Гидролиз солей

Тема «Гидролиз солей» – одна из наиболее трудных для учащихся 9-го класса, изучающих неорганическую химию. И как думается, трудность ее не в действительной сложности самого изучаемого материала, а в том, как он излагается в учебниках. Так, у Ф.Г.Фельдмана и Г.Е.Рудзитиса из соответствующего параграфа очень мало, что можно понять. В учебниках же Л.С.Гузея и Н.С.Ахметова данная тема вообще исключена, хотя учебник Ахметова предназначен для учащихся 8–9-х классов с углубленным изучением химии.
Пользуясь учебниками указанных авторов, ученик вряд ли сможет хорошо понять теорию растворов, сущность электролитической диссоциации веществ в водной среде, соотнести реакции ионного обмена с реакциями гидролиза солей, образованных разными по силе кислотами и основаниями. Кроме того, в конце каждого учебника имеется таблица растворимости, но нигде и никак не поясняется, почему в отдельных ее клеточках стоят прочерки, а в текстах учебников ученики встречают формулы этих солей.
Мы попытаемся в краткой лекции для учителей (прежде всего для начинающих, им особенно трудно отвечать на возникающие у детей вопросы) восполнить данный пробел и по-своему осветить проблему составления уравнений реакций гидролиза и определения характера образующейся среды.

Гидролизом называется процесс разложения веществ водой (само слово «гидролиз» об этом говорит: греч. – вода и – разложение). Разные авторы, давая определение этому явлению, выделяют, что при этом образуется кислота или кислая соль, основание или основная соль (Н.Е.Кузьменко); при взаимодействии ионов соли с водой образуется слабый электролит (А.Э.Антошин); в результате взаимодействия ионов соли с водой смещается равновесие электролитической диссоциации воды (А.А.Макареня); составные части растворенного вещества соединяются с составными частями воды (Н.Л.Глинка) и т.д.
Каждый автор, давая определение гидролиза, отмечает наиболее важную, на его взгляд, сторону этого сложного, многогранного процесса. И каждый из них по-своему прав. Думается, дело учителя, какому определению отдать предпочтение – что ему ближе по его образу мышления.
Итак, гидролиз – это разложение веществ водой. Причиной его является электролитическая диссоциация соли и воды на ионы и взаимодействие между ними. Вода диссоциирует незначительно на ионы Н + и ОН – ( 1 молекула из 550 000), причем в процессе гидролиза один или оба этих иона могут связываться с ионами, образующимися при диссоциации соли, в малодиссоциирующее, летучее или нерастворимое в воде вещество.
Соли, образованные сильными основаниями (NаОН, КОH, Ва(ОH) 2) и сильными кислотами (Н 2 SO 4 ,
HCl, НNO 3), гидролизу не подвергаются, т.к. образующие их катионы и анионы не способны в растворах связывать ионы Н + и ОН – (причина – высокая диссоциация).
Когда соль образована слабым основанием или слабой кислотой или оба «родителя» – слабые, соль в водном растворе подвергается гидролизу. При этом реакция среды зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от констант диссоциации образующихся новых веществ.
Так, при диссоциации ацетата аммония СН 3 СООNН 4 реакция раствора будет слабощелочной, т.к. константа диссоциации NН 4 ОН (k дис = 6,3 10 –5) больше константы диссоциации СН 3 СООН
(k дис = 1,75 10 –5). У другой же соли уксусной кислоты – ацетата алюминия (СН 3 СОО) 3 Al – реакция раствора будет слабокислой, т.к. k дис (СН 3 СООН) = 1,75 10 –5 больше k дис (Al(ОН) 3) = 1,2 10 –6 .
Реакции гидролиза в одних случаях являются обратимыми, а в других – идут до конца. Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной г, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть от общего количества молекул соли, находящихся в растворе, подвергается гидролизу:

Г = n /N 100%,

где n – число гидролизованных молекул, N – общее число молекул в данном растворе. Например, если г = 0,1%, то это означает, что из 1000 молекул соли водой разложилась только одна:

