Разделы сайта
Выбор редакции:
- Крейсер "красный крым" черноморского флота
- «31 спорный вопрос» русской истории: житие императора Николая II
- Лечебные свойства корня лопуха и его широкое применение в домашних условиях
- Природные ресурсы западной сибири
- Совместимость петуха и змеи в любовных отношениях и браке Он петух она змея совместимость
- Чемерица черная: прекрасная и опасная Противопоказания и побочные действия
- Чем интересна Свято-Михайло-Афонская Закубанская пустынь?
- Порционная сельдь под шубой на праздничный стол
- К чему снится шить во сне
- Примета — разбить зеркало случайно: что делать, если оно треснуло
Реклама
Нейтральную среду имеют растворы солей. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная |
Реакция раствора веществ в растворителе может быть трех видов: нейтральная, кислая и щелочная. Реакция зависит от концентрации водородных ионов H + в растворе. Чистая вода диссоциирует в очень незначительной степени на ионы H + и ионы гидрооксила OH - . Водородный показатель pH Водородный показатель является удобным и общепринятым способом выражения концентрации водородных ионов. Для чистой воды концентрация Н + равна концентрации ОН - , а произведение концентраций H + и ОН - , выраженных в грамм-йонах на литр, -величина постоянная, равная 1.10 -14 Из этого произведения можно вычислить концентрацию водородных ионов: =√1.10 -14 =10 -7 /г-ион/л/. Это равновесное /"нейтральное"/ состояние принято обозначать рН 7/p - отрицательный логарифм концентрации, Н - водородных ионов, 7 - показатель степени с обратным знаком/. Раствор с рН больше 7 является щелочным, в нем ионов Н + меньше, чем ОН - ; раствор с рН меньше 7 - кислый, в нем ионов Н + больше, чем ОН - . Жидкости, применяемые на практике, имеют концентрацию водородных ионов, изменяющуюся обычно в пределах рН от 0 до 1 Индикаторы Индикаторы - это вещества, изменяющие свой цвет в зависимости от концентрации водородных ионов в растворе. При помощи индикаторов определяют реакцию среды. Наиболее известные индикаторы - бромбензол, бромтимол, фенолфталеин, метилоранж и др. Каждый из индикаторов действует в определенных пределах показаний pH. Например, бромтимол меняет желтый цвет при рН 6,2 на синий при рН 7,6; индикатор нейтральный красный -с красного при рН 6,8 на желтый при рН 8; бромбензол - с желтого яри рН 4,0 на синий при рН 5,6; фенолфталеин - с бесцветного при рН 8,2 на пурпурный при рН 10,0 и т.д. Ни один из индикаторов не работает на протяжении всей шкалы pH от 0 до 14. Однако в реставрационной практике не приходится определять высокие концентрации кислот или щелочей. Чаще всего встречаются отклонения на 1 - 1,5 единицы pH от нейтрального в ту и другую стороны. Для определения реакции среды в реставрационной практике применяется смесь различных индикаторов, подобранная таким образом, что отмечает малейшие отклонения от нейтральности. Такая смесь называема "универсальным индикатором". Универсальный индикатор - прозрачная жидкость оранжевого цвета. При небольшом изменении среды в сторону щелочности раствор индикатора приобретает зеленоватый оттенок, при увеличении щелочности - голубой. Чем больше щелочность испытуемой жидкости, тем более интенсивным становится синий цвет. При небольшом изменении среды в сторону кислотности раствор универсального индикатора становится розовым, при увеличении кислотности - красным /карминного или краплачного оттенка/. Изменения реакции среды на картинах происходит в результате поражения их плесенью; часто встречаются изменения на участках, где наклеены ярлыки щелочным клеем /казеиновым, конторским и пр./. Для проведения анализа нужно иметь, кроме универсального индикатора, дистиллированную воду, чистую фильтровальную бумагу белого цвета и стеклянную палочку. Ход анализа На фильтровальную бумагу наносят каплю дистиллированной воды и дают впитаться. Рядом с этой каплей наносят вторую и прикладывают ее к испытуемому участку. Для лучшего контакта бумагу со второй каплей сверху притирают стеклянной полочкой. Затем на фильтровальную бумагу в районы капель воды наносят по капле универсального индикатора. Первая капля воды служит контролем, с цветом которого сравнивается капля, пропитанная