Oppgavebok om generell og uorganisk kjemi
7. Vandige løsninger av protolitter. 7.1. Vann. Nøytralt, surt og alkalisk miljø. Sterke protolitter
Se oppgaver >>>Teoretisk del
Den moderne teorien om syrer og baser er protonteori Brønsted–Lowry, som forklarer manifestasjonen av sur eller basisk funksjon av stoffer ved at de reagerer protolyse– utvekslingsreaksjoner av protoner (hydrogenkationer) H +:
NA+E A - +IKKE +
syrebase utgangspunkt syre
I følge denne teorien syre- Dette protonholdig substans HA, som er en donor av dets proton; base er et stoff E som aksepterer et proton donert av en syre. Generelt er reaktanten sur HA og reaktanten base E, og produktet er base A - og produktet - syre HE + konkurrerer med hverandre om besittelse av et proton, som fører den reversible syre-basereaksjonen til tilstanden protolytisk likevekt. Derfor inneholder systemet fire stoffer som utgjør to konjugerte syre-base-par: HA / A - og IKKE + /E. Stoffer som viser sure eller basiske egenskaper kalles protolitter .
7.1. Vann. Nøytralt, surt og alkalisk miljø. Sterk protolitter
Det vanligste flytende løsningsmidlet på jorden er vann. I tillegg til H 2 O-molekyler inneholder rent vann hydroksidioner OH - og oksoniumkationer H 3 O + på grunn av den pågående reaksjonen autoprotolyse vann:
H 2 O + H 2 O OH − + H 3 O
syre base base syre
En kvantitativ egenskap ved vannautoprotolyse er ionisk produkt vann:
K I= [H30+ ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° MED)
Derfor i rent vann
[H 3 O + ] = [OH – ] = 1. 10 –7 mol/l (25° MED)
Innholdet av oksoniumkationer og hydroksidioner uttrykkes også gjennom PH verdi pHOg hydroksylindeks pOH:
pH = -lg ,pOH = -lg [ ÅH - ]
I rent vann på 25 ° MEDpH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.
I fortynnede (mindre enn 0,1 mol/l) vandige løsninger av stoffer er verdienpHkan være like, større eller mindrepHrent vann. PåpH= 7 mediet til en vandig løsning kalles nøytral, nårpH < 7 – кислотной, при pH> 7 – alkalisk. Betydelig økning i ionekonsentrasjonH 3 O + i vann (skapelse surt miljø) oppnås gjennom den irreversible reaksjonen av protolyse av stoffer som hydrogenklorid, perklorsyre og svovelsyre:
HCl+H2O= Cl – +H3O+,pH< 7
HClO4+H2O=ClO4 – +H3O +,pH< 7
H2SO4+2H20=SO42– +2H3O+,pH< 7
IonerCl – , ClO 4 – , SÅ 4 2– , konjugert med disse syrene, har ikke grunnleggende egenskaper i vann. Noen hydroanioner oppfører seg på samme måte i en vandig løsning, for eksempel hydrogensulfationet:
HSO 4 – + H 2 O=SO 4 2– + H 3 O + ,pH< 7
På grunn av irreversibiliteten til protolysereaksjoner, ionet selvH 3 O + , stofferHCl, HClO 4 OgH 2 SÅ 4 , lik dem protolytisk egenskaperHClO 3 , HBr, HBrO 3 , HI, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, H 2 SeO 4 , HMnO 4 ionerHSO 4 – , HSeO 4 – og noen andre i vandig løsning vurderes sterke syrer. I en fortynnet løsning av sterk syre HA (dvs. kl Med Ved mindre enn 1 mol/l) er konsentrasjonen av oksoniumkationer og pH relatert til den analytiske (ved forberedelse) molare konsentrasjon Med PÅ som følger:
[ H 3 O + ] = Med PÅ,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgMed PÅ
Eksempel 1 . Bestem pH-verdien i en 0,006 M løsning av svovelsyre ved25 ° MED .
Løsning
|
pH = ? Med B= 0,006 mol/l 2 Med B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O = SO 4 2– + 2H 3 O +, pH<7 pH = – lg = –lg (2Med B) = –log(2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Svar : 0,006M løsningH 2 SÅ 4 Det har pH 1, 9 2 |
|
En betydelig økning i konsentrasjonen av OH - ioner i vann (oppretting av et alkalisk miljø) oppnås ved oppløsning og fullstendig elektrolytisk dissosiasjon av stoffer som kalium- og bariumhydroksider, kalt alkalier:
KOH = K + + OH – ; Va(OH) 2 + 2OH – , pH >7
Stoffer KOH, B EN(OH) 2,NaOHog lignende basiske hydroksyder i fast tilstand er ioniske krystaller; under deres elektrolytiske dissosiasjon i en vandig løsning, dannes OH-ioner (dette sterk base) , samt ionerK + , Va 2+ ,Na + etc., som ikke har sure egenskaper i vann. Ved en gitt analytisk konsentrasjon av alkali MOH i en fortynnet løsning ( Med Bmindre enn 0,1 mol/l) har vi:
[OH – ] = Med M ÅH; pH = 14 – pOH = 14+lg[OH – ] = 14 +lgMed MOH
Eksempel 2 . Bestem pH i en 0,012 M bariumhydroksidløsning ved 25° MED.
|
pH = ? Med B= 0,012 mol/l [OH – ] = 2 Med B |
I EN(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,pH >7 pH = 14 – pOH = 14 + lg[OH – ] = 14 +lg(2Med c) = 14+ lg(2 . 0,012)=12,38 |
|
|
|
pH-indikator og dens innvirkning på kvaliteten på drikkevannet.
