Książka problemowa z chemii ogólnej i nieorganicznej
7. Wodne roztwory protolitów. 7.1. Woda. Środowisko neutralne, kwaśne i zasadowe. Silne protolity
Patrzeć zadania >>>Część teoretyczna
Współczesna teoria kwasów i zasad jest taka teoria protonów Brønsteda-Lowry'ego, który wyjaśnia przejawy funkcji kwasowej lub zasadowej substancji faktem, że reagują one protoliza– reakcje wymiany protonów (kationów wodoru) H+:
NA+E A - +NIE +
zasada kwasowa baza kwas
Według tej teorii kwas- Ten zawierający proton substancja HA, która jest donorem jej protonu; zasada to substancja E, która przyjmuje proton oddany przez kwas. Ogólnie, reagentem jest kwas HA, reagentem jest zasada E, a produktem jest zasada A - a produkt - kwas HE + konkurują ze sobą o posiadanie protonu, co prowadzi do stanu odwracalnej reakcji kwasowo-zasadowej protolityczny równowaga. Zatem w układzie znajdują się cztery substancje tworzące dwie sprzężone pary kwas-zasada: HA/A - i NIE + /E. Substancje wykazujące właściwości kwasowe lub zasadowe nazywane są protolity .
7.1. Woda. Środowisko neutralne, kwaśne i zasadowe. Mocny protolity
Najpopularniejszym ciekłym rozpuszczalnikiem na Ziemi jest woda. Oprócz cząsteczek H 2 O czysta woda zawiera jony wodorotlenkowe OH - i kationy oksoniowe H 3 O + ze względu na trwającą reakcję autoprotoliza woda:
H 2 O + H 2 O OH - + H 3 O
kwas zasada zasada kwas
Ilościową cechą autoprotolizy wody jest produkt jonowy woda:
K W= [H3O + ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° Z)
Dlatego w czystej wodzie
[H3O + ] = [OH – ] =1. 10 –7 mol/l (25° Z)
Wyraża się także zawartość kationów oksoniowych i jonów wodorotlenkowych wartość PH pHI indeks hydroksylowy PO:
pH = -lg,pOH = -lg [ OH - ]
W czystej wodzie o 25 ° ZpH = 7, PO = 7, pH + PO = 14.
W rozcieńczonych (mniej niż 0,1 mol/l) wodnych roztworach substancji wartośćpHmoże być równa, większa lub mniejszapHczysta woda. NapH= 7 środowisko roztworu wodnego nazywa się obojętnym, gdypH < 7 – кислотной, при pH> 7 – zasadowy. Znaczący wzrost stężenia jonówH 3 O + w wodzie (stworzenie kwaśnyśrodowisko) osiąga się poprzez nieodwracalną reakcję protolizy substancji takich jak chlorowodór, kwasy nadchlorowy i siarkowy:
HCl+H2O= Cl – +H3O +,pH< 7
HClO4+H 2 O=ClO 4 – +H 3 O + ,pH< 7
H2SO4+2H 2 O=SO 4 2– +2H 3 O + ,pH< 7
Jonykl – , ClO 4 – , WIĘC 4 2– sprzężone z tymi kwasami, nie mają zasadowych właściwości w wodzie. Niektóre hydroaniony zachowują się podobnie w roztworze wodnym, na przykład jon wodorosiarczanowy:
HSO 4 – + H 2 O=SO 4 2– +H 3 O + ,pH< 7
Ze względu na nieodwracalność reakcji protolizy sam jonH 3 O + , SubstancjeHCl, HClO 4 IH 2 WIĘC 4 ,podobny do nich protolityczny nieruchomościHClO 3 , HBr, HBrO 3 , CZEŚĆ, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, H 2 SeO 4 , HMnO 4 , jonyHSO 4 – , HSeO 4 – i niektóre inne w roztworze wodnym są brane pod uwagę mocne kwasy. W rozcieńczonym roztworze mocnego kwasu HA (tj Z W mniej niż 1 mol/l) stężenie kationów oksoniowych i pH są powiązane z analitycznym (w drodze przygotowania) stężeniem molowym Z WŁĄCZ w następujący sposób:
[ H 3 O + ] = Z NA ,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgZ NA
Przykład 1 . Określ wartość pH w 0,006 M roztworze kwasu siarkowego w temp25 ° Z .
Rozwiązanie
|
pH = ? Z B= 0,006 mola/l 2 Z B |
H 2 SO 4 + 2H 2 O = SO 4 2– + 2H 3 O +, pH<7 pH = – lg = –lg (2Z B) = –log(2´ 0,006) = 1, 9 2 |
|
Odpowiedź : 0,006 M roztwórH 2 WIĘC 4 To ma pH 1, 9 2 |
|
Znaczący wzrost stężenia jonów OH - w wodzie (powstanie środowiska zasadowego) osiąga się poprzez rozpuszczenie i całkowitą dysocjację elektrolityczną substancji takich jak wodorotlenki potasu i baru, tzw. alkalia:
KO = K + + O –; W(OH)2 + 2OH – , pH >7
Substancje KOH, B A(OH) 2,NaOHi podobne zasadowe wodorotlenki w stanie stałym są kryształami jonowymi; podczas ich elektrolitycznej dysocjacji w roztworze wodnym powstają jony OH – (tj mocna baza) , a także jonyK + , Va 2+ ,Nie + itp., które nie mają właściwości kwasowych w wodzie. Przy danym stężeniu analitycznym alkalicznego MOH w rozcieńczonym roztworze ( Z Bmniej niż 0,1 mol/l) mamy:
[OH – ] = Z M OH; pH = 14 – pOH = 14 +lg[OH – ] = 14 +lgZ MOH
Przykład 2 . Określ pH w 0,012 M roztworze wodorotlenku baru w temperaturze 25° Z.
|
pH = ? Z B= 0,012 mola/l [OH – ] = 2 Z B |
W A(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,pH >7 pH = 14 – PO = 14 + lg[OH – ] = 14 +lg(2Z c) = 14+ lg(2 . 0,012)=12,38 |
|
|
|
Wskaźnik pH i jego wpływ na jakość wody pitnej.
