Классы
Предметы

Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель

Этот видеоурок доступен по абонементу
Подробнее об абонементе, платных и бесплатных уроках

У вас уже есть абонемент? Войти

Оплатить абонементот 75 руб. в месяц
У вас уже есть абонемент? Войти
Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель

В ходе урока мы изучим тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнаете о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, будет введено определение водородному показателю – так называемому РН.

Тема: Растворы и их концентрация, дисперсные системы, электролитическая диссоциация

Урок: Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель

Механизм гидролиза

Гидролиз – это обменная реакция вещества с водой, приводящая к его разложению. Попробуем разобраться в причине данного явления.

Электролиты делятся на сильные электролиты и слабые. См. Табл. 1.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ

Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л близка к 100%. Диссоциируют практически необратимо.

Степень диссоциации при 180С в растворах с концентрацией электролита 0,1 моль/л значительно меньше 100%. Диссоцииация необратима.

· Щелочи

· Соли

· Некоторые неорганические кислоты (НNO3, HClO4,HI, HCl, HBr, H2SO4)

· Гидроксиды металлов, кроме IA и IIA групп, раствор аммиака

· Многие неорганические кислоты (H2S, HCN, HClO, HNO2)

· Органические кислоты (HCOOH, CH3COOH)

· Вода

 

Табл. 1

Вода относится к слабым электролитам и поэтому диссоциирует на ионы лишь в незначительной степени  Н2О ↔ Н++ ОН-

Ионы веществ, попадающие в раствор, гидратируются молекулами воды. Но при этом может происходить и другой процесс. Например, анионы соли, которые образуются при её диссоциации,  могут взаимодействовать с катионами водорода, которые, пусть и в незначительной степени, но все-таки образуются при диссоциации воды. При этом может происходить смещение равновесия диссоциации воды. Обозначим анион кислоты Х-.

Предположим, что кислота сильная. Тогда она по определению практически полностью распадается на ионы. Если кислота слабая, то она диссоциирует неполностью. Она будет образовываться при прибавлении в воду из анионов соли и ионов водорода, получающихся при диссоциации воды. За счет её образования, в растворе будут связываться ионы водорода, и их концентрация будет уменьшаться. Н++ Х-↔ НХ

Но, по правилу Ле Шателье, при уменьшении концентрации ионов водорода равновесие смещается в первой реакции в сторону их образования, т. е. вправо. Ионы водорода будут связываться с ионами водорода воды, а гидроксид ионы – нет, и их станет больше, чем было в воде до прибавления соли. Значит, среда раствора будет щелочная. Индикатор фенолфталеин станет малиновым. См. рис. 1.

Рис. 1

Аналогично можно рассмотреть взаимодействие катионов с водой. Не повторяя всю цепочку рассуждений, подытоживаем, что если основание слабое, то в растворе будут накапливаться ионы водорода, и среда будет кислая.

Классификация катионов и анионов

Катионы и анионы солей можно разделить на два типа. Рис. 2.

Классификация катионов и анионов по силе электролитов

Рис. 2. Классификация катионов и анионов по силе электролитов

Отношение к гидролизу солей разных типов

Поскольку и катионы и анионы, согласно данной классификации, бывают двух типов, то всего существует 4 разнообразных комбинации при образовании их солей. Рассмотрим, как относится к гидролизу каждый из классов этих солей. Табл. 2.

Какими по силе кислотой и основанием образована соль

Примеры солей

Отношение к гидролизу

Среда

Окраска лакмуса

Соль сильного основания и сильной кислоты

NaCl, Ba(NO3)2, K2SO4

Гидролизу не подвергаются.

нейтральная

фиолетовый

Соль слабого основания и сильной кислоты

ZnSO4, AlCl3, Fe(NO3)3

Гидролиз по катиону.

Zn2+ + HOH   ZnOH+ + H+

 

кислая

розовый

Соль сильного основания и слабой кислоты

Na2CO32SiO3, Li2SO3

Гидролиз по аниону

CO32 + HOH   HCO3 + OH

 

щелочная

синий

Соль слабого основания и слабой кислоты

FeS, Al(NO2)3, CuS

Гидролиз и по аниону, и по катиону.

среда раствора зависит от того, какое из образующихся соединений будет более слабым электролитом.

зависит от более сильного электролита.

Табл. 2.

Усилить гидролиз можно разбавлением раствора или нагреванием системы.

Соли, которые подвергаются необратимому гидролизу

Реакции ионного обмена протекают до конца при выпадении осадка, выделения газа или малодиссоируемого вещества.

2 Al (NO3)3+ 3 Na2S +6 Н2О→ 2 Al (OH)3 ↓+ 3 H2S↑+6 NaNO3 (1)

Если взять соль слабого основания и слабой кислоты и при этом и катион, и анион будут многозарядным, то при гидролизе таких солей будет образовываться и нерастворимый гидроксид соответствующего металла, и газообразный продукт. В данном случае гидролиз может стать необратимым. Например, в реакции (1) не образуется осадок сульфида алюминия.

Под это правило подпадают следующие соли: Al2S3, Cr2S3, Al2(CO3)3, Cr2(CO3)3, Fe2(CO3)3, CuCO3. Эти соли в водной среде подвергаются необратимому гидролизу. Их невозможно получить в водном растворе.

В органической химии гидролиз имеет очень большое  значение.

Кислотность раствора

При гидролизе изменяется концентрация ионов водорода в растворе, а во многих реакциях используются кислоты или основания. Поэтому, если мы будем знать концентрацию ионов водорода в растворе, то будет легче следить за процессом и управлять им. Для количественной характеристики содержания ионов в растворе используется pН раствора. Он равен отрицательному логарифму концентрации ионов водорода.

pН = - lg [ H+ ]

Концентрация ионов водорода в воде равна 10-7 степени, соответственно, рН = 7 у абсолютно чистой воды при комнатной температуре.

Если долить в раствор кислоты или добавить соль слабого основания и сильной кислоты, то концентрация ионов водорода станет больше 10-7и рН < 7.

Если добавить щелочи или соли сильного основания и слабой кислоты, то концентрация ионов водорода станет меньше, чем 10-7и рН>7. См. рис. 3. Знать количественный показатель кислотности необходимо во многих случаях. Например, водородный показатель желудочного сока равен 1,7. Увеличение или уменьшение этого значения приводит к нарушению пищеварительных функций человека. В сельском хозяйстве ведется контроль кислотности почвы. Например, для садоводства наилучшей является почва с рН = 5-6. При отклонении от этих значений в почву вносят подкисляющие или подщелачивающие добавки.

Рис. 3

Подведение итога урока

В ходе урока мы изучили тему «Гидролиз. Среда водных растворов. Водородный показатель». Вы узнали о гидролизе – обменной реакции вещества с водой, приводящей к разложению химического вещества. Кроме того, было введено определение водородному показателю – так называемому рН.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик (Источник).

 

Домашнее задание

1. №№6-8 (с. 68) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Почему рН дождевой воды всегда меньше 7?

3. Что обусловливает малиновую окраску раствора карбоната натрия?