раствором с испытуемого участка. Расхождение в цвете с контрольной каплей указывает на изменение - отклонение среды то нейтральной. НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ ЩЕЛОЧНОЙ СРЕДЫ Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором уксусной или лимонной кислоты. Для этого на пинцет наматывают небольшое количество ваты, смачивают ее в растворе кислоты, отжимают и прикладывают к указанному участку. Реакцию обязательно проверяют универсальным индикатором! Процесс продолжают до полной нейтрализации всего участка. Через неделю проверку среды следует повторить. НЕЙТРАЛИЗАЦИЯ КИСЛОЙ СРЕДЫ Обрабатываемый участок увлажняют 2%-ным водным раствором гидрата окиси аммония /нашатырным спиртом/. Методика проведения нейтрализации та же, что и в случае щелочной среды. Проверку среды следует повторить через неделю. ПРЕДОСТЕРЕЖЕНИЕ: Процесс нейтрализации требует большой осторожности, так как излишняя обработка может привести к перакислению или перещелочению обрабатываемого участка. Кроме того, вода в растворах может вызвать усадку холста. Для того, чтобы понять, что такое гидролиз солей, вспомним для начала, как диссоциируют кислоты и щелочи. Общим между всеми кислотами является то, что при их диссоциации обязательно образуются катионы водорода (Н +), при диссоциации же всех щелочей всегда образуются гидроксид-ионы (ОН −). В связи с этим, если в растворе, по тем или иным причинам, больше ионов Н + говорят, что раствор имеет кислую реакцию среды, если ОН − — щелочную реакцию среды. Если с кислотами и щелочами все понятно, то какая же реакция среды будет в растворах солей? На первый взгляд, она всегда должна быть нейтральной. И правда же, откуда, например, в растворе сульфида натрия взяться избытку катионов водорода или гидроксид-ионов. Сам сульфид натрия при диссоциации не образует ионов ни одного, ни другого типа: Na 2 S = 2Na + + S 2- Тем не менее, если бы перед вами оказались, к примеру, водные растворы сульфида натрия, хлорида натрия, нитрата цинка и электронный pH-метр (цифровой прибор для определения кислотности среды) вы бы обнаружили необычное явление. Прибор показал бы вам, что рН раствора сульфида натрия больше 7, т.е. в нем явный избыток гидроксид-ионов. Среда раствора хлорида натрия оказалась бы нейтральной (pH = 7), а раствора Zn(NO 3) 2 кислой. Единственное, что соответствует нашим ожиданиям – это среда раствора хлорида натрия. Она оказалась нейтральной, как и предполагалось. Попробуем разобраться. Для этого нам нужно усвоить следующие теоретические моменты. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Кислоты и основания делятся на сильные и слабые. Напомним, что сильными называют те кислоты, и основания, степень диссоциации, которых близка к 100%. примечание: сернистую (H 2 SO 3) и фосфорную (H 3 PO 4) чаще относят к кислотам средней силы, но при рассмотрении заданий по гидролизу нужно относить их к слабым. Кислотные остатки слабых кислот, способны обратимо взаимодействовать с молекулами воды, отрывая от них катионы водорода H + . Например, сульфид-ион, являясь кислотным остатком слабой сероводородной кислоты, взаимодействует с ней следующим образом: S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH − HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH − Как можно видеть, в результате такого взаимодействия образуется избыток гидроксид-ионов, отвечающий за щелочную реакцию среды. То есть кислотные остатки слабых кислот увеличивают щелочность среды. В случае растворов солей содержащих такие кислотные остатки говорят, что для них наблюдается гидролиз по аниону . Кислотные остатки сильных кислот, в отличие от слабых, с водой не взаимодействуют. То есть они не оказывают влияния на pH водного раствора. Например, хлорид-ион, являясь кислотным остатком сильной соляной кислоты, с водой не реагирует: То есть, хлорид-ионы, не влияют на pН раствора. Из катионов металлов, так же с водой способны взаимодействовать только те, которым соответствуют слабые основания. Например, катион Zn 2+ , которому соответствует слабое основание гидроксид цинка. В водных растворах солей цинка протекают процессы: Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H + Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H + Как можно видеть из уравнений выше, в результате взаимодействия катионов цинка с водой, в растворе накапливаются катионы водорода, повышающие кислотность среды, то есть понижающие pH. Если в состав соли, входят катионы, которым соответствуют слабые основания, в этом случае говорят что соль гидролизуется по катиону . Катионы металлов, которым соответствуют сильные основания, с водой не взаимодействуют. Например, катиону Na + соответствует сильное основание – гидроксид натрия. Поэтому ионы натрия с водой не реагируют и никак не влияют на pH раствора. Таким образом, исходя из вышесказанного соли можно разделить на 4 типа, а именно, образованные: 1) сильным основанием и сильной кислотой, Такие соли не содержат ни кислотных остатков, ни катионов металлов, взаимодействующих с водой, т.е. способных повлиять на pH водного раствора. Растворы таких солей имеют нейтральную реакцию среды. Про такие соли говорят, что они не подвергаются гидролизу . Примеры: Ba(NO 3) 2 , KCl, Li 2 SO 4 и т.д. 2) сильным основанием и слабой кислотой В растворах таких солей, с водой реагируют только кислотные остатки. Среда водных растворов таких солей щелочная, в отношении солей такого типа говорят, что они гидролизуются по аниону Примеры: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S и т.д. 3) слабым основанием и сильной кислотой У таких солей с водой реагируют катионы, а кислотные остатки не реагируют – гидролиз соли по катиону , среда кислая. Примеры: Zn(NO 3) 2 , Fe 2 (SO 4) 3 , CuSO 4 и т.д. 4) слабым основанием и слабой кислотой. С водой реагируют как катионы, так и анионы кислотных остатков. Гидролиз солей такого рода идет и по катиону, и по аниону или же. Также говорят про такие соли, что они подвергаются необратимому гидролизу . Что же значит то, что они необратимо гидролизуются? Поскольку в данном случае с водой реагируют и катионы металла (или NH 4 +) и анионы кислотного остатка, в раcтворе одновременно возникают и ионы H + , и ионы OH − , которые образуют крайне малодиссоциирующее вещество – воду (H 2 O). Это, в свою очередь, приводит к тому, что соли образованные кислотными остатками слабых оснований и слабых кислот не могут быть получены обменными реакциями, а только твердофазным синтезом, либо и вовсе не могут быть получены. Например, при смешении раствора нитрата алюминия с раствором сульфида натрия, вместо ожидаемой реакции: 2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− так реакция не протекает!) Наблюдается следующая реакция: 2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3 Тем не менее, сульфид алюминия без проблем может быть получен сплавлением порошка алюминия с серой: 2Al + 3S = Al 2 S 3 При внесении сульфида алюминия в воду, он также как и при попытке его получения в водном растворе, подвергается необратимому гидролизу. Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂 Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит. pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода). pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр: В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7). Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным. За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов? Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза. — это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли). Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение). В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:
Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:
Гидролиз по анионуВ случае взаимодействия анионов
растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону
. Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами). Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная. Гидролиз по катионуВ случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется 1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация) Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +). Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + . Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода: NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H + Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы). Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой. Химическим путем рН раствора можно определить при помощи кислотно-основных индикаторов. Кислотно-основные индикаторы – органические вещества, окраска которых зависит от кислотности среды. Наиболее распространенными индикаторами являются лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин. Лакмус в кислой среде окрашивается в красный цвет, в щелочной – в синий. Фенолфталеин в кислой среде - бесцветный, в щелочной окрашивается в малиновый цвет. Метиловый оранжевый в кислой среде окрашивается в красный цвет, а в щелочной – в желтый. В лабораторной практике часто смешивают ряд индикаторов, подобранных таким образом, чтобы цвет смеси изменялся в широких пределах значений рН. С их помощью можно определить рН раствора с точностью до единицы. Эти смеси называют универсальными индикаторами . Имеются специальные приборы – рН–метры, с помощью которых можно определить рН растворов в диапазоне от 0 до 14 с точностью до 0,01 единицы рН. Гидролиз солейПри растворении некоторых солей в воде нарушается равновесие процесса диссоциации воды и, соответственно, изменяется рН среды. Это объясняется тем, что соли реагируют с водой. Гидролиз солей – химическое обменное взаимодействие ионов растворенной соли с водой, приводящее к образованию слабодиссоциирующих продуктов (молекул слабых кислот или оснований, анионов кислых солей или катионов основных солей) и сопровождающееся изменением рН среды. Рассмотрим процесс гидролиза в зависимости от природы оснований и кислот, образующих соль. Соли, образованные сильными кислотами и сильными основаниями (NaCl, kno3, Na2so4 и др.).Допустим , что при взаимодействии хлорида натрия с водой происходит реакция гидролиза с образованием кислоты и основания: NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl Для правильного представления о характере этого взаимодействия запишем уравнение реакции в ионном виде, учитывая, что единственным слабодиссоциирующим соединением в этой системе является вода: Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - При сокращении одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения остается уравнение диссоциации воды: Н 2 О ↔ Н + + ОН - Как видно, в растворе нет избыточных ионов Н + или ОН - по сравнению с их содержанием в воде. Кроме того, никаких других слабодиссоциирующих или труднорастворимых соединений не образуется. Отсюда делаем вывод, что соли, образованные сильными кислотами и основаниями гидролизу не подвергаются, а реакция растворов этих солей такая же, как и в воде, нейтральная (рН=7). При составлении ионно–молекулярных уравнений реакций гидролиза необходимо: 1) записать уравнение диссоциации соли; 2) определить природу катиона и аниона (найти катион слабого основания или анион слабой кислоты); 3) записать ионно-молекулярное уравнение реакции, учитывая, что вода - слабый электролит- и что сумма зарядов должна быть одинаковой в обеих частях уравнения. Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием(Na 2 CO 3 , K 2 S, CH 3 COONa и др .) Рассмотрим реакцию гидролиза ацетата натрия. Эта соль в растворе распадается на ионы: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ; Na + -катион сильного основания, CH 3 COO - - анион слабой кислоты. Катионы Na + не могут связывать ионы воды, так как NaОН – сильное основание - полностью распадается на ионы. Анионы слабой уксусной кислоты CH 3 COO - связывают ионы водорода с образованием малодиссоциированной уксусной кислоты: CH 3 COO - + НОН ↔ CH 3 COOН + ОН - Видно, что в результате гидролиза CH 3 COONa в растворе образовался избыток гидроксид-ионов, и реакция среды стала щелочной (рН > 7). Таким образом можно сделать вывод, что соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием гидролизуются по аниону ( An n - ). При этом анионы соли связывают ионы Н + , а в растворе накапливаются ионы ОН - , что обуславливает щелочную среду (рН>7): An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (при n=1 образуется HAn – слабая кислота). Гидролиз солей, образованных двух- и трехосновными слабыми кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато Рассмотрим гидролиз