Гидролиз солей.

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Одним из важнейших свойств солей является гидролиз. Гидролизомназывают взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

В зависимости от силы кислот и оснований образуемые ими соли делят на четыре

типа:

соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты;

соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты;

соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислотой;

соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислотой.

Типы солей

Окраска индикаторов

Хотя гидролиз солей — разновидность реакции обмена, технология составления уравнений реакций этого процесса имеет свои особенности. Главное отличие — то, что в этом случае сначала составляют ионное уравнение реакции, а затем не его основе записывают молекулярное.

Алгоритм составления уравнения реакции гидролиза

ВНИМАНИЕ! Диссоциация молекул воды — не происходит. Уравнение диссоциации воды записывается только для того, чтобы правильно составить уравнение гидролиза!!!

1. Анализируют состав соли:

NaOH(сильное основание)

Na2CO3

h3CO3(слабая кислота)

2. Выбирают ион, подвергающийся гидролизу:

Соль образована сильным основанием и слабой кислотой — гидролиз по аниону

2Na++CO3²«+HOh3Na++HCO3″+OH^—

Из полученного уравнения составляют молекулярное, используя те ионы, которые принимали участие в гидролизе:

Na2CO3+HOHNaHCO3+ NaOH

среда раствора соли — щелочная

Данный алгоритм не относится к случаю так называемого полного гидролиза.

Типы солей и характер их гидролиза

1. Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты.

Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой равновесие ионов H+и ОН^— не нарушается. В растворах таких солей среда остается нейтральной (рН = 7).

NaOH(сильное основание)

NaNO3

HNO3(сильная кислота)

2. Соль, образованная катионом сильного основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз этого типа солей иначе называется гидролизом по аниону. Рассмотрим в качестве примера гидролиз K2SO3

KOH(сильное основание)

K2SO3

h3SO3(слабая кислота)

Na2CO32Na++CO3^2-

HOHH++OH^—

K2SO32K++SOs^2-

HOH H+ + OH^—

2K++ SO3²«+ HOH 2K++ HSO3″+OH‘

K2SO3+HOH KHSO3+KOH

среда раствора соли — щелочная

Таким образом, каждый ион Н+нейтрализует одну единицу отрицательного заряда иона кислотного остатка СО3²«, а из молекулы воды НОН освобождаются гидроксид-ион ОН^—. Эти ионы гидроксида ОН^—, будучи в избытке, придают щелочную реакцию (рН>7).

Следовательно, растворы солей, образованные сильным основанием и слабой кислотой, имеют щелочную реакцию.

Данный случай гидролиза обратим.

3. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом сильной кислоты.

Гидролиз этого типа солей иначе называют гидролизом по катиону. Рассмотрим гидролиз хлорида меди (II) CuCl2

Cu(OH)2(слабое основание)

CuSO4

h3SO4(сильная кислота)

CuSO4Cu²++ SO4^2-

HOHH++OH—

Cu²++SO4^2-+HOH CuOH++SO4^2-+H+

2CuSO4+2HOH (CuOH)2SO4+h3SO4

среда раствора соли — кислая

В растворе наблюдается избыток ионов Н+. Следовательно, растворы солей, образованные слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию (рН<7).

Данный случай гидролиза также обратим.

4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты.

Гидролиз этого типа иначе называют гидролизом по катиону, и аниону. В соли слабого основания и слабой кислоты, например сульфиде алюминия AI2S3, катион ведет себя как кислота, а анион — как — основание:

AI2S3+6h3O= 2AI(OH)3I + 3h3ST

Реакция идет полностью до конца и гидролиз необратим. Реакция и рН среды растворов данных солей зависит от относительной силы

образующихся слабых кислот и оснований и может быть либо нейтральной, либо незначительно смещенной в ту или иную сторону, т.е. слабокислой или слабощелочной.

классификация и химические свойства. Реакции кислот и оснований

Чтобы понять, как протекает гидролиз солей в их водных растворах, для начала приведем определение данного процесса.