Co to jest pH?
pH(„potentia wodoru” – siła wodoru lub „pondus wodoru” – masa wodoru) to jednostka miary aktywności jonów wodorowych w dowolnej substancji, wyrażająca ilościowo jej kwasowość.
Termin ten pojawił się na początku XX wieku w Danii. Wskaźnik pH wprowadził duński chemik Soren Petr Lauritz Sorensen (1868-1939), choć stwierdzenia o pewnej „mocy wody” można spotkać także u jego poprzedników.
Aktywność wodoru definiuje się jako ujemny logarytm dziesiętny stężenia jonów wodorowych wyrażonego w molach na litr:
pH = -log
Dla uproszczenia i wygody w obliczeniach wprowadzono wskaźnik pH. Wartość pH określa się na podstawie ilościowego stosunku jonów H+ i OH- w wodzie, powstającego podczas dysocjacji wody. Zwyczajowo mierzy się poziom pH w skali 14-cyfrowej.
Jeżeli woda ma obniżoną zawartość wolnych jonów wodorowych (pH powyżej 7) w porównaniu do jonów wodorotlenkowych [OH-], to będzie miała reakcja alkaliczna i o zwiększonej zawartości jonów H+ (pH poniżej 7) - reakcja kwasowa. W idealnie czystej wodzie destylowanej jony te będą się równoważyć.
środowisko kwaśne: >
środowisko neutralne: =
środowisko alkaliczne: >
Jeżeli stężenia obu typów jonów w roztworze są takie same, mówimy, że roztwór jest obojętny. W wodzie neutralnej wartość pH wynosi 7.
Kiedy różne substancje chemiczne rozpuszczają się w wodzie, równowaga ta ulega zmianie, co skutkuje zmianą wartości pH. Kiedy do wody dodaje się kwas, wzrasta stężenie jonów wodorowych i odpowiednio maleje stężenie jonów wodorotlenkowych, natomiast po dodaniu zasady, zawartość jonów wodorotlenkowych wzrasta, a stężenie jonów wodorowych maleje.
Wskaźnik pH odzwierciedla stopień kwasowości lub zasadowości środowiska, natomiast „kwasowość” i „zasadowość” charakteryzują ilościową zawartość substancji w wodzie, które mogą neutralizować odpowiednio zasady i kwasy. Jako analogię możemy podać przykład z temperaturą, która charakteryzuje stopień nagrzania substancji, ale nie ilość ciepła. Wkładając rękę do wody, możemy stwierdzić, czy woda jest zimna, czy ciepła, ale nie będziemy w stanie określić, ile ciepła się w niej znajduje (czyli, mówiąc relatywnie, jak długo ta woda będzie się schładzać).
Wartość pH jest uważana za jeden z najważniejszych wskaźników jakości wody pitnej. Wskazuje równowagę kwasowo-zasadową i wpływa na przebieg procesów chemicznych i biologicznych. W zależności od wartości pH zmienia się szybkość reakcji chemicznych, stopień agresywności korozyjnej wody, toksyczność zanieczyszczeń itp. Nasze samopoczucie, nastrój i zdrowie bezpośrednio zależą od równowagi kwasowo-zasadowej środowiska naszego organizmu.
Współczesny człowiek żyje w zanieczyszczonym środowisku. Wiele osób kupuje i spożywa żywność wykonaną z półproduktów. Ponadto niemal każdy człowiek na co dzień narażony jest na stres. Wszystko to wpływa na równowagę kwasowo-zasadową środowiska organizmu, przesuwając je w stronę kwasów. Herbata, kawa, piwo, napoje gazowane obniżają pH w organizmie.
Uważa się, że kwaśne środowisko jest jedną z głównych przyczyn niszczenia komórek i uszkodzeń tkanek, rozwoju chorób i procesów starzenia oraz rozwoju patogenów. W kwaśnym środowisku materiał budulcowy nie dociera do komórek, a błona ulega zniszczeniu.
Zewnętrznie stan równowagi kwasowo-zasadowej krwi danej osoby można ocenić na podstawie koloru spojówki w kącikach oczu. Przy optymalnej równowadze kwasowo-zasadowej kolor spojówki jest jasnoróżowy, ale jeśli zasadowość krwi danej osoby wzrasta, spojówka staje się ciemnoróżowa, a wraz ze wzrostem kwasowości kolor spojówki staje się bladoróżowy. Co więcej, kolor spojówki zmienia się już w ciągu 80 sekund po spożyciu substancji wpływających na równowagę kwasowo-zasadową.
Organizm reguluje pH płynów wewnętrznych, utrzymując wartości na określonym poziomie. Równowaga kwasowo-zasadowa organizmu to określony stosunek kwasów i zasad, który przyczynia się do jego prawidłowego funkcjonowania. Równowaga kwasowo-zasadowa zależy od utrzymania w miarę stałych proporcji pomiędzy wodami międzykomórkowymi i wewnątrzkomórkowymi w tkankach organizmu. Jeśli równowaga kwasowo-zasadowa płynów w organizmie nie będzie stale utrzymywana, normalne funkcjonowanie i zachowanie życia będą niemożliwe. Dlatego ważne jest kontrolowanie tego, co spożywasz.
