Кисле середовище мають розчини солей. ЦУ (цінні вказівки)

Реакція розчину речовин у розчиннику може бути трьох видів: нейтральна, кисла та лужна. Реакція залежить від концентрації водневих іонів H+ у розчині.

Чиста вода дисоціює дуже незначною мірою на іони H + і іони гідрооксилу OH - .

Водневий показник pH

Водневий показник є зручним та загальноприйнятим способом вираження концентрації водневих іонів. Для чистої води концентрація Н + дорівнює концентрації ОН - , а добуток концентрацій H + і ОН - , виражених у грам-йонах на літр, - величина постійна, рівна 1.10 -14

З цього твору можна обчислити концентрацію водневих іонів: =√1.10 -14 =10 -7 /г-іон/л/.

Цей рівноважний / "нейтральний" / стан прийнято позначати рН 7/p - негативний логарифм концентрації, Н - водневих іонів, 7 - показник ступеня зі зворотним знаком /.

Розчин із рН більше 7 є лужним, у ньому іонів Н + менше, ніж ОН - ; розчин з рН менше 7 - кислий, у ньому іонів Н + більше, ніж ОН -.

Рідини, що застосовуються на практиці, мають концентрацію водневих іонів, що зазвичай змінюється в межах рН від 0 до 1

Індикатори

Індикатори – це речовини, що змінюють свій колір залежно від концентрації водневих іонів у розчині. За допомогою індикаторів визначають реакцію середовища. Найбільш відомі індикатори - бромбензол, бромтимол, фенолфталеїн, метилоранж та ін. Кожен із індикаторів діє у певних межах показань pH. Наприклад, бромтимол змінює жовтий колір при pH 6,2 на синій при pH 7,6; індикатор нейтральний червоний з червоного при рН 6,8 на жовтий при рН 8; бромбензол - з жовтого яру рН 4,0 на синій при рН 5,6; фенолфталеїн - з безбарвного при рН 8,2 на пурпурний при рН 10,0 і т.д.

Жоден із індикаторів не працює протягом усієї шкали pH від 0 до 14. Однак у реставраційній практиці не доводиться визначати високі концентрації кислот або лугів. Найчастіше зустрічаються відхилення на 1 - 1,5 одиниці pH від нейтрального в ту й іншу сторону.

Для визначення реакції середовища реставраційної практиці застосовується суміш різних індикаторів, підібрана таким чином, що відзначає найменші відхилення від нейтральності. Така суміш називається "універсальним індикатором".

Універсальний індикатор – прозора рідина оранжевого кольору. При невеликій зміні середовища у бік лужності розчин індикатора набуває зеленого відтінку, зі збільшенням лужності - блакитний. Чим більша лужність випробуваної рідини, тим інтенсивнішим стає синій колір.

При невеликій зміні середовища у бік кислотності розчин універсального індикатора стає рожевим, зі збільшенням кислотності - червоним /кармінного чи краплячного відтінку/.

Зміни реакції середовища на картинах відбувається внаслідок ураження їх цвіллю; часто зустрічаються зміни на ділянках, де наклеєні ярлики лужним клеєм /казеїновим, конторським та ін./.

Для проведення аналізу потрібно мати, крім універсального індикатора, дистильовану воду, чистий фільтрувальний папір білого кольору та скляну паличку.

Хід аналізу

На фільтрувальний папір наносять краплю дистильованої води і дають вбратися. Поруч із цією краплею наносять другу і прикладають її до випробуваної ділянки. Для кращого контакту папір із другою краплею зверху притирають скляною поличкою. Потім на фільтрувальний папір райони крапель води наносять по краплі універсального індикатора. Перша крапля води служить контролем, із кольором якого порівнюється крапля, просочена розчином з випробуваної ділянки. Розбіжність у кольорі з контрольною краплею свідчить про зміну - відхилення середовища то нейтральної.

нейтралізація лужного середовища

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином оцтової або лимонної кислоти. Для цього на пінцет намотують невелику кількість вати, змочують її в розчині кислоти, віджимають та прикладають до зазначеної ділянки.

Реакцію обов'язково перевіряютьуніверсальним індикатором!

Процес продовжують до повної нейтралізації всієї ділянки.

Через тиждень перевірку середовища слід повторити.

НЕЙТРАЛІЗАЦІЯ КІСЛОГО СЕРЕДОВИЩА

Оброблювану ділянку зволожують 2%-ним водним розчином гідрату окису амонію /нашатирним спиртом/. Методика проведення нейтралізації та сама, що у разі лужного середовища.