Определение и особенности гидролиза

Данный процесс предполагает химическое действие ионов воды с ионами соли, в результате образуется слабое основание (или кислота), а также изменяется реакция среды. Любая соль может быть представлена как продукт химического взаимодействия основания и кислоты. В зависимости от того, какова их сила, выделяют несколько вариантов протекания процесса.

Типы гидролиза

В химии рассматривается три разновидности протекания реакции между катионами соли и воды. Каждый процесс осуществляется с изменением рН среды, поэтому предполагается использование для определения водородного показателя разных видов индикаторов. Например, для кислой среды применяют фиолетовый лакмус, для щелочной реакции подойдет фенолфталеин. Проанализируем подробнее особенности каждого варианта гидролиза. Сильные и слабые основания можно определить по таблице растворимости, а силу кислот выявляем по таблице.

Гидролиз по катиону

В качестве примера такой соли рассмотри хлорид железа (2). Гидроксид железа (2) — это слабое основание, а соляная кислота является сильной. В процессе взаимодействия с водой (гидролиза) происходит образование основной соли (гидроксохлорида железа 2), а также образуется соляная кислота. В растворе появляется кислая среда, определить ее можно с помощью синего лакмуса (рН меньше 7). При этом сам гидролиз протекает по катиону, так как использовано слабое основание.

Приведем еще один пример протекания гидролиза для описываемого случая. Рассмотрим соль хлорид магния. Гидроксид магния — это слабое основание, а соляная кислота — сильная. В процессе взаимодействия с молекулами воды хлорид магния превращается в основную соль (гидроксохлорид). Гидроксид магния, формула которого в общем виде представлена в виде М(ОН) 2 , малорастворим в воде, но сильная хлороводородная кислота придает раствору кислую среду.

Гидролиз по аниону

Следующий вариант гидролиза характерен для соли, которая образована сильным основанием (щелочью) и слабой кислотой. В качестве примера для данного случая рассмотрим карбонат натрия.

В данной соли есть сильное основание натрия, а также слабая угольная кислота. Взаимодействие с молекулами воды протекает с образованием кислой соли — гидрокарбоната натрия, то есть идет гидролиз по аниону. Кроме того, в растворе образуется который придает раствору щелочную среду.

Приведем еще один пример для данного случая. Сульфит калия — это соль, которая образована сильным основанием — едким калием, а также слабой В процессе взаимодействия с водой (при гидролизе) происходит образование гидросульфита калия (кислой соли) и гидроксида калия (щелочи). Среда в растворе будет щелочная, подтвердить ее можно с помощью фенолфталеина.

Полный гидролиз

Соль слабой кислоты и слабого основания подвергается полному гидролизу. Попробуем выяснить, в чем его особенность, и какие продукты будут образовываться в результате данной химической реакции.

Проанализируем гидролиз слабого основания и слабой кислоты на примере сульфида алюминия. Данная соль образована гидроксидом алюминия, который является слабым основанием, а также слабой сероводородной кислотой. При взаимодействии с водой наблюдается полный гидролиз, в результате которого образуется газообразный сероводород, а также в виде осадка гидроксид алюминия. Такое взаимодействие протекает и по катиону, и по аниону, поэтому такой вариант гидролиза считается полным.

Также в качестве примера взаимодействия по данному типу соли с водой можно привести сульфид магния. В составе данной соли есть гидроксид магния, формула его — Mg(OH)2. Это слабое основание, нерастворимое в воде. Кроме того, внутри сульфида магния есть сероводородная кислота, являющаяся слабой. При взаимодействии с водой происходит полный гидролиз (по катиону и аниону), в результате чего образуется в виде осадка гидроксид магния, а также в виде газа выделяется сероводород.

Если рассматривать гидролиз соли, которая образована сильной кислотой и сильным основанием, то следует отметить, что он не протекает. Среда в растворах таких солей, как хлорид калия, остается нейтральной.

Заключение

Сильные и слабые основания, кислоты, которыми образованы соли, влияют на результат гидролиза, реакцию среды в образующемся растворе. Подобные процессы широко распространены в природе.

