المحاليل التي تحتوي على أملاح لها تفاعل قلوي. تحديد رد فعل بيئة الحل وتحييدها

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

نواصل دراسة أنماط التفاعلات الكيميائية. أثناء دراستك للموضوع، تعلمت أنه أثناء التفكك الإلكتروليتي في محلول مائي، تذوب جزيئات المواد المشاركة في التفاعل في الماء. هذا هو التحلل المائي. وتتعرض له العديد من المواد غير العضوية والعضوية، وخاصة الأملاح. وبدون فهم عملية التحلل المائي للملح، لن تتمكن من تفسير الظواهر التي تحدث في الكائنات الحية.

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

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

أنواع الأملاح

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

الأحماض:

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

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

الأسباب:

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

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

بناء على هذه المواد، دعونا نفكرأنواع الأملاح :

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

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

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

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

مثال على التحلل المائي عند الكاتيون وتكوين وسط حمضي:

التحلل المائي لكلوريد الحديديك FeCl 2

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

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

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

مثال على التحلل المائي بواسطة الأنيون وتكوين بيئة قلوية:

التحلل المائي لخلات الصوديوم CH 3 COONa

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

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

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

مثال على التحلل المائي المشترك:

• التحلل المائي لكبريتيد الألومنيوم Al2S 3

آل 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

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

على سبيل المثال:

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

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

ونجمع هاتين المعادلتين ونقلل ما يتكرر على الجانبين الأيسر والأيمن:

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

ندرس تأثير المؤشر العالمي على محاليل بعض الأملاح

كما نرى فإن وسط المحلول الأول متعادل (pH = 7)، والثاني حمضي (pH)< 7), третьего щелочная (рН >7). كيف يمكننا تفسير هذه الحقيقة المثيرة للاهتمام؟ 🙂

أولاً، دعونا نتذكر ما هو الرقم الهيدروجيني وما يعتمد عليه.

الرقم الهيدروجيني هو مؤشر الهيدروجين، وهو مقياس لتركيز أيونات الهيدروجين في المحلول (حسب الحروف الأولى من الكلمات اللاتينية Potentia Hydrogeni - قوة الهيدروجين).

يتم حساب الرقم الهيدروجيني على أنه اللوغاريتم العشري السلبي لتركيز أيون الهيدروجين معبرًا عنه بالمول لكل لتر:

في الماء النقي عند 25 درجة مئوية، تكون تركيزات أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد هي نفسها وتبلغ 10 -7 مول/لتر (الرقم الهيدروجيني = 7).

عندما يكون تركيز كلا النوعين من الأيونات في المحلول متساويًا، يكون المحلول متعادلًا. عندما > يكون المحلول حمضيًا، وعندما > يكون قلويًا.

ما الذي يسبب انتهاك المساواة في تركيز أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد في بعض المحاليل المائية للأملاح؟

والحقيقة هي أن هناك تحولًا في توازن تفكك الماء بسبب ارتباط أحد أيوناته ( أو ) مع أيونات الملح لتكوين منتج منفصل قليل الذوبان أو قليل الذوبان أو متطاير. هذا هو جوهر التحلل المائي.

- هذا هو التفاعل الكيميائي لأيونات الملح مع أيونات الماء، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروليت ضعيف - حمض (أو ملح حمضي) أو قاعدة (أو ملح قاعدي).

كلمة "التحلل المائي" تعني التحلل بالماء ("المائي" - الماء، "التحلل" - التحلل).

اعتمادًا على تفاعل أيون الملح مع الماء، يمكن التمييز بين ثلاثة أنواع من التحلل المائي:

1. التحلل المائي بواسطة الكاتيون (يتفاعل الكاتيون فقط مع الماء)؛
2. التحلل المائي بواسطة الأنيون (فقط الأنيون يتفاعل مع الماء)؛
3. التحلل المائي المشترك - التحلل المائي عند الكاتيون والأنيون (يتفاعل كل من الكاتيون والأنيون مع الماء).

