Liuokset, joiden suoloilla on alkalinen reaktio. Liuosympäristön reaktion ja niiden neutraloinnin määrittäminen

Luento: Suolojen hydrolyysi. Vesiliuosympäristö: hapan, neutraali, emäksinen

Jatkamme kemiallisten reaktioiden mallien tutkimista. Aihetta tutkiessasi opit, että elektrolyyttisessä dissosiaatiossa vesiliuoksessa reaktioon osallistuvien aineiden hiukkaset liukenevat veteen. Tämä on hydrolyysiä. Sille altistuvat erilaiset epäorgaaniset ja orgaaniset aineet, erityisesti suolat. Ymmärtämättä suolan hydrolyysin prosessia, et pysty selittämään elävissä organismeissa esiintyviä ilmiöitä.

Suolan hydrolyysin ydin liittyy suolan ionien (kationien ja anionien) vuorovaikutuksen vaihtoprosessiin vesimolekyylien kanssa. Tämän seurauksena muodostuu heikko elektrolyytti - vähän dissosioituva yhdiste. Vesiliuoksessa ilmaantuu ylimäärä vapaita H+- tai OH--ioneja. Muista, mitkä elektrolyytit muodostavat H+-ioneja ja mitkä OH-ioneja. Kuten arvasit, ensimmäisessä tapauksessa kyseessä on happo, mikä tarkoittaa, että vesipitoinen väliaine, jossa on H + -ioneja, on hapan. Toisessa tapauksessa emäksinen. Itse vedessä väliaine on neutraali, koska se dissosioituu hieman H + ja OH - ioneiksi, joiden pitoisuus on sama.

Ympäristön luonne voidaan määrittää indikaattoreiden avulla. Fenolftaleiini havaitsee alkalisen ympäristön ja muuttaa liuoksen punaiseksi. Lakmus muuttuu punaiseksi, kun se altistuu hapolle, mutta pysyy sinisenä, kun se altistuu alkalille. Metyylioranssi on oranssi, muuttuu keltaiseksi emäksisessä ympäristössä ja vaaleanpunaiseksi happamassa ympäristössä. Hydrolyysin tyyppi riippuu suolatyypistä.

Suolotyypit

Joten mikä tahansa suola voi olla hapon ja emäksen vuorovaikutus, joka, kuten ymmärrät, voi olla vahva ja heikko. Vahvoja ovat ne, joiden dissosiaatioaste α on lähellä 100 %. On syytä muistaa, että rikkihapot (H 2 SO 3) ja fosforihapot (H 3 PO 4) luokitellaan usein keskivahviksi hapoiksi. Hydrolyysiongelmia ratkaistaessa nämä hapot on luokiteltava heikoiksi.

Hapot:

Vahva: HCl; HBr; Hl; HNO3; HC104; H2SO4. Niiden happojäämät eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Heikko: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; orgaaniset hapot. Ja niiden happamat jäännökset ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa ja ottavat vetykationeja H+ molekyyleistään.

Syyt:

Vahva: liukoiset metallihydroksidit; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Niiden metallikationit eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Heikko: liukenemattomat metallihydroksidit; Ammoniumhydroksidi (NH 4 OH). Ja metallikationit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Pohditaanpa tämän materiaalin perusteellasuolatyyppejä :

Suolat, joissa on vahva emäs ja vahva happo. Esimerkiksi: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Ominaisuudet: eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa, mikä tarkoittaa, että ne eivät ole alttiina hydrolyysille. Tällaisten suolojen liuoksilla on neutraali reaktioympäristö.

Suolat, joissa on vahva emäs ja heikko happo. Esimerkiksi: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S. Ominaisuudet: näiden suolojen happamat jäännökset vuorovaikuttavat veden kanssa, hydrolyysi tapahtuu anionissa. Vesiliuosten väliaine on emäksinen.

Suolat, joissa on heikko emäs ja vahva happo. Esimerkiksi: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Ominaisuudet: vain metallikationit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, kationin hydrolyysi tapahtuu. Ympäristö on hapan.

Suolat, joissa on heikko emäs ja heikko happo. Esimerkiksi: CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4. Ominaisuudet: sekä happamien jäännösten kationit että anionit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, hydrolyysi tapahtuu kationissa ja anionissa.