Гидролиз имеет особое значение в химическом преобразовании земной коры. В ней содержатся сульфиды металлов, малорастворимые в воде. По мере их гидролиза происходит образование сероводорода, его выброс в процессе вулканической деятельности на поверхность земли.

Силикатные породы при переходе в гидроксиды, вызывают постепенное разрушение горных пород. Например, такой минерал как малахит, является продуктом гидролиза карбонатов меди.

Интенсивный процесс гидролиза происходит также и в Мировом океане. и кальция, которые выносятся водой, обладают слабощелочной средой. В таких условиях отлично протекает процесс фотосинтеза в морских растениях, интенсивнее развиваются морские организмы.

В нефти есть примеси воды и солей кальция и магния. В процессе нагревания нефти, происходит их взаимодействие с водяными парами. В ходе гидролиза образуется хлороводород, при взаимодействии которого с металлом, происходит разрушение оборудования.

Константа гидролиза равна отношению произведения концентраций
продуктов гидролиза к концентрации негидролизованной соли.

Пример 1.
Вычислить степень гидролиза NH 4 Cl.

Решение:
Из таблицы находим Кд(NH 4 ОН)=1,8∙10 -3 , отсюда

Кγ=Кв/Кд к = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Пример 2.
Вычислить степень гидролиза ZnCl 2 по 1 ступени в 0,5 М растворе.

Решение:
Ионное уравнение гидролиза Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kд ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/ [Кд осн ∙Cм]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Пример 3.
Составьте ионно-молекулярные и молекулярные уравнения гидролиза солей: a) KCN; б) Na 2 CO 3 ; в) ZnSO 4 . Определите реакцию среды растворов этих солей.

Решение:
а) Цианид калия KCN — соль слабой одноосновной кислоты (см. табл. I приложения) HCN и сильного основания КОН. При растворении в воде молекулы KCN полностью диссоциируют на катионы К + и анионы CN — . Катионы К + не могут связывать ионы ОН — воды, так как КОН — сильный электролит. Анионы же CN — связывают ионы Н + воды, образуя молекулы слабого элекролита HCN. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CN — + Н 2 О HCN + ОН —

или в молекулярной форме

KCN + Н 2 О HCN + КОН

В результате гидролиза в растворе появляется некоторый избыток ионов ОН — , поэтому раствор KCN имеет щелочную реакцию (рН > 7).

б) Карбонат натрия Na 2 CO 3 — соль слабой многоосновной кислоты и сильного основания. В этом случае анионы соли СО 3 2- , связывая водородные ионы воды, образуют анионы кислой соли НСО — 3 , а не молекулы Н 2 СО 3 , так как ионы НСО — 3 диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Н 2 СО 3 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по аниону. Ионно-молекулярное уравнение гидролиза

CO 2- 3
+H 2 O HCO — 3 +ОН —

или в молекулярной форме

Na 2 CO 3 + Н 2 О NaHCO 3 + NaOH

В растворе появляется избыток ионов ОН — , поэтому раствор Na 2 CO 3 имеет щелочную реакцию (рН > 7).

в) Сульфат цинка ZnSO 4 — соль слабого многокислотного основания Zn(OH) 2 и сильной кислоты H 2 SO 4 . В этом случае катионы Zn + связывают гидроксильные ионы воды, образуя катионы основной соли ZnOH + . Образование молекул Zn(OH) 2 не происходит, так как ионы ZnOН + диссоциируют гораздо труднее, чем молекулы Zn(OH) 2 . В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени. Соль гидролизуется по катиону. Ионно-моле­кулярное уравнение гидролиза

Zn 2+ + Н 2 О ZnOН + + Н +

или в молекулярной форме

2ZnSO 4 + 2Н 2 О (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

В растворе появляется избыток ионов водорода, поэтому раствор ZnSO 4 имеет кислую реакцию (рН

Пример 4.
Какие продукты образуются при смешивании растворов A1(NO 3) 3 и К 2 СО 3 ? Составьте ионно-молекулярное и молекулярное уравнение реакции.