Hva er pH?
pH("potentia hydrogeni" - styrken til hydrogen, eller "pondus hydrogenii" - vekten av hydrogen) er en måleenhet for aktiviteten til hydrogenioner i ethvert stoff, som kvantitativt uttrykker surheten.
Dette begrepet dukket opp på begynnelsen av det tjuende århundre i Danmark. pH-indikatoren ble introdusert av den danske kjemikeren Søren Petr Lauritz Sørensen (1868-1939), selv om utsagn om en viss "vannkraft" også finnes blant hans forgjengere.
Hydrogenaktivitet er definert som den negative desimallogaritmen til hydrogenionkonsentrasjonen uttrykt i mol per liter:
pH = -log
For enkelhets skyld og bekvemmelighet ble pH-indikatoren introdusert i beregningene. pH bestemmes av det kvantitative forholdet mellom H+ og OH- ioner i vann, dannet under dissosiasjonen av vann. Det er vanlig å måle pH-nivåer på en 14-sifret skala.
Hvis vann har et redusert innhold av frie hydrogenioner (pH større enn 7) sammenlignet med hydroksydioner [OH-], vil vannet ha alkalisk reaksjon, og med økt innhold av H+ ioner (pH mindre enn 7) - sur reaksjon. I helt rent destillert vann vil disse ionene balansere hverandre.
surt miljø: >
nøytralt miljø: =
alkalisk miljø: >
Når konsentrasjonene av begge typer ioner i en løsning er like, sies løsningen å være nøytral. I nøytralt vann er pH-verdien 7.
Når ulike kjemikalier løses opp i vann, endres denne balansen, noe som resulterer i en endring i pH-verdien. Når en syre tilsettes vann, øker konsentrasjonen av hydrogenioner, og konsentrasjonen av hydroksydioner reduseres tilsvarende når en alkali tilsettes, tvert imot øker innholdet av hydroksydioner, og konsentrasjonen av hydrogenioner avtar.
pH-indikatoren gjenspeiler graden av surhet eller alkalitet i miljøet, mens "surhet" og "alkalinitet" karakteriserer det kvantitative innholdet av stoffer i vann som kan nøytralisere henholdsvis alkalier og syrer. Som en analogi kan vi gi et eksempel med temperatur, som karakteriserer graden av oppvarming av et stoff, men ikke varmemengden. Ved å stikke hånden i vannet kan vi se om vannet er kjølig eller varmt, men vi vil ikke kunne fastslå hvor mye varme som er i det (dvs. relativt sett hvor lenge dette vannet vil kjøle seg ned).
pH regnes som en av de viktigste indikatorene for drikkevannskvalitet. Den viser syre-basebalansen og påvirker hvordan kjemiske og biologiske prosesser vil forløpe. Avhengig av pH-verdien kan hastigheten på kjemiske reaksjoner, graden av korrosiv aggressivitet av vann, giftigheten til forurensninger osv. endres. Vårt velvære, humør og helse avhenger direkte av syre-basebalansen i kroppens miljø.
Det moderne mennesket lever i et forurenset miljø. Mange kjøper og spiser mat laget av halvfabrikata. I tillegg er nesten alle mennesker utsatt for stress på daglig basis. Alt dette påvirker syre-base-balansen i kroppens miljø, og flytter den mot syrer. Te, kaffe, øl, kullsyreholdige drikker reduserer pH i kroppen.
Det antas at et surt miljø er en av hovedårsakene til celleødeleggelse og vevsskade, utvikling av sykdommer og aldringsprosesser og vekst av patogener. I et surt miljø når ikke byggemateriale cellene og membranen ødelegges.
Eksternt kan tilstanden til syre-basebalansen i en persons blod bedømmes av fargen på bindehinnen i øyekrokene. Med en optimal syre-basebalanse er fargen på konjunktiva lys rosa, men hvis en persons blodalkalinitet øker, blir bindehinnen mørk rosa, og med en økning i surhet blir fargen på bindehinnen blekrosa. Dessuten endres fargen på bindehinnen innen 80 sekunder etter inntak av stoffer som påvirker syre-basebalansen.
Kroppen regulerer pH i indre væsker, og opprettholder verdier på et visst nivå. Kroppens syre-base balanse er et visst forhold mellom syrer og alkalier som bidrar til dens normale funksjon. Syre-basebalansen er avhengig av å opprettholde relativt konstante proporsjoner mellom intercellulært og intracellulært vann i kroppens vev. Hvis syre-base-balansen av væsker i kroppen ikke opprettholdes konstant, vil normal funksjon og bevaring av liv være umulig. Derfor er det viktig å kontrollere hva du forbruker.