n = г N /100 = 0,1 1000/100 = 1.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации раствора и природы растворенного вещества. Так, если рассмотреть гидролиз cоли СН 3 СООNа, то степень ее гидролиза для растворов различной концентрации будет следующая: для 1М раствора – 0,003%, для 0,1М – 0,01%, для
0,01М – 0,03%, для 0,001М – 0,1% (данные взяты из книги Г.Реми). Эти значения согласуются с принципом Ле Шателье.
Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию молекул, их распад на катионы и анионы и взаимодействие с ионами воды (Н + и ОН –) – слабого при комнатной температуре электролита.
Учитывая природу реагирующих веществ, для связывания ионов ОН – к раствору соли можно добавить кислоту, а для связывания ионов Н + – щелочь. Можно также добавить другие соли, гидролизующиеся по противоположному иону. В этом случае происходит взаимное усиление гидролиза обеих солей.
Ослабить гидролиз можно (если это необходимо) понижением температуры, увеличением концентрации раствора, введением в него одного из продуктов гидролиза: кислоты, если при гидролизе накапливаются ионы Н + , или щелочи, если накапливаются ионы ОН – .
Все реакции нейтрализации протекают экзотермически, а гидролиза – эндотермически. Поэтому выход первых с повышением температуры уменьшается, а вторых – увеличивается.
Ионы Н + и ОН – не могут существовать в растворе в значительных концентрациях – они соединяются в молекулы воды, смещая равновесие вправо.
Разложение соли водой объясняется связыванием катионов и/или анионов диссоциированной соли в молекулы слабого электролита ионами воды (Н + и/или ОН –), всегда имеющимися в растворе. Образование слабого электролита, осадка, газа или полное разложение нового вещества равноценно удалению ионов соли из раствора, что в соответствии с принципом Ле Шателье (действие равно противодействию) смещает равновесие диссоциации соли вправо, а следовательно, приводит к разложению соли до конца. Отсюда и появляются прочерки в таблице растворимости против ряда соединений.
Если молекулы слабого электролита образуются за счет катионов соли, то говорят, что гидролиз идет по катиону и среда будет кислая, а если за счет анионов соли, то говорят, что гидролиз идет по аниону и среда будет щелочная. Иными словами, кто сильнее – кислота или основание, – тот и определяет среду.
Гидролизу подвергаются только растворимые соли слабых кислот и/или оснований. Дело в том, что если соль малорастворима, то концентрации ее ионов в растворе ничтожно малы и говорить о гидролизе такой соли не имеет смысла.

Составление уравнений реакций гидролиза солей

Гидролиз солей слабых многоосновных оснований и/или кислот происходит ступенчато. Число ступеней гидролиза равно наибольшему заряду одного из ионов соли.
Например:

Однако гидролиз по второй ступени и особенно по третьей идет очень слабо, поскольку
г1 >> г2 >> г3 . Поэтому при написании уравнений гидролиза обычно ограничиваются первой ступенью. Если гидролиз практически завершается на первой ступени, то при гидролизе солей слабых многоосновных оснований и сильных кислот образуются основные соли, а при гидролизе солей сильных оснований и слабых многоосновных кислот образуются кислые соли.
Количество молекул воды, участвующих в процессе гидролиза соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли (правило автора).
Например:

Nа 2 СО 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O),

Al 2 (SО 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O),

Co(CH 3 COO) 2 Со 2+ 2 1 = 2 (H 2 O).

Поэтому при составлении уравнения гидролиза пользуемся следующим алгоритмом (на примере гидролиза Al 2 (SО 4) 3):

1. Определяем, из каких веществ образована соль:

2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз:

Al 2 (SО 4) 3 + 6Н–ОН = 2Аl 3+ + 3 + 6H + + 6OH – .

3. Поскольку Al(ОН) 3 – слабое основание и его катион Al 3+ связывают ионы ОН – из воды, то процесс фактически идет так:

Al 2 (SO 4) 3 + 6Н + + 6OH – = 2Аl(ОН) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – .

4. Сопоставляем количества оставшихся в растворе ионов Н + и ОН – и определяем реакцию среды:

5. После гидролиза образовалась новая соль: (Al(ОН) 2) 2 SО 4 , или Аl 2 (ОН) 4 SO 4 , – дигидроксосульфат алюминия (или тетрагидроксосульфат диалюминия) – основная соль. Частично может образоваться и AlОНSО 4 (гидроксосульфат алюминия), но в значительно меньшем количестве, и им можно пренебречь.

Другой пример:

2. Na 2 SiO 3 + 2Н 2 О = 2Na + + + 2Н + + 2ОН – .

3. Поскольку Н 2 SiO 3 – слабая кислота и ее ион связывает ионы Н + из воды, то фактически реакция идет так:

2Na + + + 2Н + + 2ОН – = 2Na + + Н + Н + + 2ОН – .

4. Н + + 2ОН – = Н 2 О + ОН – щелочная среда.

5. Na + + Н = NаНSiO 3 – гидросиликат натрия – кислая соль.

Кислотность или щелочность среды легко определить по количеству оставшихся в растворе ионов Н + или ОН – при условии, что новые вещества образовались и существуют в растворе в эквивалентных отношениях и другие реактивы в ходе реакции не добавлялись. Среда может быть кислая или слабокислая (если ионов Н + мало), щелочная (если ионов ОН – много) или слабощелочная, а также нейтральная, если значения констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания близки и все оставшиеся в растворе ионы Н + и ОН – после гидролиза снова соединились с образованием Н 2 О.
Мы уже отмечали, что степень гидролиза соли тем больше, чем слабее кислота или основание, образовавшие эту соль. Поэтому необходимо для помощи учащимся привести ряды анионов и катионов, соответствующие уменьшению силы кислот и оснований их образующих (по А.В.Метельскому).