Решение.
Соль A1(NO 3) 3 гидролизуется по катиону, а К 2 СО 3 — по аниону:

А1 3+ + Н 2 О А1ОН 2+ + Н +

СО 2- 3 +
Н 2 О НСО — з + ОН —

Если растворы этих солей находятся в одном сосуде, то идет взаимное усиление гидролиза каждой из них, ибо ионы Н + и ОН — образуют молекулу слабого электролита Н 2 О. При этом гидро­литическое равновесие сдвигается вправо и гидролиз каждой из взятых солей идет до конца с образованием А1(ОН) 3 и СО 2 (Н 2 СО 3). Ионно-молекулярное уравнение:

2А1 3+ + ЗСО 2- 3 +
ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3 + ЗСО 2

молекулярное уравнение: ЗСО 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О = 2А1(ОН) 3

Мы дали определение гидролиза
, вспомнили некоторые факты о солях
. Сейчас мы обсудим сильные и слабые кислоты и выясним, что «сценарий» гидролиза зависит именно от того, какой кислотой и каким основанием образована данная соль.

← Гидролиз солей. Часть I

Сильные и слабые электролиты

Напомню, что все кислоты и основания можно условно разделить на сильные
и слабые
. Сильные кислоты (и, вообще, сильные электролиты) в водном растворе диссоциируют практически полностью. Слабые электролиты распадаются на ионы в незначительной степени.

К сильным кислотам относятся:

• H 2 SO 4 (серная кислота),
• HClO 4 (хлорная кислота),
• HClO 3 (хлорноватая кислота),
• HNO 3 (азотная кислота),
• HCl (соляная кислота),
• HBr (бромоводородная кислота),
• HI (иодоводородная кислота).

Ниже приведен список слабых кислот:

• H 2 SO 3 (сернистая кислота),
• H 2 CO 3 (угольная кислота),
• H 2 SiO 3 (кремниевая кислота),
• H 3 PO 3 (фосфористая кислота),
• H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота),
• HClO 2 (хлористая кислота),
• HClO (хлорноватистая кислота),
• HNO 2 (азотистая кислота),
• HF (фтороводородная кислота),
• H 2 S (сероводородная кислота),
• большинство органических кислот, напр., уксусная (CH 3 COOH).

Естественно, невозможно перечислить все существующие в природе кислоты. Приведены лишь наиболее «популярные». Следует также понимать, что разделение кислот на сильные и слабые является достаточно условным.

Существенно проще обстоят дела с сильными и слабыми основаниями. Можно воспользоваться таблицей растворимости . К сильным основаниям относятся все растворимые
в воде основания, кроме NH 4 OH. Эти вещества называют щелочами (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и т. д.)

Слабые основания — это:

• все нерастворимые в воде гидроксиды (напр., Fe(OH) 3 , Cu(OH) 2 и т. д.),
• NH 4 OH (гидроксид аммония).

Гидролиз солей. Главные факты

Читающим эту статью может показаться, что мы уже забыли об основной теме разговора, и ушли куда-то в сторону. Это не так! Наша беседа о кислотах и основаниях, о сильных и слабых электролитах имеет прямое отношение к гидролизу солей . Сейчас вы в этом убедитесь.

Итак, позвольте изложить вам основные факты:

1. Не все соли подвергаются гидролизу. Существуют гидролитически устойчивые
   соединения, например, хлорид натрия.
2. Гидролиз солей может быть полным (необратимым) и частичным (обратимым).
3. В ходе реакции гидролиза происходит образование кислоты или основания, изменяется кислотность среды.
4. Принципиальная возможность гидролиза, направление соответствующей реакции, ее обратимость или необратимость определяются силой кислоты
   и силой основания
   , которыми образована данная соль.
5. В зависимости от силы соответствующей кислоты и соотв. основания, все соли можно условно разделить на 4 группы
   . Для каждой из этих групп характерен свой «сценарий» гидролиза.

Пример 4
. Соль NaNO 3 образована сильной кислотой (HNO 3) и сильным основанием (NaOH). Гидролиз не идет, новых соединений не образуется, кислотность среды не изменяется.