Syre-base-balansen er vår helseindikator. Jo mer "sure" vi er, jo raskere eldes og blir vi syke. For normal funksjon av alle indre organer, må pH-nivået i kroppen være alkalisk, i området fra 7 til 9.
pH inne i kroppen vår er ikke alltid den samme - noen deler er mer alkaliske og noen er sure. Kroppen regulerer og opprettholder pH-homeostase bare i visse tilfeller, for eksempel blodets pH. PH-nivåene i nyrene og andre organer hvis syre-basebalanse ikke reguleres av kroppen, påvirkes av maten og drikkene vi inntar.
Blodets pH
Blodets pH-nivå opprettholdes av kroppen i området 7,35-7,45. Normal pH i menneskeblod anses å være 7,4-7,45. Selv et lite avvik i denne indikatoren påvirker blodets evne til å bære oksygen. Hvis blodets pH stiger til 7,5, bærer det 75 % mer oksygen. Når blodets pH synker til 7,3, er det allerede vanskelig for en person å komme seg ut av sengen. Klokken 7.29 kan han falle i koma hvis blodets pH faller under 7.1, dør personen.
pH-nivåer i blodet må holdes innenfor et sunt område, så kroppen bruker organer og vev for å opprettholde et konstant pH-nivå. På grunn av dette endres ikke pH-nivået i blodet på grunn av å drikke alkalisk eller surt vann, men vevet og organene i kroppen som brukes til å regulere pH i blodet endrer pH.
Nyre pH
pH-parameteren til nyrene påvirkes av vann, mat og metabolske prosesser i kroppen. Sure matvarer (som kjøttprodukter, meieriprodukter osv.) og drikke (søte drikker, alkoholholdige drikker, kaffe osv.) fører til lave pH-nivåer i nyrene fordi kroppen eliminerer overflødig surhet gjennom urin. Jo lavere pH-nivå i urinen er, desto hardere må nyrene jobbe. Derfor kalles syrebelastningen på nyrene fra slike matvarer og drikker potensiell syre-nyrebelastning.
Å drikke alkalisk vann er til fordel for nyrene – urinens pH-nivå øker og syrebelastningen på kroppen avtar. Å øke pH i urin øker pH i kroppen som helhet og fjerner nyrene for sure giftstoffer.
Magen pH
En tom mage inneholder ikke mer enn en teskje magesyre produsert ved siste måltid. Magen produserer syre etter behov når man spiser mat. Magen produserer ikke syre når en person drikker vann.
Det er veldig nyttig å drikke vann på tom mage. pH øker til et nivå på 5-6. Den økte pH vil ha en mild syrenøytraliserende effekt og vil føre til en økning i gunstige probiotika (gode bakterier). Å øke pH i magen øker pH i kroppen, noe som fører til sunn fordøyelse og lindring av symptomene på fordøyelsesbesvær.
pH av subkutant fett
Kroppens fettvev har en sur pH fordi overflødig syre avsettes i dem. Kroppen må lagre syre i fettvev når den ikke kan skilles ut eller nøytraliseres på andre måter. Derfor er et skifte i kroppens pH til den sure siden en av faktorene for overvekt.
Den positive effekten av alkalisk vann på kroppsvekten er at alkalisk vann hjelper til med å fjerne overflødig syre fra vev fordi det hjelper nyrene til å fungere mer effektivt. Dette bidrar til å kontrollere vekten fordi mengden syre kroppen må "lagre" er sterkt redusert. Alkalisk vann forbedrer også resultatene av et sunt kosthold og trening ved å hjelpe kroppen med å håndtere overflødig surhet produsert av fettvev under vekttap.
Bein
Ben har en alkalisk pH fordi den hovedsakelig består av kalsium. Deres pH er konstant, men hvis blodet trenger pH-justering, trekkes kalsium fra beinene.
Fordelen med alkalisk vann til beinene er å beskytte dem ved å redusere mengden syre som kroppen må kjempe mot. Studier har vist at å drikke alkalisk vann reduserer benresorpsjon - osteoporose.
Lever pH
Leveren har en lett alkalisk pH, hvor nivået påvirkes av både mat og drikke. Sukker og alkohol må brytes ned i leveren, noe som fører til overflødig syre.
Fordelene med alkalisk vann til leveren inkluderer tilstedeværelsen av antioksidanter i slikt vann; Det er funnet at alkalisk vann forbedrer arbeidet til to antioksidanter som finnes i leveren, som bidrar til mer effektiv blodrensing.
Kropps pH og alkalisk vann
Alkalisk vann gjør at de delene av kroppen som opprettholder pH i blodet kan fungere med større effektivitet. Å øke pH-nivåene i de delene av kroppen som er ansvarlige for å opprettholde blodets pH vil hjelpe disse organene med å holde seg friske og fungere effektivt.
Mellom måltidene kan du hjelpe kroppen med å normalisere pH ved å drikke alkalisk vann. Selv en liten økning i pH kan ha stor innvirkning på helsen din.
Ifølge forskning fra japanske forskere øker pH i drikkevann, som er i området 7-8, befolkningens forventede levealder med 20-30%.
Avhengig av pH-nivået kan vann deles inn i flere grupper:
Sterkt surt vann< 3
surt vann 3 - 5
lett surt vann 5 - 6,5
nøytralt vann 6,5 - 7,5
svakt alkalisk vann 7,5 - 8,5
alkalisk vann 8,5 - 9,5
sterkt alkalisk vann > 9,5
Vanligvis er pH-nivået til drikkevann fra springen innenfor området der det ikke direkte påvirker forbrukerkvaliteten til vannet. I elvevann er pH vanligvis i området 6,5-8,5, i nedbør 4,6-6,1, i sumper 5,5-6,0, i sjøvann 7,9-8,3.