Перевірку середовища слід повторити за тиждень.

ПОПЕРЕДЖЕННЯ:Процес нейтралізації вимагає великої обережності, так як зайва обробка може призвести до перекислення або перелуження ділянки, що обробляється. Крім того, вода в розчинах може викликати усадку полотна.

Гідроліз – це взаємодія речовин із водою, у результаті якого змінюється середовище розчину.

Катіони та аніони слабких електролітів здатні взаємодіяти з водою з утворенням стійких малодисоціюваних сполук або іонів, внаслідок чого змінюється середовище розчину. Формули води в рівняннях гідролізу зазвичай записують як Н-ОН. При реакції з водою катіони слабких підстав віднімають від води гідроксил іон, і в розчині утворюється надлишок Н+. Середовище розчину стає кислотним. Аніони слабких кислот притягують з води Н + і реакція середовища стає лужною.

У неорганічної хімії найчастіше доводиться мати справу із гідролізом солей, тобто. з обмінною взаємодією іонів солі з молекулами води у процесі їх розчинення. Розрізняють 4 варіанти гідролізу.

1. Сіль утворена сильною основою та сильною кислотою.

Така сіль гідролізу практично не піддається. У цьому рівновага дисоціації води у присутності іонів солі майже порушується, тому рН=7, середовище нейтральна.

Na + + H 2 O Cl - + H 2 O

2. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти, то відбувається гідроліз по аніону.

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH

Так як в розчині накопичуються іони ОН - то середовище - лужне, рН>7.

3. Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти, то гідроліз йде катіоном.

Cu 2+ + HOH CuOH + + H +

СуCl 2 + HOH CuOHCl + HCl

Так як у розчині накопичуються іони Н + , то середовище кисле, рН<7.

4. Сіль, утворена катіоном слабкої основи і аніоном слабкої кислоти, піддається гідролізу і катіону і аніону.

CH 3 COONH 4 + HOH NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - +
+ HOH NH 4 OH + CH 3 COOH

Розчини таких солей мають або слабокисле, або слаболужне середовище, тобто. величина рН близька до 7. Реакція середовища залежить від співвідношення констант дисоціації кислоти та основи. Гідроліз солей, утворених дуже слабкими кислотою та основою, є практично незворотнім. Це, в основному, сульфіди та карбонати алюмінію, хрому, заліза.

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

При визначенні середовища розчину солей слід враховувати, що середовище розчину визначається сильним компонентом. Якщо сіль утворена кислотою, що є сильним електролітом, то середовище розчину кисле. Якщо основа сильний електроліт, то лужна.

приклад.Лужне середовище має розчин

1) Pb(NO 3) 2; 2) Na 2 CO 3; 3) NaCl; 4) NaNO 3

1) Pb(NO 3) 2 нітрат свинцю(II). Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою, означає середовище розчину кисла.

2) Na 2 CO 3 карбонат натрію. Сіль утворена сильною основоюі слабкою кислотою, отже середовище розчину лужна.

3) NaCl; 4) NaNO 3 Солі утворені сильною основою NaOH та сильними кислотами HCl та HNO 3 . Середовище розчину нейтральне.

Правильну відповідь 2) Na 2 CO 3

У розчини солей опустили індикаторний папірець. У розчинах NaCl і NaNO 3 вона не змінила колір, отже середовище розчину нейтральна. У розчині Pb(NO 3) 2 забарвилася в червоний колір, середовище розчину кисла.У розчині Na 2 СO 3 забарвилася в синій колір, середовище розчину лужна.

Лекція: Гідроліз солей. Середовище водних розчинів: кисле, нейтральне, лужне

Гідроліз солей

Ми продовжуємо вивчати закономірності перебігу хімічних реакцій. При вивченні теми ви дізналися, що при електролітичній дисоціації у водному розчині частинки, що беруть участь у реакції речовин, розчиняються у воді. Це гідроліз. Йому піддаються різні неорганічні та органічні речовини, зокрема, солі. Без розуміння процесу гідролізу солей, ви не зможете пояснити явища, що відбуваються в живих організмах.

Сутність гідролізу солей зводиться до обмінного процесу взаємодії іонів (катіонів та аніонів) солі з молекулами води. У результаті утворюється слабкий електроліт – малодисоціююча сполука. У водному розчині з'являється надлишок вільних іонів Н + або ОН - . Згадайте, дисоціація яких електролітів утворює іони Н + , а яких ОН - . Як ви здогадалися, у першому випадку ми маємо справу з кислотою, отже водне середовище з іонами Н+ буде кислим. У другому випадку, лужний. У самій воді середовище нейтральне, оскільки воно незначно дисоціюється на однакові концентрації іони Н + і ОН - .