Równowaga kwasowo-zasadowa jest naszym wskaźnikiem zdrowia. Im bardziej jesteśmy „zgorzkniali”, tym szybciej się starzejemy i chorujemy. Do prawidłowego funkcjonowania wszystkich narządów wewnętrznych poziom pH w organizmie musi być zasadowy, mieszczący się w przedziale od 7 do 9.
PH w naszym organizmie nie zawsze jest takie samo – niektóre jego części są bardziej zasadowe, a inne kwaśne. Organizm reguluje i utrzymuje homeostazę pH tylko w niektórych przypadkach, np. pH krwi. Jedzenie i napoje, które spożywamy, wpływają na poziom pH nerek i innych narządów, których równowaga kwasowo-zasadowa nie jest regulowana przez organizm.
pH krwi
Poziom pH krwi organizm utrzymuje w granicach 7,35-7,45. Uważa się, że normalne pH ludzkiej krwi wynosi 7,4–7,45. Nawet niewielkie odchylenie tego wskaźnika wpływa na zdolność krwi do przenoszenia tlenu. Jeśli pH krwi wzrośnie do 7,5, przenosi ona o 75% więcej tlenu. Kiedy pH krwi spada do 7,3, osobie już trudno jest wstać z łóżka. Przy 7,29 może zapaść w śpiączkę, jeśli pH krwi spadnie poniżej 7,1, osoba umiera.
Poziom pH krwi musi być utrzymywany w zdrowym zakresie, dlatego organizm wykorzystuje narządy i tkanki do utrzymania stałego poziomu pH. Z tego powodu poziom pH krwi nie zmienia się pod wpływem picia wody zasadowej lub kwaśnej, ale tkanki i narządy organizmu służące do regulacji pH krwi zmieniają swoje pH.
pH nerek
Na parametr pH nerek wpływa woda, pożywienie i procesy metaboliczne zachodzące w organizmie. Kwaśne pokarmy (takie jak produkty mięsne, nabiał itp.) i napoje (słodzone napoje, napoje alkoholowe, kawa itp.) prowadzą do niskiego poziomu pH w nerkach, ponieważ organizm eliminuje nadmiar kwasowości poprzez mocz. Im niższe pH moczu, tym ciężej muszą pracować nerki. Dlatego obciążenie kwasem nerek spowodowane taką żywnością i napojami nazywa się potencjalnym obciążeniem nerek kwasem.
Picie wody alkalicznej korzystnie wpływa na nerki – podnosi się pH moczu i zmniejsza się obciążenie kwasami organizmu. Zwiększenie pH moczu zwiększa pH całego organizmu i oczyszcza nerki z kwaśnych toksyn.
pH żołądka
Pusty żołądek zawiera nie więcej niż łyżeczkę kwasu żołądkowego powstałego podczas ostatniego posiłku. Żołądek wytwarza kwas w miarę potrzeb podczas jedzenia. Żołądek nie wytwarza kwasu, gdy osoba pije wodę.
Bardzo przydatne jest picie wody na czczo. pH wzrasta do poziomu 5-6. Podwyższone pH będzie miało łagodny efekt zobojętniający kwas i doprowadzi do wzrostu liczby korzystnych probiotyków (dobrych bakterii). Zwiększenie pH żołądka zwiększa pH organizmu, co prowadzi do zdrowego trawienia i złagodzenia objawów niestrawności.
pH tłuszczu podskórnego
Tkanki tłuszczowe organizmu mają kwaśne pH, ponieważ odkładają się w nich nadmiary kwasów. Organizm musi magazynować kwasy w tkance tłuszczowej, gdy nie można ich wydalić ani zneutralizować w inny sposób. Dlatego też przesunięcie pH organizmu w stronę kwaśną jest jednym z czynników sprzyjających nadwadze.
Pozytywny wpływ wody alkalicznej na masę ciała polega na tym, że woda alkaliczna pomaga usunąć nadmiar kwasu z tkanek, ponieważ pomaga wydajniej pracować nerkom. Pomaga to kontrolować wagę, ponieważ ilość kwasu, który organizm musi „magazynować”, jest znacznie zmniejszona. Woda alkaliczna poprawia również wyniki zdrowej diety i ćwiczeń, pomagając organizmowi uporać się z nadmierną kwasowością wytwarzaną przez tkankę tłuszczową podczas odchudzania.
Kości
Kości mają zasadowe pH, ponieważ składają się głównie z wapnia. Ich pH jest stałe, ale jeśli krew wymaga dostosowania pH, wapń jest wyciągany z kości.
Zaletą wody alkalicznej dla kości jest ich ochrona poprzez zmniejszenie ilości kwasu, z którym organizm musi walczyć. Badania wykazały, że picie wody alkalicznej zmniejsza resorpcję kości – osteoporozę.
pH wątroby
Wątroba ma lekko zasadowe pH, na którego poziom wpływa zarówno żywność, jak i napoje. Cukier i alkohol muszą zostać rozłożone w wątrobie, co prowadzi do nadmiaru kwasu.
Korzyści wody alkalicznej dla wątroby obejmują obecność przeciwutleniaczy w takiej wodzie; Stwierdzono, że woda alkaliczna wzmacnia działanie dwóch przeciwutleniaczy występujących w wątrobie, które przyczyniają się do skuteczniejszego oczyszczania krwi.
pH ciała i woda alkaliczna
Woda alkaliczna pozwala częściom ciała utrzymującym pH krwi działać z większą wydajnością. Zwiększenie poziomu pH w częściach ciała odpowiedzialnych za utrzymanie pH krwi pomoże tym narządom zachować zdrowie i sprawne funkcjonowanie.
Pomiędzy posiłkami możesz pomóc organizmowi normalizować pH, pijąc wodę alkaliczną. Nawet niewielki wzrost pH może mieć ogromny wpływ na Twoje zdrowie.