Анионы: F – > > CH 3 COO – > H > HS – > > > > > .

Катионы: Сd 2+ > Mg 2+ > Mn 2+ > Fe 2+ > Co 2+ > Ni 2+ > > Cu 2+ > Pb 2+ > Zn 2+ > Al 2+ > Cr 2+ > Fe 2+ .

Чем правее в этих рядах расположен ион, тем с большей силой идет гидролиз образованной им соли, т.е. его основание или кислота cлабее, чем у стоящих слева от него. Особенно сильно идет гидролиз солей, образованных одновременно слабыми основанием и кислотой. Но даже для них степень гидролиза обычно не превышает 1%. Тем не менее в некоторых случаях гидролиз таких солей протекает особенно сильно и степень гидролиза достигает почти 100%. Такие соли в водных растворах не существуют, а хранятся только в сухом виде. В таблице растворимости против них стоит прочерк. Примерами таких солей могут служить ВаS, Аl 2 S 3 , Сr 2 (SO 3) 3 и другие (см. таблицу растворимости в учебниках).
Подобные соли, имеющие высокую степень гидролиза, гидролизуются полностью и необратимо, т. к. продукты их гидролиза выводятся из раствора в виде малорастворимого, нерастворимого, газообразного (летучего), малодиссоциирующего вещества или разлагаются водой на другие вещества.
Например:

Соли, полностью разлагаемые водой, нельзя получить реакцией ионного обмена в водных растворах, т.к. вместо ионного обмена более активно протекает реакция гидролиза.

Например:

2АlCl 3 + 3Na 2 S Аl 2 S 3 + 6NaCl (так могло бы быть),

2АlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl (так есть фактически).

Соли, подобные Al 2 S 3 , получают в безводных средах спеканием компонентов в эквивалентных количествах или другими способами:

Многие галогениды, как правило, активно реагируют с водой, образуя гидрид одного элемента и гидроксид другого.
Например:

СlF + H–OH HClO + HF,

PСl 3 + 3H–OH P(OH) 3 + 3HCl
(по Л.Полингу).

Как правило, при такого рода реакциях, также называемых гидролизом, более электроотрицательный элемент соединяется с Н + , а менее электроотрицательный – с ОН – . Легко заметить, что приведенные выше реакции протекают в соответствии с этим правилом.
Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако в этом случае наряду с гидролизом протекает диссоциация кислотного остатка. Так, в растворе NaHCО 3 одновременно протекают гидролиз H, приводящий к накоплению ОH – -ионов:

Н + Н–ОН Н 2 СО 3 + ОH – ,

и диссоциация, хотя и незначительная:

Н + H + .

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли (К гидр) и константы диссоциации (К дис) соответствующей кислоты. В рассмотренном примере К гидр аниона больше К дис кислоты, поэтому раствор данной кислой соли имеет щелочную реакцию (что и используют страдающие изжогой от повышенной кислотности желудочного сока, хотя делают это зря). При обратном соотношении констант, например в случае гидролиза NaHSO 3 , реакция раствора будет кислой.
Гидролиз основной соли, например гидроксохлорида меди(II), протекает так:

Сu(ОН)Сl + Н–ОН Сu(ОН) 2 + НСl,

или в ионном виде:

СuОН + + Сl – + H + + ОH – Сu(ОН) 2 + Cl – + H + среда кислая.

Гидролиз в широком смысле – это реакции обменного разложения между различными веществами и водой (Г.П.Хомченко). Такое определение охватывает гидролиз всех соединений – как неорганических (солей, гидридов, галогенидов, халькогенов и др.), так и органических (сложных эфиров, жиров, углеводов, белков и др.).
Например:

(C 6 H 10 O 5)n + n H–OH n C 6 H 12 O 6 ,

CaC 2 + 2H–OH Ca(OH) 2 + C 2 H 2 ,

Cl 2 + H–OH HCl + HClO,

PI 3 + 3H–OH H 3 PO 3 + 3HI.

