевия цианид $ nh_4cn $ ще се увеличи значително поради разграждането на амоняк хидрат с образуването на амоняк $ nh_3 $ и вода $ n_2o $:

$ Nh_4 ^ (+) + cn ^ (-) + h_2o⇄nh_3 · h_2o + hcn. $

$ Nh_3 () ↖ (⇄) h_2 $

Хидролиза на соли

Легенда:

Хидролизата може да бъде потисната (значително да се намали броят на хидролизата на солта), действащ както следва:

а) повишаване на концентрацията на разтвореното вещество;

b) охлаждане на разтвора (за отслабване на хидролиза разтвори на соли трябва да се съхраняват концентрирани и при ниски температури);

в) влизат в разтвор един от продуктите за хидролиза; Например, разтворът се подкислява, ако неговата среда в резултат на хидролиза е кисела, или да се алкализира, ако алкалната.

Стойност на хидролизата

Хидролизата на солите има както практически, така и биологично значение. В древността пепел се използва като препарат. Пепелтато съдържа калиев карбонат $ k_2CO_3 $, който във вода е хидролизиран от анион, водният разтвор придобива сапуни поради хидролизата на йони от $ ^ (-) $.

В момента използваме сапун, пране на пране и други детергенти. Основният компонент на сапуна е натрий и калиеви соли на най-високите мастни карбоксилни киселини: Stearats, Palm фитинги, които са хидролизирани.

Хидролизата на натриев стеарат $ C_ (17) H_ (35) Coona $ се изразява от следното йонно уравнение:

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

тези. Решението има слабо алкална среда.

В същия прах за пране и други детергенти са специално въведени соли неорганични киселини (фосфати, карбонати), които укрепват детергента чрез увеличаване на рН на средата.

Соли, които създават необходимия алкален разтвор на разтвора, се съдържат в фотографски разработчик. Това е натриев карбонат $ na_2co_3 $, калиев карбонат $ k_2CO_3 $, berax $ na_2B_4O_7 $ и други соли, хидролизиране от анион.

Ако киселинността на почвата е недостатъчна, растението се появява в завода - хлороза. Нейните знаци са пожълтяващи или замазващи листа, растеж на растежа и развитието. Ако $ ph_ (почви)\u003e $ 7.5, след това торът на амониев сулфат $ (NH_4) _2SO_4 $ е направен в него, който спомага за увеличаване на киселинността, дължаща се на хидролиза чрез катион, в процес на почвата:

$ Nh_4 ^ (+) + h_2o⇄nh_3 · h_2o $

Безценен биологична роля Хидролиза на някои соли, които са част от нашето тяло. Например, кръвта и натриев хидрофосфат се състоят от соли на натриев хидрокарбонат. Тяхната роля е да поддържат определена реакция на средата. Това се дължи на изместването на равновесието на процесите на хидролиза:

$ HCO_3 ^ (-) + H_2O⇄H_2CO_3 + OH ^ (-) $

$ HPO_4 ^ (2 -) + H_2O⇄H_2PO_4 ^ (-) + OH ^ (-) $

Ако кръвта е излишък от йони от $ n ^ (+) $, те се свързват с хидроксидните йони $ ^ (-) $, а равновесието се измества надясно. С излишък от хидроксидни йони $ ^ (-) $ баланс смени наляво. Поради това, киселинността на здравата човешка кръв се различава леко.

Друг пример: в състава на човешката слюнка има йони $ hpo_4 ^ (2 -) $. Благодарение на тях в устната кухина се поддържа определена среда ($ р \u003d 7-7.5 $).