Характер середовища можна визначити за допомогою індикаторів. Фенолфталеїн виявляє лужне середовище та забарвлює розчин у малиновий колір. Лакмус під дією кислоти стає червоним, а під дією лугу залишається синім. Метилоранж - помаранчевий, у лужному середовищі стає жовтим, у кислому середовищі – рожевим. Тип гідролізу залежить від типу солі.

Типи солей

Отже, будь-яку сіль являє собою взаємодію кислоти і основи, які, як ви зрозуміли, бувають сильними і слабкими. Сильні – це ті, чий ступінь дисоціації близький до 100%. Слід запам'ятати, що сірчисту (H2SO3) і фосфорну (H3PO4) кислоту частіше відносять до кислот середньої сили. При вирішенні завдань гідролізу, дані кислоти необхідно відносити до слабких.

Кислоти:

Сильні: HCl; HBr; Hl; HNO 3; HClO 4; H 2 SO 4 . Їхні кислотні залишки з водою не взаємодіють.

Слабкі: HF; H 2 CO 3; H 2 SiO 3; H 2 S; HNO 2; H 2 SO 3; H 3 PO 4; органічні кислоти. Їх кислотні залишки взаємодіють із водою, забираючи в її молекул катіони водню H+.

Основи:

Сильні: розчинні гідроксиди металів; Ca(OH) 2 ; Sr(OH) 2 . Їхні катіони металів з водою не взаємодіють.

Слабкі: нерозчинні гідроксиди металів; гідроксид амонію (NH 4 OH). А катіони металів тут взаємодіють із водою.

Виходячи з даного матеріалу, розглянемотипи солей :

Солі з сильною основою та сильною кислотою.Наприклад: Ba (NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 . Особливості: не взаємодіють із водою, а отже гідролізу не піддаються. Розчини таких солей мають нейтральну реакцію середовища.

Солі з сильною основою та слабкою кислотою.Наприклад: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Особливості: з водою взаємодіють кислотні залишки цих солей, відбувається гідроліз по аніону. Середовище водних розчинів – лужне.

Солі зі слабкою основою та сильною кислотою.Наприклад: Zn(NO 3) 2 Fe 2 (SO 4) 3 CuSO 4 . Особливості: з водою взаємодіють тільки катіони металів, відбувається гідроліз катіону. Середовище – кисле.

Солі зі слабкою основою та слабкою кислотою.Наприклад: CH 3 COONН 4 , (NН 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Особливості: з водою взаємодіють як катіони, так і аніони кислотних залишків, гідроліз відбувається по катіону та аніону.

Приклад гідролізу по катіону та утворення кислого середовища:

Гідроліз хлориду заліза FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(Молекулярне рівняння)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + Н+ (Повне іонне рівняння)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + Н + (скорочене іонне рівняння)

Приклад гідролізу по аніону та утворення лужного середовища:

Гідроліз ацетату натрію CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (Повне іонне рівняння)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(скорочене іонне рівняння)

Приклад спільного гідролізу:

• Гідроліз сульфіду алюмінію Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

В даному випадку ми бачимо повний гідроліз, який відбувається, якщо сіль утворена слабкою нерозчинною або летючою основою і слабкою нерозчинною або летючою кислотою. У таблиці розчинності стоять прочерки таких солях. Якщо в ході реакції іонного обміну утворюється сіль, яка не існує у водному розчині, треба написати реакцію цієї солі з водою.

Наприклад:

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

Складаємо ці два рівняння, що повторюється в лівій і правій частинах, скорочуємо:

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

Хімічним шляхом рН розчину можна визначити за допомогою кислотно-основних індикаторів.

Кислотно-основні індикатори – органічні речовини, фарбування яких залежить від кислотності середовища.

Найбільш поширеними індикаторами є лакмус, метиловий помаранчевий, фенолфталеїн. Лакмус у кислому середовищі забарвлюється у червоний колір, у лужному – у синій. Фенолфталеїн у кислому середовищі - безбарвний, у лужному забарвлюється в малиновий колір. Метиловий помаранчевий у кислому середовищі забарвлюється у червоний колір, а у лужному – у жовтий.