Esimerkki kationin hydrolyysistä ja happaman väliaineen muodostumisesta:

Rautakloridin hydrolyysi FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (täysioninen yhtälö)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (lyhennetty ioniyhtälö)

Esimerkki anionin hydrolyysistä ja emäksisen ympäristön muodostumisesta:

Natriumasetaatin hydrolyysi CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (täysioninen yhtälö)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(lyhyt ioniyhtälö)

Esimerkki yhteishydrolyysistä:

• Alumiinisulfidin hydrolyysi Al2S 3

Al 2S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Tässä tapauksessa näemme täydellisen hydrolyysin, joka tapahtuu, jos suola muodostuu heikosta liukenemattomasta tai haihtuvasta emäksestä ja heikosta liukenemattomasta tai haihtuvasta haposta. Liukoisuustaulukossa tällaisissa suoloissa on viivoja. Jos ioninvaihtoreaktion aikana muodostuu suolaa, jota ei ole vesiliuoksessa, sinun on kirjoitettava tämän suolan reaktio veden kanssa.

Esimerkiksi:

2FeCl 3 + 3Na 2CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6 NaCl

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Lisäämme nämä kaksi yhtälöä ja vähennämme vasemmalla ja oikealla puolella toistuvan:

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

Tutkimme yleisindikaattorin vaikutusta tiettyjen suolojen liuoksiin

Kuten näemme, ensimmäisen liuoksen ympäristö on neutraali (pH = 7), toisen on hapan (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Kuinka voimme selittää näin mielenkiintoisen tosiasian? 🙂

Muistetaan ensin, mikä pH on ja mistä se riippuu.

pH on vetyindeksi, vetyionien pitoisuuden mitta liuoksessa (latinalaisten sanojen potentia hydrogeni - vedyn vahvuus) ensimmäisten kirjainten mukaan.

pH lasketaan vetyionipitoisuuden negatiivisena desimaalilogaritmina ilmaistuna mooleina litrassa:

Puhtaassa vedessä 25 °C:ssa vetyionien ja hydroksidi-ionien pitoisuudet ovat samat ja ovat 10 -7 mol/l (pH = 7).

Kun molempien ionityyppien pitoisuudet liuoksessa ovat samat, liuos on neutraali. Kun > liuos on hapan ja kun > emäksinen.

Mikä aiheuttaa vety-ionien ja hydroksidi-ionien pitoisuuksien yhtäläisyyden rikkomisen joissakin suolojen vesiliuoksissa?

Tosiasia on, että veden dissosiaatiotasapainossa tapahtuu muutos, koska yksi sen ioneista (tai ) sitoutuu suola-ioneihin, jolloin muodostuu hieman dissosioitunut, niukkaliukoinen tai haihtuva tuote. Tämä on hydrolyysin ydin.

- tämä on suola-ionien kemiallinen vuorovaikutus vesi-ionien kanssa, mikä johtaa heikon elektrolyytin - hapon (tai happosuolan) tai emäksen (tai emäksisen suolan) - muodostumiseen.

Sana "hydrolyysi" tarkoittaa hajoamista veden vaikutuksesta ("hydro" - vesi, "lysis" - hajoaminen).

Sen mukaan, mikä suolaioni on vuorovaikutuksessa veden kanssa, erotetaan kolme hydrolyysityyppiä:

1. kationinen hydrolyysi (vain kationi reagoi veden kanssa);
2. anionin hydrolyysi (vain anioni reagoi veden kanssa);
3. nivelhydrolyysi - kationin ja anionin hydrolyysi (sekä kationi että anioni reagoivat veden kanssa).

Mitä tahansa suolaa voidaan pitää tuotteena, joka muodostuu emäksen ja hapon vuorovaikutuksesta:

Suolan hydrolyysi on sen ionien vuorovaikutusta veden kanssa, mikä johtaa happamaan tai emäksiseen ympäristöön, mutta siihen ei liity sakan tai kaasun muodostumista.
Hydrolyysiprosessi tapahtuu vain osallistumalla liukeneva suolat ja koostuu kahdesta vaiheesta:
1)dissosiaatio suolat liuoksessa - peruuttamaton reaktio (dissosiaatioaste tai 100 %);
2) itse asiassa , eli suola-ionien vuorovaikutus veden kanssa, - käännettävä reaktio (hydrolyysiaste ˂ 1 tai 100 %)
1. ja 2. vaiheen yhtälöt - ensimmäinen niistä on peruuttamaton, toinen on palautuva - et voi lisätä niitä!
Huomaa, että kationien muodostamat suolat alkalit ja anionit vahva hapot eivät hydrolyysi, ne hajoavat vain veteen liuotettuina. Suolojen KCl, NaNO 3, NaSO 4 ja BaI liuoksissa väliaine neutraali.