WHO tilbyr ingen medisinsk anbefalt verdi for pH. Det er kjent at vann ved lav pH er svært etsende, og ved høye nivåer (pH>11) får vann en karakteristisk såpe, en ubehagelig lukt og kan forårsake irritasjon i øyne og hud. Det er derfor det optimale pH-nivået for drikke- og husholdningsvann anses å være i området fra 6 til 9.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Interessant å vite: Den tyske biokjemikeren OTTO WARBURG, tildelt Nobelprisen i fysiologi eller medisin i 1931, beviste at mangel på oksygen (sur pH).<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.
Forskeren oppdaget at kreftceller mister evnen til å utvikle seg i et miljø mettet med fritt oksygen med en pH på 7,5 eller høyere! Dette betyr at når kroppsvæsker blir sure, stimuleres kreftutviklingen.
Hans tilhengere på 60-tallet av forrige århundre beviste at enhver patogen flora mister evnen til å reprodusere ved pH = 7,5 og over, og immunsystemet vårt takler lett eventuelle aggressorer!
For å bevare og opprettholde helsen trenger vi riktig alkalisk vann (pH=7,5 og over). Dette vil gjøre det mulig å bedre opprettholde syre-basebalansen i kroppsvæsker, siden de viktigste bomiljøene har en lett alkalisk reaksjon.
Allerede i et nøytralt biologisk miljø kan kroppen ha en fantastisk evne til selvhelbredelse.
Vet ikke hvor du kan få tak i det riktig vann ? Jeg skal fortelle deg!
Merk:
Ved å klikke på " Å vite«fører ikke til noen økonomiske utgifter eller forpliktelser.
Bare du få informasjon om tilgjengeligheten av riktig vann i din region,
og få en unik mulighet til å bli medlem av sunnhetsklubben gratis
og få 20 % rabatt på alle tilbud + kumulativ bonus.
Bli med i den internasjonale helseklubben Coral Club, motta et GRATIS rabattkort, muligheten til å delta i kampanjer, en kumulativ bonus og andre privilegier!
Reaksjonen av en løsning av stoffer i et løsningsmiddel kan være av tre typer: nøytral, sur og alkalisk. Reaksjonen avhenger av konsentrasjonen av hydrogenioner H + i løsningen.
Rent vann dissosieres i svært liten grad til H+-ioner og hydroksylioner OH-.
PH verdi
Hydrogenindeksen er en praktisk og generelt akseptert måte å uttrykke konsentrasjonen av hydrogenioner på. For rent vann er konsentrasjonen av H + lik konsentrasjonen av OH -, og produktet av konsentrasjonene av H + og OH -, uttrykt i gramioner per liter, er en konstant verdi lik 1,10 -14
Fra dette produktet kan du beregne konsentrasjonen av hydrogenioner: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.
Denne likevekten /"nøytral"/ tilstanden er vanligvis betegnet med pH 7/p - den negative logaritmen til konsentrasjonen, H - hydrogenioner, 7 - eksponenten med motsatt fortegn/.
En løsning med en pH større enn 7 er alkalisk det er færre H + ioner i den enn OH -; en løsning med pH mindre enn 7 er sur, den inneholder flere H + ioner enn OH -.
Væsker som brukes i praksis har en konsentrasjon av hydrogenioner, vanligvis varierende innenfor pH-området fra 0 til 1
Indikatorer
Indikatorer er stoffer som endrer farge avhengig av konsentrasjonen av hydrogenioner i løsningen. Ved hjelp av indikatorer bestemmes reaksjonen til omgivelsene. De mest kjente indikatorene er brombenzen, bromtymol, fenolftalein, metyloransje osv. Hver av indikatorene opererer innenfor visse pH-grenser. For eksempel endrer bromtymol farge fra gul ved pH 6,2 til blå ved pH 7,6; nøytral rød indikator - fra rød ved pH 6,8 til gul ved pH 8; brombenzen - fra gul ved pH 4,0 til blå ved pH 5,6; fenolftalein - fra fargeløs ved pH 8,2 til lilla ved pH 10,0, etc.
Ingen av indikatorene virker over hele pH-skalaen fra 0 til 14. I restaureringspraksis er det imidlertid ikke nødvendig å bestemme høye konsentrasjoner av syrer eller alkalier. Oftest er det avvik på 1 - 1,5 pH-enheter fra nøytral i begge retninger.
For å bestemme reaksjonen til miljøet i restaureringspraksis, brukes en blanding av forskjellige indikatorer, valgt på en slik måte at den markerer de minste avvik fra nøytralitet. Denne blandingen kalles en "universell indikator".
Den universelle indikatoren er en gjennomsiktig oransje væske. Med en liten endring i miljøet mot alkalitet får indikatorløsningen en grønnaktig fargetone med en økning i alkalitet, blir den blå. Jo større alkalitet testvæsken har, desto mer intens blir den blå fargen.
Med en liten endring i miljøet mot surhet, blir løsningen av den universelle indikatoren rosa, med en økning i surhet - rød (karmin eller flekket nyanse).