У лабораторній практиці часто змішують ряд індикаторів, підібраних таким чином, щоб колір суміші змінювався в широких межах рН. З їхньою допомогою можна визначити рН розчину з точністю до одиниці. Ці суміші називають універсальними індикаторами.

Існують спеціальні прилади – рН–метри, за допомогою яких можна визначити рН розчинів у діапазоні від 0 до 14 з точністю до 0,01 одиниці рН.

Гідроліз солей

При розчиненні деяких солей у воді порушується рівновага процесу дисоціації води та, відповідно, змінюється рН середовища. Це тим, що солі реагують із водою.

Гідроліз солей – хімічна обмінна взаємодія іонів розчиненої солі з водою, що призводить до утворення слабодисоціюючих продуктів (молекул слабких кислот або основ, аніонів кислих солей або катіонів основних солей) і супроводжується зміною рН середовища.

Розглянемо процес гідролізу залежно від природи основ та кислот, що утворюють сіль.

Солі, утворені сильними кислотами та сильними основами (NaCl, kno3, Na2so4 та ін.).

Допустимо, що при взаємодії хлориду натрію з водою відбувається реакція гідролізу з утворенням кислоти та основи:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Для правильного уявлення про характер цієї взаємодії запишемо рівняння реакції в іонному вигляді, враховуючи, що єдиною слабодисоціюючою сполукою в цій системі є вода:

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

При скороченні однакових іонів у лівій та правій частинах рівняння залишається рівняння дисоціації води:

Н 2 О ↔ Н + + ВІН -

Як бачимо, у розчині немає надлишкових іонів Н + чи ОН - проти їх вмістом у питній воді. Крім того, жодних інших слабодисоціюючих або важкорозчинних сполук не утворюється. Звідси робимо висновок, що солі, утворені сильними кислотами та основами гідролізу не піддаються, а реакція розчинів цих солей така сама, як і у воді, нейтральна (рН=7).

При складанні іонно-молекулярних рівнянь реакцій гідролізу необхідно:

1) записати рівняння дисоціації солі;

2) визначити природу катіону та аніону (знайти катіон слабкої основи або аніон слабкої кислоти);

3) записати іонно-молекулярне рівняння реакції, враховуючи, що вода - слабкий електроліт-і що сума зарядів має бути однаковою в обох частинах рівняння.

Солі, утворені слабкою кислотою та сильною основою

(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa і ін .)

Розглянемо реакцію гідролізу ацетату натрію. Ця сіль у розчині розпадається на іони: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na +;

Na + -катіон сильної основи, CH 3 COO - - аніон слабкої кислоти.

Катіони Na ​​+ не можуть пов'язувати іони води, так як NaОН - сильна основа - повністю розпадається на іони. Аніони слабкої оцтової кислоти CH 3 COO - зв'язують іони водню з утворенням малодисоційованої оцтової кислоти:

CH 3 COO - + НОН ↔ CH 3 COOН + ВІН -

Видно, що в результаті гідролізу CH 3 COONa у розчині утворився надлишок гідроксид-іонів, і реакція середовища стала лужною (рН > 7).

Таким чином можна зробити висновок, що солі, утворені слабкою кислотою та сильною основою гідролізуються по аніону ( An n - ). При цьому аніони солі пов'язують іони Н + , а розчині накопичуються іони ВІН - що обумовлює лужне середовище (рН>7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (при n=1 утворюється HAn – слабка кислота).

Гідроліз солей, утворених дво- та триосновними слабкими кислотами та сильними основами, протікає східчасто

Розглянемо гідроліз сульфіду калію. До 2 S дисоціює у розчині:

До 2 S ↔ 2К + + S 2-;

К + - катіон сильної основи, S 2 - аніон слабкої кислоти.

Катіони калію не беруть участі в реакції гідролізу, взаємодіють з водою лише аніони слабкої сірководневої кислоти. У даній реакції по першому щаблі відбувається утворення слабодіссоціюючих іонів HS - , по другому ступеню - утворення слабкої кислоти H 2 S:

1-й ступінь: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

2-й ступінь: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

Іони, що утворюються по першому ступені гідролізу, - значно знижують ймовірність гідролізу по наступному ступені. В результаті практичне значення зазвичай має процес, що йде тільки по першому ступені, яким, як правило, обмежуються при оцінці гідролізу солей у звичайних умовах.

Солі – це іонні сполуки, при попаданні у воду вони дисоціюють на іони. У водному розчині ці іони ГІДРАТОВАНІ – оточені молекулами води.