сульфида калия. К 2 S диссоциирует в растворе: К 2 S ↔ 2К + + S 2- ; К + - катион сильного основания, S 2 - анион слабой кислоты. Катионы калия не принимают участия в реакции гидролиза, взаимодействуют с водой только анионы слабой сероводородной кислоты. В данной реакции по первой ступени происходит образование слабодиссоциирующих ионов HS - , по второй ступени – образование слабой кислоты H 2 S: 1-я ступень: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ; 2-я ступень: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - . Образующиеся по первой ступени гидролиза ионы ОН - значительно снижают вероятность гидролиза по следующей ступени. В результате практическое значение обычно имеет процесс, идущий только по первой ступени, которым, как правило, и ограничиваются при оценке гидролиза солей в обычных условиях. | Соли – это ионные соединения, при попадании в воду они диссоциируют на ионы. В водном растворе эти ионы ГИДРАТИРОВАНЫ – окружены молекулами воды. Обнаружено, что водные растворы многих солей имеют не нейтральную среду, а либо слабокислую, либо щелочную. Объяснение этого – взаимодействие ионов соли с водой. Этот процесс называется ГИДРОЛИЗОМ. Катионы и анионы, образованные слабым основанием или слабой кислотой, взаимодействуют с водой, отрывая от нее Н или ОН. Причина этого: образование БОЛЕЕ ПРОЧНОЙ связи, чем в самой воде. По отношению к воде соли можно разделить на 4 группы:
Взаимный гидролиз двух солей. Он происходит при попытке получить с помощью обменной реакции солей, которые в водном растворе полностью гидролизованы. При этом происходит взаимный гидролиз – т. е. катион металла связывает ОН-группы, а анион кислоты – Н+ 1) Соли металлов со степенью окисления +3 и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) – при их взаимном гидролизе образуется осадок гидроксида и газ: 2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl (Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2) 2) Соли металлов со степенью окисления +2 (кроме кальция, стронция и бария) и растворимые карбонаты также вместе гидролизуются, но при этом образуется осадок ОСНОВНОГО КАРБОНАТА металла: 2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl (все 2+, кроме Са, Sr, Ba) Характеристика процесса гидролиза: 1) Процесс гидролиза является обратимым , протекает не до конца, а только до момента РАВНОВЕСИЯ; 2) Процесс гидролиза – обратный для реакции НЕЙТРАЛИЗАЦИИ, следовательно, гидролиз - эндотермический процесс (протекает с поглощением теплоты). KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q Какие факторы усиливают гидролиз? 1. Нагревание – при увеличении температуры равновесие смещается в сторону ЭНДОТЕРМИЧЕСКОЙ реакции – гидролиз усиливается; 2. Добавление воды – т. к. вода является исходным веществом в реакции гидролиза, то разбавление раствора усиливает гидролиз. Как подавить (ослабить) процесс гидролиза? Часто необходимо не допустить гидролиза. Для этого: 1. Раствор делают максимально концентрированным (уменьшают количество воды); 2. Для смещения равновесия влево добавляют один из продуктов гидролиза – кислоту , если идёт гидролиз по катиону или щёлочь, если идёт гидролиз по аниону. Пример: как подавить гидролиз хлорида алюминия ? Хлорид алюминия AlCl 3 – это соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой – гидролизуется по катиону: Al +3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H + Среда – кислая. Следовательно, для подавления гидролиза необходимо добавить еще кислоты. Кроме того, следует сделать раствор наиболее концентрированным. |
Читайте: |
---|
Новое
- «31 спорный вопрос» русской истории: житие императора Николая II
- Лечебные свойства корня лопуха и его широкое применение в домашних условиях
- Природные ресурсы западной сибири
- Совместимость петуха и змеи в любовных отношениях и браке Он петух она змея совместимость
- Чемерица черная: прекрасная и опасная Противопоказания и побочные действия
- Чем интересна Свято-Михайло-Афонская Закубанская пустынь?
- Порционная сельдь под шубой на праздничный стол
- К чему снится шить во сне
- Примета — разбить зеркало случайно: что делать, если оно треснуло
- Самостоятельные заговоры на удачу и деньги