Endringer i reaksjonen til miljøet i maleriene oppstår som et resultat av deres skade på mugg; Forandringer er ofte funnet i områder hvor etiketter er limt med alkalisk lim (kasein, kontorlim, etc.).
For å utføre analysen trenger du, i tillegg til en universell indikator, destillert vann, rent hvitt filterpapir og en glassstang.
Fremdrift av analyse
En dråpe destillert vann legges på filterpapiret og får trekke. En andre dråpe påføres ved siden av denne dråpen og påføres testområdet. For bedre kontakt gnis papiret med den andre dråpen på toppen med en glasshylle. Deretter påføres en dråpe av en universell indikator på filterpapiret i områdene med vanndråper. Den første vanndråpen fungerer som en kontroll, hvis farge sammenlignes med en dråpe dynket i løsningen fra testområdet. Et avvik i fargen med kontrolldråpen indikerer en endring - et avvik av mediet fra å være nøytralt.
NØYTRALISERING AV ALKALINE MILJØ
Det behandlede området fuktes med en 2% vandig løsning av eddiksyre eller sitronsyre. For å gjøre dette, pakk en liten mengde bomullsull rundt pinsett, fukt den i en syreløsning, klem den ut og påfør den på det angitte området.
Reaksjon sørg for å sjekke universell indikator!
Prosessen fortsetter til hele området er fullstendig nøytralisert.
Etter en uke bør miljøsjekken gjentas.
NØTRALISERING AV SYRE MEDIUM
Det behandlede området fuktes med en 2 % vandig løsning av ammoniumoksidhydrat /ammoniakk/. Nøytraliseringsprosedyren er den samme som for et alkalisk medium.
Miljøkontrollen bør gjentas etter en uke.
ADVARSEL: Nøytraliseringsprosessen krever stor forsiktighet, da overdreven behandling kan føre til peroksidering eller alkalisering av det behandlede området. I tillegg kan vann i løsninger føre til at lerretet krymper.
Hydrolyse er samspillet mellom stoffer og vann, som et resultat av at løsningsmiljøet endres.
Kationer og anioner av svake elektrolytter er i stand til å samhandle med vann for å danne stabile, lett dissosierbare forbindelser eller ioner, som et resultat av at løsningsmiljøet endres. Formlene for vann i hydrolyseligninger er vanligvis skrevet som H‑OH. Ved reaksjon med vann fjerner kationer av svake baser hydroksylioner fra vann, og overskudd av H + dannes i løsningen. Løsningsmiljøet blir surt. Anioner av svake syrer tiltrekker seg H + fra vann, og reaksjonen til mediet blir alkalisk.
I uorganisk kjemi må man oftest forholde seg til hydrolyse av salter, d.v.s. med utvekslingsinteraksjonen mellom salioner og vannmolekyler i ferd med å oppløses. Det er 4 alternativer for hydrolyse.
1. Et salt dannes av en sterk base og en sterk syre.
Dette saltet gjennomgår praktisk talt ikke hydrolyse. I dette tilfellet er likevekten av vanndissosiasjon i nærvær av saltioner nesten ikke forstyrret, derfor er pH = 7, mediet er nøytralt.
Na + + H 2 O Cl ‑ + H 2 O
2. Hvis et salt dannes av et kation av en sterk base og et anion av en svak syre, skjer hydrolyse ved anionet.
Na 2 CO 3 + HOH \(\venstrepil\) NaHCO 3 + NaOH
Siden OH - ioner samler seg i løsningen, er mediet alkalisk, pH>7.
3. Hvis et salt dannes av et kation av en svak base og et anion av en sterk syre, skjer hydrolyse langs kationet.
Cu 2+ + HOH \(\venstrepil\) CuOH + + H +
СuCl 2 + HOH \(\venstrepil\) CuOHCl + HCl
Siden H + ioner samler seg i løsningen, er mediet surt, pH<7.
4. Et salt dannet av et kation av en svak base og et anion av en svak syre gjennomgår hydrolyse av både kationet og anionet.
CH 3 COONH 4 + HOH \(\venstrepil\) NH 4 OH + CH 3 COOH
CH 3 COO ‑ + + HOH \(\venstrepil\) NH 4 OH + CH 3 COOH
Løsninger av slike salter har enten et svakt surt eller lett alkalisk miljø, dvs. pH-verdien er nær 7. Mediets reaksjon avhenger av forholdet mellom dissosiasjonskonstantene til syren og basen. Hydrolyse av salter dannet av svært svake syrer og baser er praktisk talt irreversibel. Disse er hovedsakelig sulfider og karbonater av aluminium, krom og jern.
Al 2 S 3 + 3HOH \(\venstrepil\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Når du bestemmer mediet til en saltløsning, er det nødvendig å ta hensyn til at mediet til løsningen bestemmes av den sterke komponenten. Hvis saltet dannes av en syre, som er en sterk elektrolytt, er løsningen sur. Hvis basen er en sterk elektrolytt, er den alkalisk.
Eksempel. Løsningen har et alkalisk miljø
1) Pb(NO3)2; 2) Na2C03; 3) NaCl; 4) NaNO3
1) Pb(NO 3) 2 bly(II) nitrat. Salt dannes av en svak base og sterk syre, betyr løsningsmiljøet sur.
2) Na 2 CO 3 natriumkarbonat. Det ble dannet salt sterkt fundament og en svak syre, som betyr løsningsmediet alkalisk.