Виявлено, що водні розчини багатьох солей мають не нейтральне середовище, а або слабокисле, або лужне.

Пояснення цього – взаємодія іонів солі із водою. Цей процес називається ГІДРОЛІЗ.

Катіони та аніони, утворені слабкою основою або слабкою кислотою, що взаємодіють з водою, відриваючи від неї Н або ВІН.

Причина цього: утворення міцнішого зв'язку, ніж у самій воді.

По відношенню до води солі можна поділити на 4 групи:

1) Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою - НЕ ГІДРОЛІЗУЄТЬСЯ , у розчині тільки дисоціює на іони.Середовище нейтральне. ПРИКЛАД:Не гідролізуються солі – NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 тощо. У розчині ці солі тільки дисоціюють: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42-

2) Сіль, утворена сильною основою та слабкою кислотою - гідроліз по аніону . Аніон слабкої кислоти відриває від води іони водню, пов'язує їх. У розчині утворюється надлишок іонів ВІН - - середовище лужне. ПРИКЛАД:Гідролізу по аніону піддаються солі - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO, та кислі солі цих кислот. K3 PO 4 – сіль, утворена слабкою кислотою та сильною основою. Гідролізується фосфат-аніон. PO4 3- + НОН⇄ НРО42-+ОН- K3 PO4 + Н2О⇄ К2НРО4 + КОН (це перший ступінь гідролізу, інші 2 йдуть дуже мало)

3) Сіль,утворена слабкою основою та сильною кислотою - гідроліз за катіоном . Катіон слабкої основи відриває від води іон ОН-, пов'язує його. У розчині залишається надлишок іонів H+ - Середовище кисле. ПРИКЛАД:Гідролізу катіону піддаються солі - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3 . Cu SO4 – сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою. Гідролізується катіон міді: Cu+2 + НОН⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 SO4 + H2 SO4

4) Сіль, утворена слабкою основою та слабкою кислотою - гідроліз І ЗА КАТІОНОМ І ЗА АНІОНОМ. Якщо якісь із продуктів виділяються у вигляді осаду або газу, то гідроліз незворотний , якщо обидва продукти гідролізу залишаються в розчині - гідроліз оборотний. ПРИКЛАД:Гідролізуються солі. · Al2S3, Cr2S3 (незворотно): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ + H2S­ · NH4F, CH3COONH4 (оборотно) NH4F + H2 O⇄ NH4OH + HF

Взаємний гідроліз двох солей.

Він відбувається при спробі одержати за допомогою обмінної реакції солей, які у водному розчині повністю гідролізовані. При цьому відбувається взаємний гідроліз - тобто катіон металу пов'язує ОН-групи, а аніон кислоти - Н+

1) Солі металів зі ступенем окислення +3 та солі летких кислот (карбонати, сульфіди, сульфіти)– при їх взаємному гідролізі утворюється осад гідроксиду та газ:

2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3 + 3H2S + 6KCl

(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)

2) Солі металів зі ступенем окислення +2 (крім кальцію, стронцію та барію) та розчинні карбонатитакож разом гідролізуються, але при цьому утворюється осад ОСНОВНОГО КАРБОНАТУ металу:

2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl

(Всі 2+, крім Са, Sr, Ba)

Характеристика процесу гідролізу:

1) Процес гідролізу є оборотним, Протікає не до кінця, а тільки до моменту РІВНОВАГИ;

2) Процес гідролізу – зворотний для реакції НЕЙТРАЛІЗАЦІЇ, отже, гідроліз - ендотермічнийпроцес (протікає із поглинанням теплоти).

KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q

Які фактори посилюють гідроліз?

1. Нагрівання –при збільшенні температури рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції - гідроліз посилюється;

2. Додавання води- т. К. Вода є вихідною речовиною в реакції гідролізу, то розведення розчину посилює гідроліз.

Як придушити (послабити) процес гідролізу?

Часто необхідно не допустити гідролізу. Для цього:

1. Розчин роблять максимально концентрованим (зменшують кількість води);

2. Для усунення рівноваги вліво додають один із продуктів гідролізу –кислотуякщо йде гідроліз по катіону або луг,якщо йде гідроліз аніоном.

Приклад: як придушити гідроліз хлориду алюмінію?

Хлорид алюмініюAlCl3 – це сіль, утворена слабкою основою та сильною кислотою – гідролізується по катіону:

Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+

Середовище – кисле. Отже, придушення гідролізу необхідно додати ще кислоти. З іншого боку, слід зробити розчин найбільш концентрованим.