В результате гидролиза минералов – алюмосиликатов – происходит разрушение горных пород. Гидролиз некоторых солей – Na 2 CO 3 , Na 3 РО 4 – применяется для очистки воды и уменьшения ее жесткости.
Растущая быстрыми темпами гидролизная отрасль промышленности вырабатывает из отходов (древесные опилки, хлопковая шелуха, подсолнечная лузга, солома, кукурузные кочерыжки, отходы сахарной свеклы и др.) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, кормовые дрожжи, глюкозу, «сухой лед», фурфурол, метанол, лигнин и многие другие вещества.
Гидролиз протекает в организме человека и животных при переваривании пищи (жиров, углеводов, белков) в водной среде под действием ферментов – биологических катализаторов. Он играет важную роль в ряде химических превращений веществ в природе (цикл Кребса, цикл трикарбоновых кислот) и промышленности. Поэтому нам думается, что вопросам изучения гидролиза в школьном курсе химии необходимо уделять значительно больше внимания.
Ниже приведен пример раздаточной карточки , предлагаемой учащимся для закрепления материала после изучения темы «Гидролиз солей» в 9-м классе.

Алгоритм написания уравнения гидролиза Fe 2 (SO 4) 3 1. Определяем, чем образована соль: 2. Предполагаем, как мог бы пойти гидролиз: Fe 2 (SO 4) 3 + 6Н 2 О = 2Fe 3+ + 3 + 6H + + 6OH – . 3. Поскольку Fe(OH) 3 – слабое основание, то катионы Fe 3+ будут связываться анионами ОН – из воды и гидролиз фактически будет протекать так: 2Fе 3+ + 3 + 6H + + 6OH – = 2Fe(OH) 2+ + 3 + 6H + + 2OH – . 4. Определяем реакцию среды: 6Н + + 2ОН – = 2Н 2 О + 4Н + кислая среда. 5. Определяем новую соль по ионам, оставшимся в растворе: 2Fe(OH) 2+ + = 2 SO 4 – дигидроксосульфат железа(III) – основная соль. Гидролиз идет по катиону.

Дополнительная информация (на обороте карточки) 1. Кто сильнее – основание или кислота, тот и определяет среду: кислую или щелочную. 2. Диссоциацию и гидролиз многоосновных кислот и оснований учитываем только по первой ступени. Например: Аl(ОН) 3 = Аl + ОH – , Н 3 РO 4 = Н + + . 3. Ряд активности кислот (их силы): 4. Ряд активности оснований (их силы): 5. Чем правее в своем ряду стоит кислота и основание, тем они слабее. 6. Количество молекул воды, участвующих в гидролизе соли по схеме реакции, определяется произведением валентности катиона на число его атомов в формуле соли: Na 2 SO 3 2Na + 1 2 = 2 (H 2 O), ZnCl 2 1Zn 2+ 2 1 = 2 (H 2 O), Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ 3 2 = 6 (H 2 O). 7. Гидролиз идет по катиону, если основание слабое, и по аниону, если кислота слабая.

Применение данного алгоритма способствует осознанному написанию учащимся уравнений гидролиза и при достаточной тренировке не вызывает никаких затруднений.

ЛИТЕРАТУРА

Антошин А.Э., Цапок П.И. Химия. М.: Химия, 1998;
Ахметов Н.С . Неорганическая химия. М.: Просвещение, 1990;
Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1978;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. Химия. М.: Экзамен, 1998;
Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Попов В.А . Химия. М.: Дрофа, 1997;
Кузьменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая и неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1977;
Метельский А.В. Химия. Минск: Белорусская энциклопедия, 1997;
Полинг Л., Полинг П . Химия. М.: Мир, 1998;
Пиментел Д.С. Химия. М.: Мир, 1967;
Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Химия-9. М.: Просвещение, 1997;
Холин Ю.В., Слета Л.А. Репетитор по химии. Харьков: Фолино, 1998;
Хомченко Г.П . Химия. М.: Высшая школа, 1998.

Урок, проводимый с использованием тетради для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс в МОУ “СОШ №11” г. Северодвинска Архангельской области учителем химии О.А.Олькиной в 8 классах (на параллели).

Цель урока: Формирование, закрепление и контроль умений учащихся определять реакцию среды растворов с помощью различных индикаторов, в том числе природных, используя тетрадь для практических работ И.И.Новошинского, Н.С.Новошинской к учебнику Химия 8 класс.

Задачи урока:

1. Образовательные. Закрепить следующие понятия индикаторы, реакция среды (типы) , pH, фильтрат, фильтрование на основе выполнения заданий практической работы. Проверить знания учащихся, которые отражают зависимость “ раствор вещества (формула) – значение pH (числовое значение) – реакция среды”. Рассказать учащимся о способах снижения кислотности почв Архангельской области.
2. Развивающие. Способствовать развитию логического мышления учащихся на основании анализа результатов, полученные в ходе практической работы, их обобщения, а также умения делать вывод. Подтвердить правило: практика доказывает теорию или опровергает ее. Продолжить формирование эстетических качеств личность учащихся на основе разнообразного спектра представленных растворов, а также поддержать интерес ребят к изучаемому предмету “Химия”.
3. Воспитывающие. Продолжить формировать умения учащихся выполнять задания практической работы, придерживаясь, правил по охране труда и технике безопасности, в том числе правильно выполнять процессы фильтрования, нагревания.