3) NaCl; 4) NaNO3-salter dannes av den sterke basen NaOH og de sterke syrene HCl og HNO3. Løsningsmediet er nøytralt.
Korrekt svar 2) Na 2 CO 3
Indikatorpapir ble dyppet i saltløsningene. I løsninger av NaCl og NaNO 3 endret det ikke farge, som betyr løsningsmiljøet nøytral. I løsning blir Pb(NO 3) 2 rød, løsningsmediet sur. I en løsning blir Na 2 CO 3 blå, løsningsmediet alkalisk.
Hydrolyse av salter. Vannholdig løsningsmiljø: surt, nøytralt, alkalisk
I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon, i en vandig løsning, samhandler oppløste partikler med vannmolekyler. En slik interaksjon kan føre til en hydrolysereaksjon (fra gresk. hydro- vann, lysering- forfall, nedbrytning).
Hydrolyse er reaksjonen av metabolsk dekomponering av et stoff med vann.
Ulike stoffer gjennomgår hydrolyse: uorganiske - salter, metallkarbider og hydrider, ikke-metallhalogenider; organisk - haloalkaner, estere og fett, karbohydrater, proteiner, polynukleotider.
Vandige løsninger av salter har forskjellige pH-verdier og forskjellige typer medier - sure ($pH 7$), nøytrale ($pH = 7$). Dette forklares med at salter i vandige løsninger kan gjennomgå hydrolyse.
Essensen av hydrolyse kommer ned til utveksling kjemisk interaksjon av saltkationer eller anioner med vannmolekyler. Som et resultat av denne interaksjonen dannes en lett dissosierende forbindelse (svak elektrolytt). Og i en vandig saltløsning oppstår et overskudd av frie ioner $H^(+)$ eller $OH^(-)$, og saltløsningen blir henholdsvis sur eller alkalisk.
Klassifisering av salter
Ethvert salt kan betraktes som et produkt av reaksjonen mellom en base og en syre. For eksempel er saltet $KClO$ dannet av den sterke basen $KOH$ og den svake syren $HClO$.
Avhengig av styrken til base og syre, kan fire typer salter skilles.
La oss vurdere oppførselen til salter av forskjellige typer i løsning.
1. Salter dannet av en sterk base og en svak syre.
For eksempel er saltet kaliumcyanid $KCN$ dannet av den sterke basen $KOH$ og den svake syren $HCN$:
$(KOH)↙(\text"sterk monosyrebase")←KCN→(HCN)↙(\text"svak monosyre")$
1) lett reversibel dissosiasjon av vannmolekyler (en veldig svak amfoterisk elektrolytt), som kan forenkles ved ligningen
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
$Н^(+)$- og $CN^(-)$-ionene som dannes under disse prosessene samhandler med hverandre, og binder seg til molekyler av en svak elektrolytt - blåsyre $HCN$, mens hydroksydet - $ОН^(-) $ ion forblir i løsning, og bestemmer dermed dets alkaliske miljø. Hydrolyse skjer ved $CN^(-)$ anion.
La oss skrive ned den komplette ioniske ligningen for den pågående prosessen (hydrolyse):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Denne prosessen er reversibel, og den kjemiske likevekten forskyves til venstre (mot dannelsen av utgangsstoffene), fordi vann er en mye svakere elektrolytt enn blåsyre $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Ligningen viser at:
a) det er frie hydroksidioner $OH^(-)$ i løsningen, og deres konsentrasjon er større enn i rent vann, derfor har saltløsningen $KCN$ alkalisk miljø($pH > 7$);
b) $CN^(-)$-ioner deltar i reaksjonen med vann, i dette tilfellet sier de det anionhydrolyse. Andre eksempler på anioner som reagerer med vann:
La oss vurdere hydrolysen av natriumkarbonat $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"sterk monosyrebase")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"svak dibasisk syre")$
Hydrolyse av saltet skjer ved $CO_3^(2-)$ anion.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Hydrolyseprodukter - surt salt$NaHCO_3$ og natriumhydroksid $NaOH$.
Mediet til en vandig løsning av natriumkarbonat er alkalisk ($pH > 7$), fordi konsentrasjonen av $OH^(-)$-ioner i løsningen øker. Syresaltet $NaHCO_3$ kan også gjennomgå hydrolyse, som forekommer i svært liten grad og kan neglisjeres.
For å oppsummere hva du har lært om anionhydrolyse:
a) i henhold til anionet hydrolyseres salter som regel reversibelt;
b) den kjemiske likevekten i slike reaksjoner er sterkt forskjøvet til venstre;
c) reaksjonen av mediet i løsninger av lignende salter er alkalisk ($pH > 7$);
d) hydrolysen av salter dannet av svake flerbasiske syrer gir sure salter.
2. Salter dannet av en sterk syre og en svak base.
La oss vurdere hydrolysen av ammoniumklorid $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"svak monosyrebase")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"sterk monosyre")$
I en vandig saltløsning skjer to prosesser:
1) lett reversibel dissosiasjon av vannmolekyler (en veldig svak amfoterisk elektrolytt), som kan forenkles med ligningen:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) fullstendig dissosiasjon av salt (sterk elektrolytt):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
De resulterende $OH^(-)$- og $NH_4^(+)$-ionene samhandler med hverandre for å produsere $NH_3·H_2O$ (svak elektrolytt), mens $H^(+)$-ionene forblir i løsningen, noe som forårsaker mest sure miljøet.