Пример 5
. Соль NiSO 4 образована сильной кислотой (H 2 SO 4) и слабым основанием (Ni(OH) 2). Идет гидролиз по катиону, в ходе реакции образуются кислота и основная соль.

Пример 6
. Карбонат калия образован слабой кислотой (H 2 CO 3) и сильным основанием (KOH). Гидролиз по аниону, образование щелочи и кислой соли. Щелочная среда раствора.

Пример 7
. Сульфид алюминия образован слабой кислотой (H 2 S) и слабым основанием (Al(OH) 3). Идет гидролиз как по катиону, так и по аниону. Необратимая реакция. В ходе процесса образуются H 2 S и гидроксид алюминия. Кислотность среды меняется в незначительной степени.

Попробуйте самостоятельно:

Упражнение 2
. К какому типу относятся следующие соли: FeCl 3 , Na 3 PO 3 , KBr, NH 4 NO 2 ? Подвергаются ли эти соли гидролизу? По катиону или по аниону? Что образуется в ходе реакции? Как меняется кислотность среды? Уравнения реакций можно пока не записывать.

Нам осталось последовательно обсудить 4 группы солей и для каждой из них привести специфический «сценарий» гидролиза. В следующей части мы начнем с солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой.

Основания (гидроксиды)
– сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH) 2 – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH 4 + (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH) 3 , Ca(OH) 2 , Fe(OH) 3 и т.д.

Все основания –
твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами.
Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания
– это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Химические свойства оснований

Химические свойства оснований характеризуются отношением их к кислотам, ангидридам кислот и солям.

1.
Действуют на индикаторы
. Индикаторы меняют свою окраску в зависимости от взаимодействия с разными химическими веществами. В нейтральных растворах – они имеют одну окраску, в растворах кислот – другую. При взаимодействии с основаниями они меняют свою окраску: индикатор метиловый оранжевый окрашивается в жёлтый цвет, индикатор лакмус – в синий цвет, а фенолфталеин становится цвета фуксии.

2.
Взаимодействуют с кислотными оксидами с
образованием соли и воды:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Вступают в реакцию с кислотами,
образуя соль и воду. Реакция взаимодействия основания с кислотой называется реакцией нейтрализации, так как после её окончания среда становится нейтральной:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4.
Реагируют с солями,
образуя новые соль и основание:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5.
Способны при нагревании разлагаться на воду и основной оксид:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Остались вопросы? Хотите знать больше об основаниях?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь .
Первый урок – бесплатно!

сайт,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Онлайн калькулятор: Калькулятор pH раствора

Калькуляторы ниже предназначены для решения химических задач. Или, если угодно, для проверки ответов. Первый калькулятор рассчитывает pH раствора сильной кислоты или сильного основания по заданным формуле вещества и молярности раствора. Второй калькулятор рассчитывает pH раствора слабой кислоты или слабого основания по заданным константе диссоциации и молярности раствора. Описание расчета с некоторой теорией можно найти под калькуляторами.

Расчет pH в растворах сильных кислот и оснований

Растворимое веществоГидроксид лития LiOHГидроксид натрия NaOHГидроксид калия KOHГидроксид рубидия RbOHГидроксид цезия CsOHСоляная кислота HClАзотная кислота HNO3Серная кислота h3SO4Бромоводород HBrИодоводородная кислота HIХлорная кислота HClO4Хлорноватия кислота HClO3Точность вычисления

Знаков после запятой: 3

content_copy Ссылка save Сохранить extension Виджет

Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований

Растворимое вещество
Точность вычисления

Знаков после запятой: 3

content_copy Ссылка save Сохранить extension Виджет

pH раствора

pH означает «pondus Hydrogenii», «potential of hydrogen» или «power of hydrogen» — вес или потенциал водорода. pH вычисляется как величина, противоположная по знаку и равная по модулю десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

pH является мерой кислотности водных растворов. Однако, в большинстве задач на растворы для описания раствора обычно используется молярная концентрация раствора или молярность. Как связаны эти две величины?