Практическая работа № 6 “Определение pH среды”.

Цель для учащихся: Научится определять реакцию среды растворов разных объектов (кислот, щелочей, солей, почвенного раствора, некоторых растворов и соков), а также изучить растительные объекты как природные индикаторы.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, пробка, стеклянная палочка, штатив с кольцом, фильтровальная бумага, ножницы, химическая воронка, стаканы, фарфоровая ступка с пестиком, мелкая терка, чистый песок, универсальная индикаторная бумага, испытуемый раствор, почва, кипяченая вода, плоды, ягоды и другой растительный материал, раствор гидроксида натрия и серной кислоты, хлорида натрия.

Ход урока

Ребята! Мы с вами уже познакомились с такими понятиями как реакция среды водных растворов, а также индикаторы.

Какие типы реакции среды водных растворов вы знаете?

• нейтральная, щелочная и кислотная.

Что такое индикаторы?

• вещества, с помощью которых можно определить реакцию среды.

Какие индикаторы вам известны?

• в растворах: фенолфталеин, лакмус, метиловый оранжевый.

• сухие: универсальная индикаторная бумага, лакмусовая бумага, метилоранжевая бумага

Какими способами можно определить реакцию среды водных растворов?

• влажным и сухим.

Что такое pH среды?

• водородный показатель ионов водорода в растворе(pH=– lg )

Давайте вспомним, какой ученый ввел понятие pH среды?

• Датский химик Сёренсен.

Молодцы!!! Теперь откройте тетрадь для практических работ на с.21 и прочитайте задание №1 .

Задание №1.Определите pH раствора при помощи универсального индикатора.

Вспомним правила при работе с кислотами и щелочами!

Выполните опыт из задания №1.

Сделайте вывод. Таким образом, если раствор имеет pH = 7 среда нейтральная, при pH < 7 среда кислотная, при pH > 7 среда щелочная.

Задание №2.Получите почвенный раствор и определите его pH при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.21-с.22, выполните задание по плану, результаты занесите в таблицу.

Вспомним правилами безопасности при работе с нагревательными приборами (спиртовкой).

Что такое фильтрование?

• процесс разделение смеси, который основан на различной пропускной способности пористого материала – фильтрата по отношению к составляющим смесь частицам.

Что такое фильтрат?

• это прозрачный раствор, получаемый после фильтрования.

Результаты оформите в виде таблицы.

Какая реакция среды почвенного раствора?

• Кислая

Что необходимо сделать, чтобы повысить качество почвы в нашем регионе?

• CaCO 3 + H 2 O+CO 2 = Ca(HCO 3) 2

Внесение удобрений, которые имеют щелочную реакцию среды: молотый известняк и других карбонатных минералов: мела, доломита. В Пинежском районе Архангельской области есть залежи такого минерала, как известняк, вблизи карстовых пещер, поэтому он доступен.

Сделайте вывод. Реакция среды полученного почвенного раствора pH=4,слабокислая, следовательно, для повышения качества почвы необходимо известкование.

Задание №3. Определите pH некоторых растворов и соков при помощи универсального индикатора.

Прочитайте задание на с.22, выполните задание по алгоритму, результаты занесите в таблицу.

Источник сока		Источник сока
Картофель		Силикатный клей
Капуста свежая		Столовый уксус
Капуста квашеная		Раствор питьевой соды
		Апельсин
		Свекла свежая
		Свекла вареная

Сделайте вывод. Таким образом, разные натуральные объекты имеют разные значения pH: pH 1?7– среда кислотная (лимон, клюква, апельсин, помидор, свекла, киви, яблоко, банан, чай, картофель, капуста квашеная, кофе, силикатный клей).

pH 7?14среда щелочная(капуста свежая, раствор питьевой соды).

pH = 7 среда нейтральная(хурма, огурец, молоко).

Задание №4. Изучите растительные индикаторы.

Какие растительные объекты могут выступать в качестве индикаторов?

• ягоды: соки, лепестки цветов: вытяжки, соки овощей: корнеплодов, листьев.
• вещества, которые могут изменять окраску раствора в разных средах.

Прочитайте задание на с.23 и выполните его по плану.

Результаты оформите в таблицу.