يمكن اعتبار أي ملح منتجًا يتكون من تفاعل قاعدة وحمض:

التحلل المائي للملح هو تفاعل أيوناته مع الماء، مما يؤدي إلى ظهور بيئة حمضية أو قلوية، ولكن لا يصاحبها تكوين راسب أو غاز.
تحدث عملية التحلل المائي فقط بالمشاركة قابل للذوبانالأملاح وتتكون من مرحلتين:
1)التفككالأملاح في المحلول - لا رجعة فيهرد الفعل (درجة التفكك، أو 100٪)؛
2) في الواقع ، أي. تفاعل أيونات الملح مع الماء، - عكسهاالتفاعل (درجة التحلل المائي ˂ 1، أو 100%)
معادلات المرحلتين الأولى والثانية - الأولى لا رجعة فيها، والثانية قابلة للعكس - لا يمكنك إضافتها!
لاحظ أن الأملاح تتكون من الكاتيونات القلوياتوالأنيونات قويلا تخضع الأحماض للتحلل المائي، فهي تنفصل فقط عندما تذوب في الماء. في محاليل الأملاح KCl، NaNO 3، NaSO 4 وBaI، الوسط حيادي.

التحلل المائي بواسطة الأنيون

في حالة التفاعل الأنيوناتوتسمى هذه العملية الملح المذاب بالماء التحلل المائي للملح في الأنيون.
1) كنو 2 = ك + + نو 2 - (التفكك)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (التحلل المائي)
يحدث تفكك ملح KNO 2 تمامًا، ويحدث التحلل المائي لأنيون NO 2 بدرجة صغيرة جدًا (لمحلول 0.1 م - بنسبة 0.0014٪)، ولكن هذا يكفي ليصبح المحلول قلوية(من بين منتجات التحلل المائي يوجد OH - أيون)، فهو يحتوي على صح = 8.14.
الأنيونات تخضع للتحلل المائي فقط ضعيفالأحماض (في هذا المثال، أيون النتريت NO 2، الموافق لحمض النيتروز الضعيف HNO 2). يجذب أنيون الحمض الضعيف كاتيون الهيدروجين الموجود في الماء ويشكل جزيءًا من هذا الحمض، بينما يظل أيون الهيدروكسيد حرًا:
NO 2 - + H 2 O (H +، OH -) ↔ HNO 2 + OH -
أمثلة:
أ) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H2O ↔ HClO + OH -
ب) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
ج) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H2 O ↔ HCO 3 — + OH —
د) ك 3 ص 4 = 3 ك + + ص 4 3-
ص 4 3- + ح 2 يا ↔ هبو 4 2- + أوه —
ه) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
يرجى ملاحظة أنه في الأمثلة (ج-ه) لا يمكنك زيادة عدد جزيئات الماء وبدلا من الهيدروانيونات (HCO 3، HPO 4، HS) اكتب صيغ الأحماض المقابلة (H 2 CO 3، H 3 PO 4، H 2 S ). التحلل المائي هو تفاعل عكسي، ولا يمكن أن يستمر "حتى النهاية" (حتى تكوين الحمض).
إذا تم تشكيل حمض غير مستقر مثل H 2 CO 3 في محلول ملحه NaCO 3، فسيتم ملاحظة إطلاق غاز ثاني أكسيد الكربون من المحلول (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). ومع ذلك، عندما تذوب الصودا في الماء، يتكون محلول شفاف دون تطور غازي، وهذا دليل على عدم اكتمال التحلل المائي للأنيون مع ظهور في المحلول فقط هيدرونيونات حمض الكربونيك HCO 3 -.
تعتمد درجة التحلل المائي للملح بواسطة الأنيون على درجة تفكك منتج التحلل المائي - الحمض. كلما كان الحمض أضعف، زادت درجة التحلل المائي.على سبيل المثال، يتم تحلل أيونات CO 3 2- وPO 4 3- وS 2- بدرجة أكبر من أيون NO 2، نظرًا لأن تفكك H 2 CO 3 وH 2 S يكون في المرحلة الثانية، وH 3 PO 4 في المرحلة الثالثة تتم بشكل أقل بكثير من تفكك حمض HNO 2. ولذلك، فإن الحلول، على سبيل المثال، Na 2 CO 3، K 3 PO 4 وBaS ستكون قلوية للغاية(وهو ما يسهل رؤيته من خلال مدى صابونية الصودا عند اللمس) .