Den komplette ioniske ligningen for hydrolyse er:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Prosessen er reversibel, den kjemiske likevekten forskyves mot dannelsen av utgangsstoffene, pga. vann $Н_2О$ er en mye svakere elektrolytt enn ammoniakkhydrat $NH_3·H_2O$.
Forkortet ionisk ligning for hydrolyse:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Ligningen viser at:
a) det er frie hydrogenioner $H^(+)$ i løsningen, og deres konsentrasjon er større enn i rent vann, derfor har saltløsningen surt miljø($pH
b) ammoniumkationer $NH_4^(+)$ deltar i reaksjonen med vann; i dette tilfellet sier de at det kommer hydrolyse med kation.
Multipliserte kationer kan også delta i reaksjonen med vann: dobbeltladet$М^(2+)$ (for eksempel $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)...$), bortsett fra jordalkalimetallkationer, tre-lader$M^(3+)$ (for eksempel $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)...$).
La oss vurdere hydrolysen av nikkelnitrat $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"svak disyrebase")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"sterk monobasisk syre")$
Hydrolyse av saltet skjer ved $Ni^(2+)$-kationen.
Den komplette ioniske ligningen for hydrolyse er:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Forkortet ionisk ligning for hydrolyse:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Hydrolyseprodukter - basisk salt$NiOHNO_3$ og salpetersyre $HNO_3$.
Mediet til en vandig løsning av nikkelnitrat er surt ($рН
Hydrolyse av $NiOHNO_3$-saltet skjer i mye mindre grad og kan neglisjeres.
For å oppsummere hva du har lært om kationisk hydrolyse:
a) i henhold til kationet hydrolyseres salter som regel reversibelt;
b) den kjemiske likevekten av reaksjoner er sterkt forskjøvet til venstre;
c) reaksjonen av mediet i løsninger av slike salter er sur ($pH
d) hydrolysen av salter dannet av svake polysyrebaser gir basiske salter.
3. Salter dannet av en svak base og en svak syre.
Det er åpenbart allerede klart for deg at slike salter gjennomgår hydrolyse av både kation og anion.
Et svakt basekation binder $OH^(-)$-ioner fra vannmolekyler og danner svakt grunnlag; anionet til en svak syre binder $H^(+)$-ioner fra vannmolekyler, og danner svak syre. Reaksjonen av løsninger av disse saltene kan være nøytral, svakt sur eller svakt alkalisk. Dette avhenger av dissosiasjonskonstantene til de to svake elektrolyttene - syre og base, som dannes som et resultat av hydrolyse.
Vurder for eksempel hydrolysen av to salter: ammoniumacetat $NH_4(CH_3COO)$ og ammoniumformiat $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"svak monosyrebase")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"sterk monosyre");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"svak monosyrebase")←NH_4(HCOO)→(HCOOOH)↙(\text"svak monosyre").$
I vandige løsninger av disse saltene, interagerer kationer av den svake basen $NH_4^(+)$ med hydroksyioner $OH^(-)$ (husk at vann dissosierer $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), og anionene svake syrer $CH_3COO^(-)$ og $HCOO^(-)$ interagerer med kationer $Н^(+)$ for å danne molekyler av svake syrer - eddik $CH_3COOH$ og maursyre $HCOOH$.
La oss skrive de ioniske ligningene for hydrolyse:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
I disse tilfellene er hydrolyse også reversibel, men likevekten forskyves mot dannelsen av hydrolyseprodukter - to svake elektrolytter.
I det første tilfellet er løsningsmediet nøytralt ($pH = 7$), fordi $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. I det andre tilfellet er løsningsmediet svakt surt ($pH
Som du allerede har lagt merke til, er hydrolysen av de fleste salter en reversibel prosess. I en tilstand av kjemisk likevekt er bare en del av saltet hydrolysert. Noen salter spaltes imidlertid fullstendig av vann, dvs. deres hydrolyse er en irreversibel prosess.
I tabellen "Løselighet av syrer, baser og salter i vann" finner du en merknad: "de brytes ned i et vandig miljø" - dette betyr at slike salter gjennomgår irreversibel hydrolyse. For eksempel gjennomgår aluminiumsulfid $Al_2S_3$ i vann irreversibel hydrolyse, siden $H^(+)$-ionene som oppstår under hydrolyse av kationet er bundet av $OH^(-)$-ionene som dannes under hydrolyse av anionet. Dette forbedrer hydrolyse og fører til dannelse av uløselig aluminiumhydroksid og hydrogensulfidgass:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Derfor kan aluminiumsulfid $Al_2S_3$ ikke oppnås ved en utvekslingsreaksjon mellom vandige løsninger av to salter, for eksempel aluminiumklorid $AlCl_3$ og natriumsulfid $Na_2S$.
Andre tilfeller av irreversibel hydrolyse er også mulige de er ikke vanskelige å forutsi, fordi for at prosessen skal være irreversibel, er det nødvendig at minst ett av hydrolyseproduktene forlater reaksjonssfæren.