Растительный материал (природные индикаторы)	Цвет раствора природного индикатора
	Кислотная среда	Естественный цвет раствора (нейтральная среда)	Щелочная среда
Клюква (сок)			фиолетовый
Клубника (сок)	оранжевый	персиково – розовый
Черника (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый
Черная смородина (сок)		красно-фиолетовый	сине – фиолетовый

Сделайте вывод. Таким образом, в зависимости от pH среды природные индикаторы: клюква (сок), клубника (сок), черника (сок), черная смородина (сок) приобретают следующие цвета: в кислой среде – красный и оранжевый цвет, в нейтральной – красный, персиково – розовый и фиолетовый цвета, в щелочной среде от розового через сине – фиолетовый до фиолетового цвета.

Следовательно, по интенсивности окраски природного индикатора можно судить по реакции среды того или иного раствора.

По окончании работы приведите в порядок рабочее место.

Ребята! Сегодня был очень необычный урок! Вам понравился?! Можно ли использовать сведения, полученные на данном уроке в повседневной жизни?

Сейчас выполните задание, которое приведено в ваших тетрадях для практических работ.

Задание для контроля. Распределите вещества, формулы которых приведены ниже, по группам в зависимости от pH их растворов: HCl, H 2 O, H 2 SO 4 , Ca (OH) 2 , NaCl, NaOH, KNO 3 , H 3 PO 4 , KOH.

pH 17– среда (кислотная) ,имеют растворы (HCl,H 3 PO 4 ,H 2 SO 4) .

pH 714 среда(щелочная), имеют растворы (Ca(OH) 2 , KOH, NaOH).

pH = 7 среда (нейтральная), имеют растворы (NaCl, H 2 O,KNO 3).

Оценка за работу_______________

Показатель pH и его влияние на качество питьевой воды.

Что такое pH?

pH («potentia hydrogeni» - сила водорода, или «pondus hydrogenii» - вес водорода) - это единица измерения активности ионов водорода в любом веществе, количественно выражающая его кислотность.

Данный термин появился в начале ХХ века в Дании. Показатель pH ввел датский химик Сорен Петр Лауриц Соренсен (1868-1939), хотя утверждения о некой «силе воды» встречаются и у его предшественников.

Активность водорода определяется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

pH = -log

Для простоты и удобства при вычислениях был введен показатель pH. рН определяется количественным соотношением в воде ионов Н+ и ОН-, образующихся при диссоциации воды. Принято измерять уровень pH по 14-цифровой шкале.

Если в воде пониженное содержание свободных ионов водорода (рН больше 7) по сравнению с ионами гидроксида [ОН-], то вода будет иметь щелочную реакцию , а при повышенном содержании ионов Н+ (рН меньше 7) — кислую реакцию . В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга.

кислая среда: >
нейтральная среда: =
щелочная среда: >

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, говорят, что раствор имеет нейтральную реакцию. В нейтральной воде показатель рН равен 7.

При растворении в воде различных химических веществ этот баланс изменяется, что приводит к изменению значения рН. При добавлении к воде кислоты концентрация ионов водорода увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов соответственно уменьшается, при добавлении щелочи - наоборот, повышается содержание гидроксид-ионов, а концентрация ионов водорода падает.

рН показатель отражает степень кислотности или щелочности среды, в то время как «кислотность» и «щелочность» характеризуют количественное содержание в воде веществ, способных нейтрализовывать соответственно щелочи и кислоты. В качестве аналогии можно привести пример с температурой, которая характеризует степень нагрева вещества, но не количество тепла. Опустив руку в воду, мы можем сказать какая вода — прохладная или теплая, но при этом не сможем определить сколько в ней тепла (т.е. условно говоря, как долго эта вода будет остывать).

pH считается одним из важнейших показателей качества питьевой воды. Он показывает кислотно-щелочное равновесие и влияет на то, как будут протекать химические и биологические процессы. В зависимости от величины pH может изменяться скорость протекания химических реакций, степень коррозионной агрессивности воды, токсичность загрязняющих веществ и т.д. От кислотно-щелочного равновесия среды нашего организма напрямую зависит наше самочувствие, настроение и здоровье.

Современный человек живет в загрязненной окружающей среде. Многие приобретают и употребляют пищу, изготовленную из полуфабрикатов. Кроме этого практически каждый человек ежедневно подвергается стрессовому воздействию. Все это оказывает влияние на кислотно-щелочное равновесие среды организма, смещая его в сторону кислот. Чай, кофе, пиво, газированные напитки снижают показатель pH в организме.

Считается, что кислая среда является одной из основных причин разрушения клеток и повреждения тканей, развития заболеваний и процессов старения, росту болезнетворных организмов. В кислой среде до клеток не доходит строительный материал, разрушается мембрана.