Według badań japońskich naukowców pH wody pitnej mieszczące się w przedziale 7-8 zwiększa długość życia populacji o 20-30%.
W zależności od poziomu pH wodę można podzielić na kilka grup:
Wody silnie kwaśne< 3
wody kwaśne 3 - 5
wody lekko kwaśne 5 - 6,5
wody neutralne 6,5 - 7,5
wody lekko zasadowe 7,5 - 8,5
wody alkaliczne 8,5 – 9,5
wody silnie zasadowe > 9,5
Zazwyczaj poziom pH wody pitnej z kranu mieści się w zakresie, w którym nie ma to bezpośredniego wpływu na jakość wody dla konsumentów. W wodach rzecznych pH waha się zwykle w granicach 6,5-8,5, w opadach 4,6-6,1, na bagnach 5,5-6,0, w wodach morskich 7,9-8,3.
WHO nie podaje żadnej medycznie zalecanej wartości pH. Wiadomo, że przy niskim pH woda jest silnie żrąca, a przy wysokim (pH>11) woda nabiera charakterystycznego mydlanego zapachu, nieprzyjemnego zapachu i może powodować podrażnienie oczu i skóry. Dlatego też za optymalny poziom pH wody pitnej i użytkowej uważa się przedział od 6 do 9.
|
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Warto wiedzieć: Niemiecki biochemik OTTO WARBURG, laureat Nagrody Nobla w dziedzinie fizjologii lub medycyny w 1931 roku, udowodnił, że brak tlenu (kwaśne pH<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.
Naukowiec odkrył, że komórki nowotworowe tracą zdolność do rozwoju w środowisku nasyconym wolnym tlenem o pH 7,5 lub wyższym! Oznacza to, że gdy płyny ustrojowe stają się kwaśne, stymulowany jest rozwój raka.
Jego zwolennicy w latach 60. ubiegłego wieku udowodnili, że każda patogenna flora traci zdolność rozmnażania się przy pH = 7,5 i wyższym, a nasz układ odpornościowy bez problemu radzi sobie z każdym agresorem!
Aby zachować i utrzymać zdrowie, potrzebujemy odpowiedniej wody alkalicznej (pH=7,5 i wyższe). Umożliwi to lepsze utrzymanie równowagi kwasowo-zasadowej płynów ustrojowych, ponieważ główne środowiska życia mają lekko zasadową reakcję.
Już w neutralnym środowisku biologicznym organizm może posiadać niesamowitą zdolność samoleczenia.
Nie wiem gdzie można to dostać właściwą wodę ? Powiem ci!
Notatka:
Kliknięcie przycisku „ Wiedzieć„nie pociąga za sobą żadnych kosztów ani zobowiązań finansowych.
Tylko ty uzyskaj informację o dostępności odpowiedniej wody w Twoim regionie,
I zyskaj niepowtarzalną okazję, aby bezpłatnie zostać członkiem klubu zdrowych ludzi
i uzyskaj 20% rabatu na wszystkie oferty + skumulowany bonus.
Dołącz do międzynarodowego klubu zdrowia Coral Club, otrzymaj DARMOWĄ kartę rabatową, możliwość udziału w promocjach, bonus kumulacyjny i inne przywileje!
Reakcja roztworu substancji w rozpuszczalniku może być trzech typów: obojętna, kwaśna i zasadowa. Reakcja zależy od stężenia jonów wodorowych H + w roztworze.
Czysta woda w bardzo małym stopniu dysocjuje na jony H+ i jony hydroksylowe OH-.
wartość PH
Indeks wodorowy jest wygodnym i ogólnie przyjętym sposobem wyrażania stężenia jonów wodorowych. W przypadku czystej wody stężenie H + jest równe stężeniu OH -, a iloczyn stężeń H + i OH -, wyrażony w gramach jonów na litr, ma stałą wartość równą 1,10 -14
Z tego iloczynu możesz obliczyć stężenie jonów wodorowych: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.
Ten stan równowagi /"neutralny/" oznacza się zazwyczaj pH 7/p - logarytm ujemny stężenia, H - jony wodorowe, 7 - wykładnik o przeciwnym znaku/.
Roztwór o pH większym niż 7 jest zasadowy, jest w nim mniej jonów H + niż OH -; roztwór o pH mniejszym niż 7 jest kwaśny, zawiera więcej jonów H + niż OH -.
Stosowane w praktyce ciecze charakteryzują się stężeniem jonów wodorowych, zwykle zmieniającym się w zakresie pH od 0 do 1
Wskaźniki
Wskaźniki to substancje zmieniające swoją barwę w zależności od stężenia jonów wodorowych w roztworze. Za pomocą wskaźników określa się reakcję otoczenia. Najbardziej znanymi wskaźnikami są bromobenzen, bromotymol, fenoloftaleina, oranż metylowy itp. Każdy ze wskaźników działa w określonych granicach pH. Na przykład bromotymol zmienia kolor z żółtego przy pH 6,2 na niebieski przy pH 7,6; neutralny czerwony wskaźnik - od czerwonego przy pH 6,8 do żółtego przy pH 8; bromobenzen – od żółtego przy pH 4,0 do niebieskiego przy pH 5,6; fenoloftaleina - od bezbarwnej przy pH 8,2 do fioletowej przy pH 10,0 itp.
Żaden ze wskaźników nie działa w całej skali pH od 0 do 14. Jednak w praktyce restauratorskiej nie jest konieczne oznaczanie wysokich stężeń kwasów czy zasad. Najczęściej występują odchylenia o 1 - 1,5 jednostki pH od neutralnego w dowolnym kierunku.