Активность ионов, конечно, зависит от их концентрации и эта зависимость описывается следующим уравнением:

где,
– активность ионов водорода
– коэффициент активности ионов водорода
– концентрация ионов водорода

Коэффициент активности является функцией от концентрации ионов и стремится к 1 по мере разбавления раствора. При этом для идеальных растворов концентрации ионов равны концентрации растворенного вещества с учетом коэффициентов в формуле соединения. Поэтому для большинства задач, предполагающих идеальные растворы, можно использовать логарифм по основанию 10 от молярной концентрации раствора.

То, как проявляет себя водный раствор, как кислота или как основание, зависит от количества ионов водорода (H+). Вода, сама по себе, содержит некоторое количество ионов водорода ^{благодаря явлению автодиссоциации:}

Известно, что в состоянии равновесия при стандартных условиях (750 мм.рт.ст. и 25°C), 1 литр чистой воды содержит моль ионов и моль ионов , следовательно, вода при стандартных условиях имеет pH равный 7. Кислоты отдают ионы водорода, так что водные растворы кислот содержат большее количество ионов чем нейтральная вода, и показатель pH таких растворов меньше 7. Основания принимают ионы водорода, которые возникают при автодиссоциации воды, так что водные растворы оснований содержат меньшее количество ионов водорода чем нейтральная вода и показатель pH таких растворов больше 7. То есть, низкое значение pH указывает на высокую концентрацию ионов водорода и наоборот.

Шкала pH является логарифмической, то есть разница значений в единицу означает разницу концентраций на порядок — в десять раз.

Расчет показателя pH по молярной концентрации раствора отличается в случаях сильных и слабых кислот и оснований.

Сильная кислота / Сильное основание

Сильные кислоты и основания — это вещества, которые, с практической точки зрения, полностью диссоциируют на ионы в воде. Следовательно, концентрацию ионов водорода в таких растворах можно принять равной концентрации вещества. Расчет pH в этом случае становится тривиальным:

Для кислот:

Для растворов оснований известна концентрация основания, то есть, концентрация гидроксид ионов OH-. Следовательно можно рассчитать pOH:

Исходя из равновесных концентраций H+ и OH− в воде, pH и pOH связаны соотношением , выполняющимся для любого водного раствора

Таким образом, для оснований:

Всего семь кислот считаются сильными:

• Соляная кислота HCl
• Азотная кислота HNO3
• Серная кислота h3SO4
• Бромоводород HBr
• Иодоводородная кислота HI
• Хлорная кислота HClO4
• Хлорноватия кислота HClO3

Сильных оснований не намного больше, и не все из них растворимы в воде. К растворимым относятся:

• Гидроксид лития LiOH
• Гидроксид натрия NaOH
• Гидроксид калия KOH
• Гидроксид рубидия RbOH
• Гидроксид цезия CsOH

Раствор сильной кислоты с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 0. Раствор сильного основания с концентрацией 1 M (1 моль/литр) имеет pH равный 14. В большинстве задач значения pH будут лежать в границах от 0 до 14, однако отрицательные значения pH, также как и значения pH больше 14 вполне возможны.

Слабая кислота / слабое основание

Слабые кислоты и основания только частично диссоциируют в воде. Это усложняет вычисление pH. Хотя формула остается такой же: , для вычисления концентрации ионов [H+] понадобится еще константа диссоциации.

Формула константы диссоциации кислоты Ka:

где:
– концентрация ионов H+
– концентрация анионов
– концентрация недиссоциированного соединения
для реакции

Эта формула описывает состояние равновесия. Чтобы найти H+, составим следующую таблицу изменения концентрации. В таблице обозначим искомую концентрацию H+ как x:

Используем эти величины в формуле для Ka:

Получим квадратное уравнение:

Решаем его, выбрав положительный корень. После чего найденное значение можно подставить в формулу pH.

Тот же самый способ применим и к растворам оснований, только используется константа диссоциации основания и сначала рассчитывается pOH.