Внешне о состоянии кислотно-щелочного равновесия крови человека можно судить по цвету его конъюнктивы в уголках глаз. При оптимальном кислотно-щелочном балансе цвет конъюнктивы ярко-розовый, если же у человека повышается щелочность крови, конъюнктива приобретает темно-розовый окрас, а при повышении кислотности окрас конъюнктивы становится бледно-розовым. При чем цвет конъюнктивы изменяется уже через 80 секунд после употребления веществ, влияющих на кислотно-щелочное равновесие.

Организм регулирует рН внутренних жидкостей, поддерживая значения на определенном уровне. Кислотно-щелочной баланс организма — это определенное соотношение кислот и щелочей, способствующее его нормальному функционированию. Кислотно-щелочной баланс зависит от сохранения относительно постоянных пропорций между межклеточными и внутриклеточными водами в тканях организма. Если кислотно-щелочное равновесие жидкостей в организме не будет поддерживаться постоянно, нормальное функционирование и сохранение жизни окажутся невозможными. Поэтому важно контролировать то, что вы потребляете.

Кислотно-щелочной баланс – это наш индикатор здоровья. Чем мы «кислее», тем скорее стареем и больше болеем. Для нормальной работы всех внутренних органов уровень рН в организме должен быть щелочным, в интервале от 7 до 9.

pH внутри нашего тела не всегда одинаков - некоторые его части более щелочные, а некоторые кислотные. Организм регулирует и поддерживает гомеостаз уровня pH лишь в отдельных случаях, например pH крови. На уровень pH почек и других органов, кислотно-щелочное равновесие которых не регулируются организмом, влияют пища и напитки, которые мы употребляем.

pH крови

Уровень pH крови поддерживается организмом в диапазоне 7.35-7.45. Нормальным показателем pH крови человека считается 7,4-7,45. Даже незначительное отклонение этого показателя влияет на способность крови переносить кислород. Если pH крови повышается до 7,5, она переносит на 75% кислорода больше. При снижении показателя pH крови до 7,3 человеку уже сложно подняться с постели. При 7,29 он может впасть в кому, если показатель pH крови снизится ниже 7,1 — человек умирает.

Уровень pH крови должен поддерживаться в здоровом диапазоне, поэтому организм использует органы и ткани для поддержания его постоянства. Вследствие этого, уровень pH крови не меняется из-за употребления щелочной или кислотной воды, но ткани и органы тела, используемые для регулировки pH крови, меняют свой pH.

pH почек

На параметр pH почек оказывает влияние вода, пища, метаболические процессы в организме. Кислотная еда (например мясные продукты, молочные продукты и др.) и напитки (сладкие газированные напитки, алкогольные напитки, кофе и пр.) приводят к низкому уровню pH в почках, потому что организм выводит излишнюю кислотность через мочу. Чем ниже уровень pH мочи, тем тяжелее приходится работать почкам. Поэтому кислотная нагрузка, приходящаяся от такой еды и напитков на почки, называется потенциальной кислотно-почечной нагрузкой.

Употребление щелочной воды приносит почкам пользу - происходит повышение уровня pH мочи, снижается кислотная нагрузка на организм. Увеличение pH мочи повышает pH организма в целом и избавляет почки от кислотных токсинов.

pH желудка

В пустом желудке содержится не больше чайной ложки желудочной кислоты, выработанной в последний прием пищи. Желудок производит кислоту по мере необходимости при употреблении пищи. Желудок не выделяет кислоту, когда человек пьет воду.

Очень полезно - пить воду на пустой желудок. Показатель pH увеличивается при этом до уровня 5-6. Увеличенный pH будет иметь мягкий антацидный эффект и приведет к увеличению количества полезных пробиотиков (благотворных бактерий). Увеличение pH желудка повышает pH организма, что ведет к здоровому пищеварению и освобождает от симптомов расстройства желудка.

pH подкожного жира

Жировые ткани организма имеют кислотный pH, поскольку в них откладываются излишние кислоты. Организму приходится хранить кислоту в жировых тканях, когда она не может быть выведена или нейтрализована иными способами. Поэтому смещение pH организма в кислую сторону - это один из факторов лишнего веса.

Позитивное влияние щелочной воды на массу тела состоит в том, что щелочная вода помогает выводить из тканей излишнюю кислоту, поскольку помогает почкам работать более рационально. Это помогает контролировать вес, поскольку многократно снижается количество кислоты, которое тело должно «хранить». Щелочная вода также улучшает результаты здоровой диеты и упражнений, помогая организму справиться с излишней кислотностью, выделяемой жировыми тканями в процессе потери веса.

Кости

У костей щелочной pH, так как они в основном состоят из кальция. Их pH постоянен, но если кровь нуждается в регулировке pH, кальций забирается из костей.