Aby określić reakcję otoczenia w praktyce restauratorskiej, stosuje się mieszaninę różnych wskaźników, dobranych w taki sposób, aby wyznaczyć najmniejsze odchylenia od neutralności. Ta mieszanina nazywana jest „wskaźnikiem uniwersalnym”.
Uniwersalnym wskaźnikiem jest przezroczysty, pomarańczowy płyn. Przy niewielkiej zmianie środowiska w kierunku zasadowości roztwór wskaźnika nabiera zielonkawego zabarwienia, a wraz ze wzrostem zasadowości staje się niebieski. Im większa zasadowość cieczy testowej, tym intensywniejszy staje się niebieski kolor.
Przy niewielkiej zmianie środowiska w kierunku kwasowości roztwór uniwersalnego wskaźnika staje się różowy, a wraz ze wzrostem kwasowości - czerwony (karminowy lub nakrapiany odcień).
Zmiany reakcji otoczenia w obrazach zachodzą na skutek ich uszkodzenia przez pleśń; Zmiany często stwierdza się w miejscach gdzie etykiety były klejone klejem alkalicznym (kazeiną, klejem biurowym itp.).
Aby przeprowadzić analizę, oprócz uniwersalnego wskaźnika potrzebujesz wody destylowanej, czystej białej bibuły filtracyjnej i szklanej laski.
Postęp analizy
Kroplę wody destylowanej umieszcza się na bibule filtracyjnej i pozostawia do namoczenia. Drugą kroplę nakłada się obok tej kropli i nakłada na obszar testowy. Dla lepszego kontaktu papier z drugą kroplą na górze pociera się szklaną półką. Następnie w miejscach kropelek wody na bibułę filtracyjną nanosi się kroplę uniwersalnego wskaźnika. Pierwsza kropla wody służy jako kontrola, której kolor porównuje się z kroplą namoczoną w roztworze z obszaru badania. Rozbieżność koloru ze spadkiem kontrolnym wskazuje na zmianę - odchylenie pożywki od neutralnej.
NEUTRALIZACJA ŚRODOWISKA ALKALICZNEGO
Leczony obszar zwilża się 2% wodnym roztworem kwasu octowego lub cytrynowego. W tym celu należy owinąć pęsetę niewielką ilością waty, zwilżyć ją roztworem kwasu, wycisnąć i nałożyć na wskazane miejsce.
Reakcja koniecznie sprawdź Uniwersalny wskaźnik!
Proces trwa aż do całkowitego zneutralizowania całego obszaru.
Po tygodniu należy powtórzyć kontrolę środowiska.
NEUTRALIZACJA ŚRODKA KWAŚNEGO
Miejsce poddane zabiegowi zwilża się 2% wodnym roztworem hydratu tlenku amonu /amoniak/. Procedura neutralizacji jest taka sama jak w przypadku środowiska alkalicznego.
Kontrolę środowiska należy powtórzyć po tygodniu.
OSTRZEŻENIE: Proces neutralizacji wymaga dużej ostrożności, gdyż nadmierna obróbka może prowadzić do peroksydacji lub alkalizacji leczonego obszaru. Ponadto woda w roztworach może powodować kurczenie się płótna.
Hydroliza to oddziaływanie substancji z wodą, w wyniku którego zmienia się środowisko roztworu.
Kationy i aniony słabych elektrolitów potrafią oddziaływać z wodą tworząc trwałe, słabo dysocjujące związki lub jony, w wyniku czego zmienia się środowisko roztworu. Wzory na wodę w równaniach hydrolizy zapisuje się zwykle jako H-OH. Podczas reakcji z wodą kationy słabych zasad usuwają jony hydroksylowe z wody, a w roztworze powstaje nadmiar H +. Środowisko roztworu staje się kwaśne. Aniony słabych kwasów przyciągają H + z wody, a reakcja ośrodka staje się zasadowa.
W chemii nieorganicznej najczęściej mamy do czynienia z hydrolizą soli, tj. z wymianą oddziaływania jonów soli z cząsteczkami wody w procesie ich rozpuszczania. Istnieją 4 opcje hydrolizy.
1. Sól powstaje z mocnej zasady i mocnego kwasu.
Sól ta praktycznie nie ulega hydrolizie. W tym przypadku równowaga dysocjacji wody w obecności jonów soli prawie nie jest zakłócona, dlatego pH = 7, środowisko jest obojętne.
Na + + H 2 O Cl - + H 2 O
2. Jeżeli sól tworzy kation mocnej zasady i anion słabego kwasu, wówczas na anionie zachodzi hydroliza.
Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH
Ponieważ w roztworze gromadzą się jony OH -, środowisko ma odczyn zasadowy, pH>7.
3. Jeżeli sól tworzy kation słabej zasady i anion mocnego kwasu, wówczas wzdłuż kationu zachodzi hydroliza.
Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +
СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl
Ponieważ jony H + gromadzą się w roztworze, środowisko ma odczyn kwaśny, pH<7.
4. Sól utworzona przez kation słabej zasady i anion słabego kwasu ulega hydrolizie zarówno kationu, jak i anionu.
CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH
CH 3 COO - + + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH
Roztwory takich soli mają środowisko lekko kwaśne lub lekko zasadowe, tj. wartość pH jest bliska 7. Reakcja ośrodka zależy od stosunku stałych dysocjacji kwasu i zasady. Hydroliza soli utworzonych przez bardzo słabe kwasy i zasady jest praktycznie nieodwracalna. Są to głównie siarczki i węglany glinu, chromu i żelaza.
Al 2 S 3 + 3HOH \(\leftrightarrow\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S
Przy określaniu ośrodka roztworu soli należy wziąć pod uwagę, że ośrodek roztworu zależy od silnego składnika. Jeśli sól tworzy kwas, który jest mocnym elektrolitem, wówczas roztwór jest kwaśny. Jeśli zasadą jest mocny elektrolit, to jest ona zasadowa.