يمكن اكتشاف فائض أيونات OH في المحلول بسهولة باستخدام مؤشر أو قياسه بأجهزة خاصة (مقاييس الرقم الهيدروجيني).
إذا كان في محلول مركز من الملح الذي يتحلل بقوة بواسطة الأنيون،
على سبيل المثال، Na 2 CO 3، أضف الألومنيوم، ثم يتفاعل الأخير (بسبب الأمفوتيرية) مع القلويات وسيتم ملاحظة إطلاق الهيدروجين. وهذا دليل إضافي على التحلل المائي، لأننا لم نضيف NaOH القلوي إلى محلول الصودا!

انتبه بشكل خاص لأملاح الأحماض متوسطة القوة - أورثوفوسفوريك والكبريت. في الخطوة الأولى، تتفكك هذه الأحماض بشكل جيد، لذلك لا تخضع أملاحها الحمضية للتحلل المائي، وتكون بيئة محلول هذه الأملاح حمضية (بسبب وجود كاتيون الهيدروجين في الملح). والأملاح المتوسطة تتحلل عند الأنيون - الوسط قلوي. لذلك، لا تتحلل هيدروسولفيت وفوسفات الهيدروجين وفوسفات ثنائي الهيدروجين عند الأنيون، فالوسط حمضي. يتم تحلل الكبريتيت والفوسفات بواسطة الأنيون، ويكون الوسط قلويًا.

التحلل المائي بواسطة الموجبة

عندما يتفاعل كاتيون الملح المذاب مع الماء، تسمى العملية
التحلل المائي للملح في الكاتيون

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (التفكك)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (التحلل المائي)

يحدث تفكك ملح Ni(NO 3) 2 تمامًا، ويحدث التحلل المائي لكاتيون Ni 2+ إلى حد صغير جدًا (لمحلول 0.1 م - بنسبة 0.001٪)، ولكن هذا يكفي حتى يصبح الوسط حمضيًا (يوجد أيون H + بين منتجات التحلل المائي).

فقط الكاتيونات من الهيدروكسيدات الأساسية والمذبذبة ضعيفة الذوبان وكاتيون الأمونيوم تخضع للتحلل المائي NH4+. يفصل الكاتيون المعدني أيون الهيدروكسيد من جزيء الماء ويطلق كاتيون الهيدروجين H +.

نتيجة للتحلل المائي، يشكل كاتيون الأمونيوم قاعدة ضعيفة - هيدرات الأمونيا وكاتيون الهيدروجين:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

يرجى ملاحظة أنه لا يمكنك زيادة عدد جزيئات الماء وكتابة صيغ الهيدروكسيد (على سبيل المثال، Ni(OH) 2) بدلاً من الهيدروكسيدات (على سبيل المثال، NiOH +). فإذا تشكلت هيدروكسيدات فإن الترسيب سيتشكل من المحاليل الملحية، وهو أمر غير ملاحظ (تشكل هذه الأملاح محاليل شفافة).
يمكن اكتشاف كاتيونات الهيدروجين الزائدة بسهولة باستخدام مؤشر أو قياسها بأجهزة خاصة. يضاف المغنسيوم أو الزنك إلى محلول مركز من الملح الذي يتحلل بقوة بواسطة الكاتيون، ويتفاعل الأخير مع الحمض ليطلق الهيدروجين.

إذا كان الملح غير قابل للذوبان، فلا يوجد تحلل مائي، لأن الأيونات لا تتفاعل مع الماء.