Польза, приносимая щелочной водой костям, состоит в их защите, путем снижения количества кислоты, с которым организму приходится бороться. Исследования показали, что употребление щелочной воды снижает рассасывание костей - остеопороз.

pH печени

У печени слабощелочной pH, на уровень которого влияет и пища, и напитки. Сахар и алкоголь должны быть расщеплены в печени, а это приводит к излишкам кислоты.

Польза, приносимая щелочной водой печени, состоит в наличии в такой воде антиоксидантов; установлено, что щелочная вода усиливает работу двух антиоксидантов, находящихся в печени, способствующих более эффективному очищению крови.

pH организма и щелочная вода

Щелочная вода позволяет частям тела, сохраняющим pH крови, работать с большей производительностью. Повышение уровня pH в частях тела, отвечающих за поддержание pH крови, поможет этим органам оставаться здоровыми и работать оперативно.

Между приемами пищи Вы можете помочь Вашему организму нормализовать показатель pH, употребляя щелочную воду. Даже небольшое увеличение pH может оказать огромное влияние на состояние здоровья.

По данным исследований японских ученых, показатель pH питьевой воды, находящийся в диапазоне 7-8, повышает продолжительность жизни населения на 20-30%.

В зависимости от уровня рН воды можно условно разделить на несколько групп:

Сильнокислые воды < 3
кислые воды 3 — 5
слабокислые воды 5 — 6.5
нейтральные воды 6.5 — 7.5
слабощелочные воды 7.5 — 8.5
щелочные воды 8.5 — 9.5
сильнощелочные воды > 9.5

Обычно уровень рН питьевой водопроводной воды находится в пределах, при которых он непосредственно не влияет на потребительские качества воды. В речных водах pH обычно находится в пределах 6.5-8.5, в атмосферных осадках 4.6-6.1, в болотах 5.5-6.0, в морских водах 7.9-8.3.

ВОЗ не предлагает какой-либо рекомендуемой по медицинским показателям величины для рН. Известно, что при низком рН вода обладает высокой коррозионной активностью, а при высоких уровнях (рН>11) вода приобретает характерную мылкость, неприятный запах, способна вызывать раздражение глаз и кожи. Именно поэтому для питьевой и хозяйственно-бытовой воды оптимальным считается уровень рН в диапазоне от 6 до 9.

Примеры значений pH Вещество Электролит в свинцовых аккумуляторах <1.0 кислые вещества Желудочный сок 1,0-2,0 Лимонный сок 2,5±0,5 Лимонад, Кола 2,5 Яблочный сок 3,5±1,0 Пиво 4,5 Кофе 5,0 Шампунь 5,5 Чай 5,5 Кожа здорового человека ~6,5 Слюна 6,35-6,85 Молоко 6,6-6,9 Дистиллированная вода 7,0 нейтральные вещества Кровь 7,36-7,44 щелочные вещества Морская вода 8,0 Мыло (жировое) для рук 9,0-10,0 Нашатырный спирт 11,5 Отбеливатель (хлорка) 12,5 Раствор соды 13,5

Интересно знать: Немецкий биохимик ОТТО ВАРБУРГ, удостоенный в 1931 Нобелевской премии по физиологии и медицине доказал, что недостаток кислорода (кислая среда pH<7.0) в тканях приводит к изменению нормальных клеток в злокачественные.

Ученый обнаружил, что раковые клетки теряют способность к развитию в среде, насыщенной свободным кислородом с показателем pH=7,5 и выше! Это означает, что когда жидкости в организме становятся кислыми, стимулируется развитие рака.

Его последователи в 60-х годах прошлого столетия доказали, что любая патогенная флора теряет способность размножаться при pH=7,5 и выше, и наша иммунная система легко справляется с любыми агрессорами!

Для сохранения и поддержания здоровья нам необходима правильная щелочная вода (рН=7.5 и выше). Это позволит лучше сохранять кислотно-щелочное равновесие жидкостей организма, так как основные жизненные среды имеют слабощелочную реакцию.

Уже при нейтральной биологической среде организм может обладать удивительной способностью к самоисцелению.

Не знаете где можно взять правильную воду ? Я подскажу!

Обратите внимание:

Нажатие на кнопку «Узнать » не ведет к каким-либо финансовым тратам и обязательствам.

Вы лишь получите информацию о доступности правильной воды в Вашем регионе ,

а так же получите уникальную возможность бесплатно стать членом клуба здоровых людей

и получить скидку 20% на все предложения + накопительный бонус.

Вступи в международный клуб здоровья Coral Club , получи БЕСПЛАТНО дисконтную карту, возможность участия в акциях, накопительный бонус и другие привилегии!

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:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

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 катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

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).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

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 солей

При 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.