Обычно константы диссоциации даны в условии задачи, либо их можно посмотреть в таблице для известных соединений.

Стоит заметить, что в таблицах для некоторых кислот указывается несколько значений Ka. Это многоосновные кислоты, которые могут отдать в раствор более чем один протон. Однако, из-за молекулярных сил, значение Ka для каждого следующего протона уменьшается на несколько порядков.

Например, для фосфорной кислоты:

Поэтому в задачах обычно рассматривается отдача только одного протона, и для всех вычислений можно использовать стохиометрический коэффициент равный 1.

Гидролиз солей — химия, презентации

Гидролиз солей

Цель урока :

Исследовать реакцию среды растворов солей и вывести знания о гидролизе солей.

Формировать умения написания уравнений гидролиза разных типов солей, определять с помощью рН среду растворов.

Совершенствовать практические навыки.

Систематизировать знания о гидролизе солей.

Формировать системное мышление.

Лабораторная работа

• Исследуйте реакцию среды в растворах солей: хлорида цинка, карбоната натрия, хлорида натрия.
• Почему среда растворов различная?
• Реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом называется гидролизом.

А) Соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой.

•  Zn ( OH ) 2 – слабое основание
• ZnCl 2 — 
•  HCl – сильная кислота
• 1) диссоциация соли:
• ZnCl 2  Zn 2+ + 2Cl —  эти ионы

остаются

в растворе

• 2) диссоциация воды:
• H 2 O  OH — + H +



эти ионы соединяются в

катион слабого электролита

• Краткое ионное уравнение:

Zn 2 + + H 2 O  ZnOH + + H +

• Среда раствора соли кислая, рН  7,
• лакмус красный.
• Поскольку « виновником» гидролиза является катион Zn 2 + , говорят, что гидролиз идёт по катиону.
• Составьте полное ионное уравнение:
• Zn 2+ + 2 Cl — + H 2 O  ZnOH + + H + + 2 Cl —
• Составьте молекулярное уравнение:
• Zn Cl 2 + H 2 O  ZnOHCl + HCl

(основная соль)

Гидроксохлорид

цинка

Б) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой.

•  NaOH – сильное основание
• Na 2 CO 3 
•  H 2 CO 3 – слабая кислота
• 1) диссоциация соли:
• Na 2 CO 3  2Na + + CO 3 2-  эти ионы

соединяются в

катион слабого

электролита

• 2) диссоциация воды:
• H 2 O  OH — + H +



эти ионы остаются в растворе

• Краткое ионное уравнение:

CO 3 2- + H 2 O  HCO 3 — + OH —

Среда раствора соли – щелочная, рН  7,

лакмус синий .

• Поскольку «виновником» гидролиза является анион СО 3 2- , говорят гидролиз идёт по аниону .
• Составьте полное ионное уравнение:
• 2 Na +  СО 3 2-  Н 2 О  2 Na +  HCO 3 — + ОН —
• Составьте молекулярное уравнение:
• Na 2 CO 3  H 2 O  NaHCO 3  NaOH
• Определите тип соли, дайте ей название
• Кислая соль, гидрокарбонат натрия.

В) Соль образована сильным основанием и сильной кислотой .

NaOH – сильное основание

HCl — сильная кислота

• 1) диссоциация соли:
• NaCl  Na + + Cl —  эти ионы

остаются

в растворе

• 2) диссоциация воды:
• H 2 O  OH — + H +



эти ионы остаются в растворе

• Какие ионы соли при растворении в воде связываются с ионами воды ?
• Ионы соли не образуют с ионами воды слабого электролита, соль гидролизу не подвергается
• Определите среду раствора соли
• Среда раствора соли нейтральная,
• рН = 7,
• лакмус фиолетовый.

Г) Соль , образована слабым основанием и слабой кислотой.

• Лабораторный опыт: Исследуйте среду раствора нитрита аммония.
• Почему среда раствора слабокислая?