Hydrolyysi anionilla

Vuorovaikutuksen tapauksessa anionit liuotettu suola veteen prosessia kutsutaan suolan hydrolyysi anionissa.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissosiaatio)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydrolyysi)
KNO 2 -suolan dissosiaatio tapahtuu täydellisesti, NO 2 -anionin hydrolyysi tapahtuu hyvin vähän (0,1 M liuoksella - 0,0014 %), mutta tämä riittää liuoksen muodostumiseen emäksinen(hydrolyysituotteiden joukossa on OH-ioni), se sisältää s H = 8,14.
Anionit hydrolysoituvat vain heikko hapot (tässä esimerkissä nitriitti-ioni NO 2, joka vastaa heikkoa typpihappoa HNO 2). Heikon hapon anioni vetää puoleensa vedessä olevaa vetykationia ja muodostaa tämän hapon molekyylin, kun taas hydroksidi-ioni pysyy vapaana:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Esimerkkejä:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 3 K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Huomaa, että esimerkeissä (c-e) et voi lisätä vesimolekyylien määrää ja kirjoita hydroanionien (HCO 3, HPO 4, HS) sijasta vastaavien happojen kaavat (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hydrolyysi on palautuva reaktio, eikä se voi edetä "lopulle" (ennen kuin hapon muodostumista).
Jos sellainen epästabiili happo kuin H 2 CO 3 muodostuisi sen suolan NaCO 3 liuoksessa, havaittaisiin CO 2 -kaasun vapautumista liuoksesta (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Kuitenkin, kun sooda liuotetaan veteen, muodostuu läpinäkyvä liuos ilman kaasun kehittymistä, mikä on todiste anionin hydrolyysin epätäydellisyydestä, kun liuoksessa esiintyy vain hiilihappohydranioneja HCO 3 -.
Suolan anionin hydrolyysiaste riippuu hydrolyysituotteen – hapon – dissosiaatioasteesta. Mitä heikompi happo, sitä korkeampi hydrolyysiaste. Esimerkiksi CO 3 2-, PO 4 3- ja S 2- -ionit hydrolysoituvat enemmän kuin NO 2-ioni, koska H 2 CO 3:n ja H 2 S:n dissosiaatio on 2. vaiheessa ja H 3 PO 4 3. vaiheessa etenee huomattavasti vähemmän kuin hapon HNO 2 dissosiaatio. Siksi liuokset, esimerkiksi Na 2CO 3, K 3 PO 4 ja BaS, ovat erittäin emäksinen(joka on helppo nähdä siitä, kuinka saippuaista sooda on kosketettaessa) .

Ylimäärä OH-ioneja liuoksessa voidaan helposti havaita indikaattorilla tai mitata erityisillä laitteilla (pH-mittarit).
Jos anionin voimakkaasti hydrolysoiman suolan väkevässä liuoksessa,
esimerkiksi Na 2CO 3, lisää alumiinia, niin jälkimmäinen (amfoteerisuuden vuoksi) reagoi alkalin kanssa ja vedyn vapautumista havaitaan. Tämä on lisätodiste hydrolyysistä, koska emme lisänneet NaOH-emästä soodaliuokseen!

Kiinnitä erityistä huomiota keskivahvojen happojen suoloihin - ortofosfori- ja rikkihappoihin. Ensimmäisessä vaiheessa nämä hapot dissosioituvat melko hyvin, joten niiden happosuolat eivät hydrolysoi ja tällaisten suolojen liuosympäristö on hapan (suolassa olevan vetykationin läsnäolon vuoksi). Ja keskimääräiset suolat hydrolysoituvat anionissa - väliaine on emäksistä. Joten hydrosulfiitit, vetyfosfaatit ja divetyfosfaatit eivät hydrolysoi anionissa, väliaine on hapan. Sulfiitit ja fosfaatit hydrolysoituvat anionin vaikutuksesta, väliaine on emäksistä.

Hydrolyysi kationilla

Kun liuennut suolakationi on vuorovaikutuksessa veden kanssa, prosessia kutsutaan
suolan hydrolyysi kationissa

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (dissosiaatio)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hydrolyysi)

Ni(NO 3) 2 -suolan dissosiaatio tapahtuu täydellisesti, Ni 2+ -kationin hydrolyysi tapahtuu hyvin vähäisessä määrin (0,1 M liuoksella - 0,001 %), mutta tämä riittää väliaineen muuttumiseen happamaksi. (H+-ioni on läsnä hydrolyysituotteiden joukossa).