كتاب مسائل في الكيمياء العامة وغير العضوية

7. المحاليل المائية للبروتوليث. 7.1. ماء. بيئة محايدة وحمضية وقلوية. بروتوليثات قوية

الجزء النظري

النظرية الحديثة للأحماض والقواعد نظرية البروتون برونستد-لوري، وهو ما يفسر ظهور الوظيفة الحمضية أو الأساسية بواسطة المواد من خلال تفاعلها التحلل البروتيني– تفاعلات تبادل البروتونات (كاتيونات الهيدروجين) H +:

غ + ه أ - +ليس +

حامض قاعدةحامض

وفقا لهذه النظرية حامض- هذا تحتوي على البروتونالمادة HA، وهي الجهة المانحة للبروتون الخاص بها؛ القاعدة هي مادة E التي تقبل بروتونًا يتبرع به الحمض. بشكل عام، المادة المتفاعلة هي الحمض HA والمادة المتفاعلة هي القاعدة E، والناتج هو القاعدة A - والناتج - الحمض HE + يتنافسان مع بعضهما البعض لامتلاك البروتون، مما يؤدي إلى تفاعل الحمض القاعدي العكسي إلى الحالة تحلل التوازن. لذلك، يحتوي النظام على أربع مواد تشكل زوجين مترافقين من الحمض والقاعدة: HA / A - وليس + /E. تسمى المواد التي لها خواص حمضية أو قاعدية بروتوليث .

7.1. ماء. بيئة محايدة وحمضية وقلوية. قوي بروتوليث

المذيب السائل الأكثر شيوعا على الأرض هو الماء. بالإضافة إلى جزيئات H 2 O، يحتوي الماء النقي على أيونات الهيدروكسيد OH - وكاتيونات الأكسونيوم H 3 O + بسبب التفاعل المستمر التحلل الذاتي ماء:

ح 2 يا + ح 2 يا أوه − + ح 3 أو

حمض قاعدة حمض قاعدة

السمة الكمية للتحلل الذاتي للمياه هي المنتج الأيونيماء:

ك في= [ح3س+ ][يا – ] = 1 . 10 –14 (25 ° مع)

لذلك، في الماء النظيف

[H 3 O + ] = [OH - ] =1. 10 -7 مول/لتر (25° مع)

يتم أيضًا التعبير عن محتوى كاتيونات الأكسونيوم وأيونات الهيدروكسيد من خلال قيمة الرقم الهيدروجيني الرقم الهيدروجينيو مؤشر الهيدروكسيل الرقم الهيدروجيني:

الرقم الهيدروجيني = -إل جي، pOH = -إل جي [ أوه - ]

في الماء النظيف عند 25 ° معالرقم الهيدروجيني = 7, الرقم الهيدروجيني = 7, الرقم الهيدروجيني + الرقم الهيدروجيني = 14.

في المحاليل المائية المخففة (أقل من 0.1 مول/لتر) من المواد، تكون القيمةالرقم الهيدروجينيقد تكون متساوية أو أكبر أو أقلالرقم الهيدروجينيالمياه النظيفة. فيالرقم الهيدروجيني= 7 وسط المحلول المائي يسمى متعادلا متىالرقم الهيدروجيني < 7 – кислотной, при الرقم الهيدروجيني> 7 – قلوية. زيادة كبيرة في تركيز الأيوناتح 3 يا + في الماء (الخلق حمضيةالبيئة) يتم تحقيقه من خلال تفاعل لا رجعة فيه للتحلل البروتيني لمواد مثل كلوريد الهيدروجين وأحماض البيركلوريك والكبريتيك:

حمض الهيدروكلوريك+H2O= Cl – +H3O + ,pH< 7

حمض الهيدروكلوريك4+H 2 O=ClO 4 – +H 3 O + ,pH< 7

H2SO4 +2H 2 O=SO 4 2– +2H 3 O + ,pH< 7

الأيوناتCl – , ClO 4 – , لذا 4 2– ، المترافق مع هذه الأحماض، لا يمتلك الخصائص الأساسية في الماء. تتصرف بعض الهيدروانيونات بشكل مشابه في المحاليل المائية، على سبيل المثال أيون كبريتات الهيدروجين:

هسو 4 – + H 2 O=SO 4 2– +H 3 O + ,الأس الهيدروجيني< 7

بسبب عدم رجعة تفاعلات تحلل البروتينات، الأيون نفسهح 3 يا + الموادحمض الهيدروكلوريك, حمض الهيدروكلوريك 4 وح 2 لذا 4 ، مشابه لهم تحللملكياتحمض الهيدروكلوريك 3 , هارفارد ب, HBrO 3 , أهلاً, هيو 3 , HNO 3 , HNCS, ح 2 كبار المسئولين الاقتصاديين 4 , همنو 4 الأيوناتH SO 4 – , H2SeO 4 – والبعض الآخر في محلول مائي يعتبر أحماض قوية. في محلول مخفف من حمض قوي HA (أي في مععند أقل من 1 مول/لتر) يرتبط تركيز كاتيونات الأكسونيوم ودرجة الحموضة بالتركيز المولي التحليلي (عن طريق التحضير) مععلى النحو التالي:

[ ح 3 يا + ] = مععلى،الرقم الهيدروجيني = - إل جي[ ح 3 يا + ] = - إل جيمععلى

مثال 1 . تحديد قيمة الرقم الهيدروجيني في محلول 0.006 M من حمض الكبريتيك عند25 ° مع .

حل

يتم تحقيق زيادة كبيرة في تركيز أيونات OH في الماء (خلق بيئة قلوية) عن طريق الذوبان والتفكك الكهربائي الكامل لمواد مثل هيدروكسيدات البوتاسيوم والباريوم، والتي تسمى القلويات:

كوه = ك + + أوه – ; فرجينيا(OH) 2 + 2OH – ، الرقم الهيدروجيني >7

المواد كوه، ب أ(أوه) 2،هيدروكسيد الصوديوموالهيدروكسيدات الأساسية المماثلة في الحالة الصلبة هي بلورات أيونية؛ أثناء تفككها كهربائيا في محلول مائي، يتم تشكيل أيونات OH (هذا قاعدة قوية) وكذلك الأيوناتك + , فا 2+ ,نا + وما إلى ذلك، والتي ليس لها خصائص حمضية في الماء. عند تركيز تحليلي معين للقلويات MOH في محلول مخفف ( مع بأقل من 0.1 مول/لتر) لدينا:

[يا – ] = مع م أوه; الرقم الهيدروجيني = 14 – الرقم الهيدروجيني = 14 +إل جي[يا – ] = 14 +إل جيمع وزارة الصحة

مثال 2 . تحديد الرقم الهيدروجيني في محلول هيدروكسيد الباريوم 0.012 M عند 25° مع.

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

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

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

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

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

التحلل المائي للأملاح

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

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

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

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

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

كلوريد الصوديوم + H2O ↔ NaOH + حمض الهيدروكلوريك

ومن أجل فهم صحيح لطبيعة هذا التفاعل، دعونا نكتب معادلة التفاعل على الصورة الأيونية، مع الأخذ في الاعتبار أن المركب الوحيد ضعيف التفكك في هذا النظام هو الماء:

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

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

ح 2 يا ↔ ح + + أوه -

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

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

1) اكتب معادلة تفكك الملح.

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

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

أملاح تتكون من حمض ضعيف وقاعدة قوية

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

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

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

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

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

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

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

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

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

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

ك 2 ق ↔ 2 ك + + س 2- ;

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

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

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

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

إن أيونات OH المتكونة في المرحلة الأولى من التحلل المائي تقلل بشكل كبير من احتمالية التحلل المائي في المرحلة التالية. ونتيجة لذلك، فإن العملية التي تحدث فقط في المرحلة الأولى عادة ما تكون ذات أهمية عملية، والتي، كقاعدة عامة، تقتصر على تقييم التحلل المائي للأملاح في الظروف العادية.