Przykład. Roztwór ma środowisko zasadowe
1) Pb(NO 3) 2; 2) Na2CO3; 3) NaCl; 4) NaNO3
1) Azotan Pb(NO 3) 2 ołowiu(II). Sól powstaje w wyniku słabej zasady i mocny kwas, oznacza środowisko rozwiązania kwaśny.
2) węglan sodu Na2CO3. Powstała sól mocny fundament i słaby kwas, co oznacza środowisko roztworu alkaliczny.
3) NaCl; 4) Sole NaNO 3 powstają z mocnej zasady NaOH oraz mocnych kwasów HCl i HNO 3. Roztwór jest obojętny.
Poprawna odpowiedź 2) Na2CO3
Bibułkę wskaźnikową zanurzano w roztworach soli. W roztworach NaCl i NaNO 3 nie zmieniał koloru, czyli środowiska roztworu neutralny. W roztworze Pb(NO 3) 2 zmienia kolor na czerwony, co oznacza medium roztworu kwaśny. W roztworze Na2CO3 zmienia kolor na niebieski, medium roztworu alkaliczny.
Hydroliza soli. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe
Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej, w roztworze wodnym cząsteczki substancji rozpuszczonej oddziałują z cząsteczkami wody. Taka interakcja może prowadzić do reakcji hydrolizy (z gr. hydro- woda, Liza- rozkład, rozkład).
Hydroliza to reakcja metabolicznego rozkładu substancji z wodą.
Hydrolizie ulegają różne substancje: nieorganiczne - sole, węgliki i wodorki metali, halogenki niemetali; organiczne - haloalkany, estry i tłuszcze, węglowodany, białka, polinukleotydy.
Wodne roztwory soli mają różne wartości pH i różne rodzaje mediów - kwaśne (pH 7 $), obojętne (pH = 7 $). Wyjaśnia to fakt, że sole w roztworach wodnych mogą ulegać hydrolizie.
Istota hydrolizy sprowadza się do wymiany chemicznego oddziaływania kationów lub anionów soli z cząsteczkami wody. W wyniku tej interakcji powstaje lekko dysocjujący związek (słaby elektrolit). Natomiast w wodnym roztworze soli pojawia się nadmiar wolnych jonów $H^(+)$ lub $OH^(-)$ i roztwór soli staje się odpowiednio kwaśny lub zasadowy.
Klasyfikacja soli
Dowolną sól można uważać za produkt reakcji zasady z kwasem. Na przykład sól $KClO$ składa się z mocnej zasady $KOH$ i słabego kwasu $HClO$.
W zależności od mocy zasady i kwasu można wyróżnić cztery rodzaje soli.
Rozważmy zachowanie soli różnych typów w roztworze.
1. Sole utworzone przez mocną zasadę i słaby kwas.
Na przykład sól cyjanku potasu $KCN$ składa się z mocnej zasady $KOH$ i słabego kwasu $HCN$:
$(KOH)↙(\text"silna zasada monokwasu")←KCN→(HCN)↙(\text"słaby monokwas")$
1) niewielka odwracalna dysocjacja cząsteczek wody (bardzo słabego elektrolitu amfoterycznego), co można uprościć równaniem
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Powstałe w tych procesach jony $Н^(+)$ i $CN^(-)$ oddziałują ze sobą, wiążąc się w cząsteczki słabego elektrolitu - kwasu cyjanowodorowego $HCN$, natomiast wodorotlenek - $ОН^(-) Jon pozostaje w roztworze, określając w ten sposób jego środowisko zasadowe. Hydroliza zachodzi przy anionie $CN^(-)$.
Zapiszmy pełne równanie jonowe zachodzącego procesu (hydrolizy):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Proces ten jest odwracalny, a równowaga chemiczna zostaje przesunięta w lewo (w kierunku powstania substancji wyjściowych), ponieważ woda jest znacznie słabszym elektrolitem niż kwas cyjanowodorowy $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Równanie pokazuje, że:
a) w roztworze znajdują się wolne jony wodorotlenkowe $OH^(-)$, a ich stężenie jest większe niż w czystej wodzie, dlatego roztwór soli $KCN$ ma środowisko alkaliczne($pH > 7$);
b) Jony $CN^(-)$ biorą udział w reakcji z wodą, w tym przypadku tak mówią hydroliza anionów. Inne przykłady anionów reagujących z wodą:
Rozważmy hydrolizę węglanu sodu $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"silna zasada monokwasowa")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"słaby kwas dwuzasadowy")$
Hydroliza soli zachodzi przy anionie $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Produkty hydrolizy - sól kwasowa$NaHCO_3$ i wodorotlenek sodu $NaOH$.
Ośrodek wodnego roztworu węglanu sodu ma odczyn zasadowy ($pH > 7$), ponieważ w roztworze wzrasta stężenie jonów $OH^(-)$. Sól kwasowa $NaHCO_3$ również może ulegać hydrolizie, która zachodzi w bardzo małym stopniu i można ją pominąć.
Podsumowując to, czego dowiedziałeś się o hydrolizie anionów:
a) zgodnie z anionem sole z reguły ulegają hydrolizie odwracalnej;
b) równowaga chemiczna w takich reakcjach jest silnie przesunięta w lewo;
c) odczyn ośrodka w roztworach podobnych soli jest zasadowy ($pH > 7$);
d) hydroliza soli utworzonych przez słabe kwasy wielozasadowe prowadzi do powstania soli kwasowych.