Vain huonosti liukenevien emäksisten ja amfoteeristen hydroksidien ja ammoniumkationien kationit hydrolysoituvat NH4+. Metallikationi irrottaa hydroksidi-ionin vesimolekyylistä ja vapauttaa vetykationin H+.

Hydrolyysin seurauksena ammoniumkationi muodostaa heikon emäksen - ammoniakkihydraatin ja vetykationin:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Huomaa, että et voi lisätä vesimolekyylien määrää ja kirjoittaa hydroksidikaavoja (esimerkiksi Ni(OH) 2) hydroksokaatioiden (esimerkiksi NiOH +) sijasta. Jos hydroksideja muodostuisi, suolaliuoksista muodostuisi saostumista, mitä ei havaita (nämä suolat muodostavat läpinäkyviä liuoksia).
Ylimääräiset vetykationit voidaan helposti havaita indikaattorilla tai mitata erityisillä laitteilla. Magnesiumia tai sinkkiä lisätään suolan väkevään liuokseen, jonka kationi hydrolysoi voimakkaasti, ja jälkimmäinen reagoi hapon kanssa vapauttaen vetyä.

Jos suola on liukenematon, hydrolyysiä ei tapahdu, koska ionit eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.

Ongelmakirja yleisestä ja epäorgaanisesta kemiasta

7. Protoliittien vesiliuokset. 7.1. Vesi. Neutraali, hapan ja emäksinen ympäristö. Vahvat protoliitit

Teoreettinen osa

Nykyaikainen happojen ja emästen teoria on protoniteoria Brønsted–Lowry, joka selittää aineiden happaman tai emäksisen toiminnan ilmentymisen sillä tosiasialla, että ne reagoivat protolyysi– protonien (vetykationien) vaihtoreaktiot H+:

NA+E A - +EI +

happoemäs pohja happoa

Tämän teorian mukaan happoa- Tämä protoneja sisältävä aine HA, joka on protoninsa luovuttaja; emäs on aine E, joka ottaa vastaan ​​hapon luovuttaman protonin. Yleensä lähtöaine on happo HA ja lähtöaine on emäs E ja tuote on emäs A - ja tuote - happo HE + kilpailevat keskenään protonin hallussapidosta, joka johtaa palautuvan happo-emäsreaktion tilaan protolyyttinen tasapaino. Siksi järjestelmä sisältää neljä ainetta, jotka muodostavat kaksi konjugoitua happo-emäs-paria: HA / A - ja EI + /E. Aineita, joilla on happamia tai emäksisiä ominaisuuksia, kutsutaan protoliitit .

7.1. Vesi. Neutraali, hapan ja emäksinen ympäristö. Vahva protoliitit

Yleisin nestemäinen liuotin maapallolla on vesi. Puhdas vesi sisältää H 2 O -molekyylien lisäksi hydroksidi-ioneja OH - ja oksoniumkationeja H 3 O + johtuen käynnissä olevasta reaktiosta autoprotolyysi vesi:

H 2 O + H 2 O OH − + H 3 O

happo emäs emäs happo

Veden autoprotolyysin kvantitatiivinen ominaisuus on ioninen tuote vesi:

K SISÄÄN= [H30+ ][ OH – ] = 1 . 10 –14 (25 ° KANSSA)

Siis puhtaassa vedessä

[H3O+] = [OH-] =1. 10–7 mol/l (25° KANSSA)

Oksoniumkationien ja hydroksidi-ionien pitoisuus ilmaistaan ​​myös kautta PH arvo pHJa hydroksyyli-indeksi pOH:

pH = -lg ,pOH = -lg [ VAI NIIN - ]

Puhtaassa vedessä klo 25 ° KANSSApH = 7, pOH = 7, pH + pOH = 14.