For å oppsummere det du har lært om både kationisk og anionisk hydrolyse:
a) hvis salter hydrolyseres både ved kationet og ved anionet reversibelt, så flyttes den kjemiske likevekten i hydrolysereaksjonene til høyre;
b) reaksjonen til mediet er enten nøytral, eller svakt sur, eller svakt alkalisk, som avhenger av forholdet mellom dissosiasjonskonstantene til den resulterende base og syre;
c) salter kan hydrolysere både kationet og anionet irreversibelt hvis minst ett av hydrolyseproduktene forlater reaksjonssfæren.
4. Salter dannet av en sterk base og en sterk syre gjennomgår ikke hydrolyse.
Du kom tydeligvis til denne konklusjonen selv.
La oss vurdere oppførselen til kaliumklorid $KCl$ i en løsning.
$(KOH)↙(\text"sterk monosyrebase")←KCl→(HCl)↙(\text"sterk monosyre").$
Salt i en vandig løsning dissosieres til ioner ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), men når det interagerer med vann, kan det ikke dannes en svak elektrolytt. Løsningsmediet er nøytralt ($pH=7$), fordi konsentrasjonene av $H^(+)$ og $OH^(-)$ ioner i løsningen er like, som i rent vann.
Andre eksempler på slike salter inkluderer alkalimetallhalogenider, nitrater, perklorater, sulfater, kromater og dikromater, jordalkalimetallhalogenider (annet enn fluorider), nitrater og perklorater.
Det skal også bemerkes at den reversible hydrolysereaksjonen følger Le Chateliers prinsipp fullstendig. Derfor salthydrolyse kan forbedres(og til og med gjøre det irreversibelt) på følgende måter:
a) tilsett vann (reduser konsentrasjonen);
b) varme opp løsningen, noe som øker den endoterme dissosiasjonen av vann:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
som betyr at mengden $H^(+)$ og $OH^(-)$, som er nødvendig for hydrolysen av saltet, øker;
c) binde ett av hydrolyseproduktene til en tungtløselig forbindelse eller fjerne ett av produktene inn i gassfasen; for eksempel vil hydrolysen av ammoniumcyanid $NH_4CN$ bli betydelig forbedret på grunn av nedbrytningen av ammoniakkhydrat for å danne ammoniakk $NH_3$ og vann $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hydrolyse av salter
Legende:
Hydrolyse kan undertrykkes (betraktelig redusere mengden salt som hydrolyseres) ved å gjøre følgende:
a) øke konsentrasjonen av det oppløste stoffet;
b) avkjøl løsningen (for å redusere hydrolyse, bør saltløsninger lagres konsentrert og ved lave temperaturer);
c) innfør ett av hydrolyseproduktene i løsningen; for eksempel surgjør løsningen hvis miljøet som følge av hydrolyse er surt, eller alkaliser hvis det er alkalisk.
Betydningen av hydrolyse
Hydrolyse av salter har både praktisk og biologisk betydning. Selv i gamle tider ble aske brukt som vaskemiddel. Asken inneholder kaliumkarbonat $K_2CO_3$, som hydrolyserer til anion i vann, blir den vandige løsningen såpeaktig på grunn av $OH^(-)$-ionene som dannes under hydrolyse.
For tiden bruker vi i hverdagen såpe, vaskepulver og andre vaskemidler. Hovedkomponenten i såpe er natrium- og kaliumsalter av høyere fettkarboksylsyrer: stearater, palmitater, som hydrolyseres.
Hydrolysen av natriumstearat $C_(17)H_(35)COONa$ uttrykkes ved følgende ioniske ligning:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
de. løsningen har et svakt alkalisk miljø.
Salter av uorganiske syrer (fosfater, karbonater) er spesielt tilsatt sammensetningen av vaskepulver og andre vaskemidler, som forbedrer renseeffekten ved å øke pH i miljøet.
Salter som skaper det nødvendige alkaliske miljøet til løsningen er inneholdt i den fotografiske fremkalleren. Disse er natriumkarbonat $Na_2CO_3$, kaliumkarbonat $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ og andre salter som hydrolyserer ved anionet.
Hvis jordsurheten er utilstrekkelig, utvikler planter en sykdom som kalles klorose. Dens symptomer er gulning eller bleking av blader, forsinket vekst og utvikling. Hvis $pH_(jord) > 7,5$, tilsettes ammoniumsulfatgjødsel $(NH_4)_2SO_4$, som bidrar til å øke surheten på grunn av hydrolyse av kationet som forekommer i jorda:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Den biologiske rollen til hydrolyse av visse salter som utgjør kroppen vår er uvurderlig. For eksempel inneholder blodet natriumbikarbonat og natriumhydrogenfosfatsalter. Deres rolle er å opprettholde en viss reaksjon fra miljøet. Dette skjer på grunn av et skifte i likevekten til hydrolyseprosesser:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Hvis det er et overskudd av $H^(+)$-ioner i blodet, binder de seg til $OH^(-)$-hydroksidioner, og likevekten skifter til høyre. Med et overskudd av $OH^(-)$ hydroksydioner, skifter likevekten til venstre. På grunn av dette svinger surheten i blodet til en sunn person litt.
Et annet eksempel: menneskelig spytt inneholder $HPO_4^(2-)$-ioner. Takket være dem opprettholdes et visst miljø i munnhulen ($pH=7-7,5$).