2. Sole utworzone przez mocny kwas i słabą zasadę.
Rozważmy hydrolizę chlorku amonu $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"słaby monokwas zasadowy")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"silny monokwas")$
W wodnym roztworze soli zachodzą dwa procesy:
1) niewielka odwracalna dysocjacja cząsteczek wody (bardzo słabego elektrolitu amfoterycznego), co można uprościć równaniem:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) całkowita dysocjacja soli (mocnego elektrolitu):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Powstałe jony $OH^(-)$ i $NH_4^(+)$ oddziałują ze sobą tworząc $NH_3·H_2O$ (słaby elektrolit), podczas gdy jony $H^(+)$ pozostają w roztworze, powodując jego najbardziej kwaśne środowisko.
Pełne równanie jonowe hydrolizy to:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Proces jest odwracalny, równowaga chemiczna zostaje przesunięta w stronę powstania substancji wyjściowych, ponieważ woda $Н_2О$ jest znacznie słabszym elektrolitem niż hydrat amoniaku $NH_3·H_2O$.
Skrócone równanie jonowe hydrolizy:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Równanie pokazuje, że:
a) w roztworze znajdują się wolne jony wodoru $H^(+)$, a ich stężenie jest większe niż w czystej wodzie, dlatego roztwór soli ma kwaśne środowisko($pH
b) kationy amonowe $NH_4^(+)$ biorą udział w reakcji z wodą; w tym przypadku mówią, że nadchodzi hydroliza kationowa.
W reakcji z wodą mogą brać także udział kationy naładowane wielokrotnie: podwójnie naładowany$М^(2+)$ (na przykład $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), z wyjątkiem kationów metali ziem alkalicznych, trzy ładowarki$M^(3+)$ (na przykład $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Rozważmy hydrolizę azotanu niklu $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"słaba zasada dikwasowa")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"silny kwas jednozasadowy")$
Hydroliza soli zachodzi na kationie $Ni^(2+)$.
Pełne równanie jonowe hydrolizy to:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Skrócone równanie jonowe hydrolizy:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Produkty hydrolizy - sól zasadowa$NiOHNO_3$ i kwas azotowy $HNO_3$.
Środowisko wodnego roztworu azotanu niklu jest kwaśne ($рН
Hydroliza soli $NiOHNO_3$ zachodzi w znacznie mniejszym stopniu i można ją pominąć.
Podsumowując to, czego nauczyłeś się o hydrolizie kationowej:
a) zgodnie z kationem sole z reguły ulegają hydrolizie odwracalnej;
b) równowaga chemiczna reakcji jest silnie przesunięta w lewo;
c) odczyn ośrodka w roztworach takich soli jest kwaśny ($pH
d) hydroliza soli utworzonych przez słabe zasady polikwasowe prowadzi do powstania soli zasadowych.
3. Sole utworzone przez słabą zasadę i słaby kwas.
Jest już dla ciebie jasne, że takie sole ulegają hydrolizie zarówno kationu, jak i anionu.
Kation słabej zasady wiąże jony $OH^(-)$ z cząsteczek wody, tworząc słaby fundament; anion słabego kwasu wiąże jony $H^(+)$ z cząsteczek wody, tworząc słaby kwas. Reakcja roztworów tych soli może być obojętna, słabo kwaśna lub lekko zasadowa. Zależy to od stałych dysocjacji dwóch słabych elektrolitów – kwasu i zasady, które powstają w wyniku hydrolizy.
Rozważmy na przykład hydrolizę dwóch soli: octanu amonu $NH_4(CH_3COO)$ i mrówczanu amonu $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"słaba zasada jednokwasowa")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"silny kwas jednozasadowy");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"słaba zasada jednokwasowa")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"słaby kwas jednozasadowy").$
W wodnych roztworach tych soli kationy słabej zasady $NH_4^(+)$ oddziałują z jonami hydroksylowymi $OH^(-)$ (przypomnijmy, że woda dysocjuje $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), a aniony słabych kwasów $CH_3COO^(-)$ i $HCOO^(-)$ oddziałują z kationami $Н^(+)$ tworząc cząsteczki słabych kwasów - octowego $CH_3COOH$ i mrówkowego $HCOOH$.
Zapiszmy jonowe równania hydrolizy:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
W tych przypadkach hydroliza jest również odwracalna, ale równowaga zostaje przesunięta w stronę powstania produktów hydrolizy – dwóch słabych elektrolitów.
W pierwszym przypadku środowisko roztworu jest obojętne (pH = 7 $), ponieważ $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. W drugim przypadku środowisko roztworu jest słabo kwaśne (pH
Jak już zauważyłeś, hydroliza większości soli jest procesem odwracalnym. W stanie równowagi chemicznej hydrolizuje się tylko część soli. Jednakże niektóre sole ulegają całkowitemu rozkładowi pod wpływem wody, tj. ich hydroliza jest procesem nieodwracalnym.
W tabeli „Rozpuszczalność kwasów, zasad i soli w wodzie” znajdziesz notatkę: „rozkładają się w środowisku wodnym” - oznacza to, że sole takie ulegają nieodwracalnej hydrolizie. Przykładowo siarczek glinu $Al_2S_3$ w wodzie ulega nieodwracalnej hydrolizie, ponieważ jony $H^(+)$ pojawiające się podczas hydrolizy kationu są wiązane przez jony $OH^(-)$ powstałe podczas hydrolizy anionu. Zwiększa to hydrolizę i prowadzi do powstania nierozpuszczalnego wodorotlenku glinu i gazowego siarkowodoru:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Dlatego siarczku glinu $Al_2S_3$ nie można otrzymać w reakcji wymiany pomiędzy wodnymi roztworami dwóch soli, na przykład chlorku glinu $AlCl_3$ i siarczku sodu $Na_2S$.
Możliwe są także inne przypadki nieodwracalnej hydrolizy, które nie są trudne do przewidzenia, gdyż aby proces był nieodwracalny konieczne jest, aby przynajmniej jeden z produktów hydrolizy opuścił sferę reakcji.