Laimeissa (alle 0,1 mol/l) aineiden vesiliuoksissa arvopHvoi olla yhtä suuri, suurempi tai pienempipHpuhdas vesi. klopH= 7 vesiliuoksen väliainetta kutsutaan neutraaliksi, kunpH < 7 – кислотной, при pH> 7 – emäksinen. Merkittävä ionipitoisuuden nousuH 3 O + vedessä (luominen hapan ympäristö) saadaan aikaan peruuttamattomalla reaktiolla aineiden, kuten vetykloridin, perkloori- ja rikkihapon protolyysissä:

HCl+H2O= Cl – +H30+,pH< 7

HCl04+H20=ClO4 – +H30+,pH< 7

H2SO4+2H 2O=SO 4 2– +2H 3O+, pH< 7

ionitCl – , ClO 4 – , NIIN 4 2– Näiden happojen kanssa konjugoituneilla ei ole emäksisiä ominaisuuksia vedessä. Jotkut hydroanionit käyttäytyvät samalla tavalla vesiliuoksessa, esimerkiksi vetysulfaatti-ioni:

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

Protolyysireaktioiden peruuttamattomuudesta johtuen itse ioniH 3 O + , aineetHCl, HClO 4 JaH 2 NIIN 4 , samanlaisia ​​kuin ne protolyyttinen ominaisuuksiaHClO 3 , HBr, HBrO 3 , HEI, HIO 3 , HNO 3 , HNCS, H 2 SeO 4 , HMnO 4 , ionitHSO 4 – , HSeO 4 – ja joitain muita vesiliuoksessa otetaan huomioon vahvoja happoja. Laimeassa vahvan hapon HA liuoksessa (ts Kanssa Alle 1 mol/l) oksoniumkationien pitoisuus ja pH ovat suhteessa analyyttiseen (valmistuksen) moolipitoisuuteen Kanssa PÄÄLLÄ seuraavasti:

[ H 3 O + ] = Kanssa PÄÄLLÄ ,pH = - lg[ H 3 O + ] = - lgKanssa PÄÄLLÄ

Esimerkki 1 . Määritä pH-arvo 0,006 M rikkihappoliuoksessa klo25 ° KANSSA .

Ratkaisu

Veden OH-ionien pitoisuuden merkittävä nousu (emäksisen ympäristön luominen) saavutetaan liukenemalla ja täydellisellä elektrolyyttisellä dissosiaatiolla aineita, kuten kalium- ja bariumhydroksidit, ns. alkalit:

KOH = K + + OH – ; Va(OH) 2 + 2OH – , pH >7

Aineet KOH, B A(OH) 2,NaOHja samanlaiset emäksiset hydroksidit kiinteässä tilassa ovat ionikiteitä; niiden elektrolyyttisen dissosioitumisen aikana vesiliuoksessa muodostuu OH-ioneja (tämä vahva pohja) sekä ionejaK + , Va 2+ ,Na + jne., joilla ei ole happamia ominaisuuksia vedessä. Alkalisen MOH:n tietyllä analyyttisellä pitoisuudella laimeassa liuoksessa ( Kanssa Balle 0,1 mol/l) meillä on:

[OH – ] = Kanssa M VAI NIIN; pH = 14 – pOH = 14+lg[OH – ] = 14 +lgKanssa MOH

Esimerkki 2 . Määritä pH 0,012 M bariumhydroksidiliuoksessa 25 °C:ssa° KANSSA.

Kemiallisesti liuoksen pH voidaan määrittää käyttämällä happo-emäs-indikaattoreita.

Happo-emäs-indikaattorit ovat orgaanisia aineita, joiden väri riippuu väliaineen happamuudesta.

Yleisimmät indikaattorit ovat lakmus, metyylioranssi ja fenolftaleiini. Lakmus muuttuu punaiseksi happamassa ympäristössä ja siniseksi emäksisessä ympäristössä. Fenolftaleiini on väritöntä happamassa ympäristössä, mutta muuttuu karmiininpunaiseksi emäksisessä ympäristössä. Metyylioranssi muuttuu punaiseksi happamassa ympäristössä ja keltaiseksi emäksisessä ympäristössä.

Laboratoriokäytännössä usein sekoitetaan useita indikaattoreita, jotka valitaan siten, että seoksen väri muuttuu laajalla pH-arvoalueella. Niiden avulla voit määrittää liuoksen pH:n yhden tarkkuudella. Näitä seoksia kutsutaan yleismaailmalliset indikaattorit.

On olemassa erityisiä laitteita - pH-mittareita, joilla voit määrittää liuosten pH:n välillä 0-14 0,01 pH-yksikön tarkkuudella.

Suolojen hydrolyysi

Kun joitain suoloja liukenee veteen, veden dissosiaatioprosessin tasapaino häiriintyy ja vastaavasti ympäristön pH muuttuu. Tämä johtuu siitä, että suolat reagoivat veden kanssa.