Podsumowując wszystko, czego nauczyłeś się o hydrolizie kationowej i anionowej:
a) jeżeli sole ulegają hydrolizie zarówno na kationie, jak i na anionie w sposób odwracalny, wówczas równowaga chemiczna w reakcjach hydrolizy przesunie się w prawo;
b) reakcja ośrodka jest albo obojętna, albo słabo kwaśna, albo słabo zasadowa, co zależy od stosunku stałych dysocjacji powstałej zasady i kwasu;
c) sole mogą nieodwracalnie hydrolizować zarówno kation, jak i anion, jeśli przynajmniej jeden z produktów hydrolizy opuści sferę reakcyjną.
4. Sole utworzone przez mocną zasadę i mocny kwas nie ulegają hydrolizie.
Najwyraźniej sam doszedłeś do tego wniosku.
Rozważmy zachowanie chlorku potasu $KCl$ w roztworze.
$(KOH)↙(\text"silny monokwas")←KCl→(HCl)↙(\text"silny monokwas").$
Sól w roztworze wodnym dysocjuje na jony ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ale podczas interakcji z wodą nie może powstać słaby elektrolit. Roztwór jest neutralny ($pH=7$), ponieważ stężenia jonów $H^(+)$ i $OH^(-)$ w roztworze są równe, jak w czystej wodzie.
Inne przykłady takich soli obejmują halogenki, azotany, nadchlorany, siarczany, chromiany i dichromiany metali alkalicznych, halogenki metali ziem alkalicznych (inne niż fluorki), azotany i nadchlorany.
Należy również zauważyć, że odwracalna reakcja hydrolizy jest całkowicie zgodna z zasadą Le Chateliera. Dlatego można zwiększyć hydrolizę soli(a nawet uczynić go nieodwracalnym) w następujący sposób:
a) dodać wodę (zmniejszyć stężenie);
b) podgrzać roztwór, co zwiększa endotermiczną dysocjację wody:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
co oznacza, że wzrasta ilość $H^(+)$ i $OH^(-)$ niezbędnych do hydrolizy soli;
c) związać jeden z produktów hydrolizy w trudno rozpuszczalny związek lub usunąć jeden z produktów do fazy gazowej; na przykład hydroliza cyjanku amonu $NH_4CN$ zostanie znacznie zwiększona w wyniku rozkładu hydratu amoniaku do amoniaku $NH_3$ i wody $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hydroliza soli
Legenda:
Hydrolizę można stłumić (znacznie zmniejszając ilość hydrolizowanej soli), wykonując następujące czynności:
a) zwiększyć stężenie rozpuszczonej substancji;
b) schłodzić roztwór (w celu ograniczenia hydrolizy roztwory soli należy przechowywać w stężeniu i w niskiej temperaturze);
c) wprowadzić do roztworu jeden z produktów hydrolizy; np. zakwaszać roztwór, jeśli jego środowisko w wyniku hydrolizy jest kwaśne, lub alkalizować, jeśli jest zasadowe.
Znaczenie hydrolizy
Hydroliza soli ma znaczenie zarówno praktyczne, jak i biologiczne. Już w czasach starożytnych popiół był używany jako detergent. Popiół zawiera węglan potasu $K_2CO_3$, który w wodzie hydrolizuje do anionu, roztwór wodny staje się mydlany pod wpływem jonów $OH^(-)$ powstających podczas hydrolizy.
Obecnie w życiu codziennym używamy mydła, proszków do prania i innych detergentów. Głównym składnikiem mydła są sole sodowe i potasowe wyższych kwasów tłuszczowych karboksylowych: stearyniany, palmityniany, które ulegają hydrolizie.
Hydrolizę stearynianu sodu $C_(17)H_(35)COONa$ wyraża się następującym równaniem jonowym:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
te. roztwór ma lekko zasadowe środowisko.
Do składu proszków do prania i innych detergentów specjalnie dodawane są sole kwasów nieorganicznych (fosforany, węglany), które wzmacniają efekt czyszczący poprzez podwyższenie pH środowiska.
W wywoływaczu fotograficznym zawarte są sole tworzące niezbędne środowisko zasadowe roztworu. Są to węglan sodu $Na_2CO_3$, węglan potasu $K_2CO_3$, boraks $Na_2B_4O_7$ i inne sole, które hydrolizują na anionie.
Jeśli kwasowość gleby jest niewystarczająca, u roślin rozwija się choroba zwana chlorozą. Jej objawami są żółknięcie lub bielenie liści, opóźnienie wzrostu i rozwoju. Jeśli $pH_(gleba) > 7,5$, to dodaje się do niej nawóz na bazie siarczanu amonu $(NH_4)_2SO_4$, który pomaga zwiększyć kwasowość na skutek hydrolizy kationu występującego w glebie:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Biologiczna rola hydrolizy niektórych soli tworzących nasz organizm jest nieoceniona. Na przykład krew zawiera wodorowęglan sodu i wodorofosforan sodu. Ich rolą jest utrzymanie określonej reakcji otoczenia. Dzieje się tak na skutek przesunięcia równowagi procesów hydrolizy:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Jeśli we krwi jest nadmiar jonów $H^(+)$, wiążą się one z jonami wodorotlenkowymi $OH^(-)$ i równowaga przesuwa się w prawo. Przy nadmiarze jonów wodorotlenkowych $OH^(-)$ równowaga przesuwa się w lewo. Z tego powodu kwasowość krwi zdrowej osoby nieznacznie się waha.
Inny przykład: ludzka ślina zawiera jony $HPO_4^(2-)$. Dzięki nim w jamie ustnej zostaje zachowane określone środowisko (pH=7-7,5$).