Suolojen hydrolyysi – liuenneiden suola-ionien kemiallinen vaihtovuorovaikutus veden kanssa, mikä johtaa heikosti dissosioituvien tuotteiden muodostumiseen (heikkojen happojen tai emästen molekyylit, happamien suolojen anionit tai emäksisten suolojen kationit) ja siihen liittyy väliaineen pH:n muutos.

Tarkastellaan hydrolyysiprosessia suolan muodostavien emästen ja happojen luonteesta riippuen.

Vahvojen happojen ja vahvojen emästen muodostamat suolat (NaCl, kno3, Na2so4 jne.).

Sanokaamme että kun natriumkloridi reagoi veden kanssa, tapahtuu hydrolyysireaktio muodostaen happoa ja emästä:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Saadaksemme oikean käsityksen tämän vuorovaikutuksen luonteesta, kirjoitetaan reaktioyhtälö ionisessa muodossa ottaen huomioon, että ainoa heikosti dissosioituva yhdiste tässä järjestelmässä on vesi:

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

Kun identtiset ionit kumotaan yhtälön vasemmalla ja oikealla puolella, veden dissosiaatioyhtälö säilyy:

H 2 O ↔ H + + OH -

Kuten näet, liuoksessa ei ole ylimääräisiä H + tai OH - ioneja verrattuna niiden pitoisuuteen vedessä. Lisäksi ei muodostu muita heikosti dissosioituvia tai niukkaliukoisia yhdisteitä. Tästä päättelemme, että vahvojen happojen ja emästen muodostamat suolat eivät hydrolyysi, ja näiden suolojen liuosten reaktio on sama kuin vedessä, neutraali (pH = 7).

Kun muodostetaan ioni-molekyyliyhtälöitä hydrolyysireaktioihin, on välttämätöntä:

1) kirjoita suolan dissosiaatioyhtälö;

2) määrittää kationin ja anionin luonne (löydä heikon emäksen kationi tai heikon hapon anioni);

3) kirjoita reaktion ioni-molekyyliyhtälö, ottaen huomioon, että vesi on heikko elektrolyytti ja että varausten summan tulee olla sama yhtälön molemmilla puolilla.

Heikon hapon ja vahvan emäksen muodostamat suolat

(Na 2 CO 3 , K 2 S,CH 3 COONa Ja jne. .)

Tarkastellaan natriumasetaatin hydrolyysireaktiota. Tämä suola liuoksessa hajoaa ioneiksi: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + on vahvan emäksen kationi, CH 3 COO - on heikon hapon anioni.

Na + -kationit eivät voi sitoa vesiioneja, koska NaOH, vahva emäs, hajoaa täysin ioneiksi. Heikon etikkahapon CH 3 COO anionit - sitovat vetyioneja muodostaen hieman dissosioitunutta etikkahappoa:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

Voidaan nähdä, että CH 3 COONa:n hydrolyysin seurauksena liuokseen muodostui ylimäärä hydroksidi-ioneja ja väliaineen reaktio muuttui emäksiseksi (pH > 7).

Tästä voimme päätellä heikon hapon ja vahvan emäksen muodostamat suolat hydrolysoituvat anionissa ( An n - ). Tässä tapauksessa suolaanionit sitovat H-ioneja + , ja OH-ionit kerääntyvät liuokseen - , joka aiheuttaa alkalisen ympäristön (pH>7):

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (hetkellä n=1 muodostuu HAn - heikko happo).

Kaksi- ja kolmiemäksisten heikkojen happojen ja vahvojen emästen muodostamien suolojen hydrolyysi etenee vaiheittain

Tarkastellaan kaliumsulfidin hydrolyysiä. K 2 S dissosioituu liuoksessa:

K 2S ↔ 2K + + S 2-;

K+ on vahvan emäksen kationi, S2 on heikon hapon anioni.

Kaliumkationit eivät osallistu hydrolyysireaktioon, vain heikot hydrosulfidianionit ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa. Tässä reaktiossa ensimmäinen vaihe on heikosti dissosioituvien HS - ionien muodostuminen ja toinen vaihe on heikon hapon H 2 S muodostuminen:

1. vaihe: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

2. vaihe: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

Hydrolyysin ensimmäisessä vaiheessa muodostuneet OH-ionit vähentävät merkittävästi hydrolyysin todennäköisyyttä seuraavassa vaiheessa. Tästä johtuen vasta ensimmäisessä vaiheessa tapahtuvalla prosessilla on yleensä käytännön merkitys, mikä pääsääntöisesti rajoittuu arvioitaessa suolojen hydrolyysiä normaaleissa olosuhteissa.