• NH 4 OH — слабое основание
• NH 4 NO 2 
• HNO 2 — слабая кислота

1) диссоциация

соли:

• NH 4 NO 2  NH 4 + + NO 2 —  эти
• ионы соединяются

в молекулы

слабого электролита

2) диссоциация

воды:



эти ионы соединяются в

молекулы слабого электролита

• Какие ионы соли при растворении в воде связываются с ионами воды ?
• Гидролиз идет и по катиону и по аниону одновременно.
• Какая будет среда раствора?
• Среда растворов солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием может быть нейтральной, слабокислой, слабощелочной
• (рН  7).

• Составьте краткое ионное, полное ионное уравнение гидролиза NH 4 NO 2
• NH 4 + + NO 2 — + H 2 O  NH 4 OH  HNO 2
• Составьте молекулярное уравнение гидролиза
• NH 4 NO 2  H 2 O  NH 4 OH  HNO 2
• Среда раствора NH 4 NO 2 — слабокислая .
• рН=7, лакмус розовый.

• Гидролиз соли протекает полностью необратимо, если продукты реакции выводятся из раствора в виде малорастворимого или летучего соединения.
• Составьте уравнение гидролиза Al 2 S 3
• Al(OH) 3 — слабое основание
• Al 2 S 3 
• H 2 S — слабая кислота
• Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3  + 3H 2 S ↑
• Среда раствора – нейтральная,
• рН = 7
• Лакмус фиолетовый.
• Такие соли в водных растворах не существуют.

Найдите в таблице растворимости две такие соли и запишите уравнения гидролиза этих c олей.

• Be(CH 3 COO) 2 + 2H 2 O → Be(OH) 2  + CH 3 COOH
• Среда раствора нейтральная
• рН =7
• Лакмус фиолетовый
• 2 FeCO 3 + H 2 O → (FeOH) 2 CO 3  + CO 2 ↑
• Среда раствора нейтральная
• рН =7
• Лакмус фиолетовый

7 щелочн . А n- + Н 2 О → Н А (n-1)- + ОН — слаб . сильн . слаб . К m+ + Н 2 О → К ОН (m-1)+ + Н + кислая сильн . сл.щел . =7 слаб . слаб . К m+ + А n- + Н 2 О → К ОН (m-1)+ + Н A (n-1)- нейтр . сл.кислая»

Гидролиз солей.

Уравнение гидролиза (I ступень)

Среда

раствора

рН

Соль образована

Основа-

нием

Кисло-

той

=7

нейт .

Не идет

сильн .

сильн .

7

щелочн .

А n- + Н 2 О → Н А (n-1)- + ОН —

слаб .

сильн .

слаб .

К m+ + Н 2 О → К ОН (m-1)+ + Н +

кислая

сильн .

сл.щел .

=7

слаб .

слаб .

К m+ + А n- + Н 2 О → К ОН (m-1)+ + Н A (n-1)-

нейтр .

сл.кислая

Самостоятельная работа.

• Напишите краткие ионные, полные ионные, молекулярные уравнения реакций гидролиза растворов солей: сульфида калия, нитрата магния, сульфата цезия, карбоната марганца( II ).

• Укажите характер среды, рН раствора,
• цвет лакмуса.

7; лакмус синий 2K + + S 2- + H 2 O  2K + + HS — + OH — K 2 S + H 2 O  KHS + KOH гидросульфид калия»

KOH → сильное основание

/

\

H 2 S → слабая кислота

• S 2- + H 2 O  HS — + OH — среда щелочная;

рН 7;

лакмус синий

• 2K + + S 2- + H 2 O  2K + + HS — + OH —

• K 2 S + H 2 O  KHS + KOH

гидросульфид

калия

Mg(OH) 2 → слабое основание

/

\

HNO 3 → сильная кислота

• Mg 2+ + H 2 O  MgOH + + H + среда кислая;

рН

лакмус красный.

• Mg 2+ + 2NO 3 — + H 2 O  MgOH + + H + + 2NO 3 —
• Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O  MgOHNO 3 + HNO 3

гидроксонитрат

магния

CsOH – сильное основание

/

\

H 2 SO 4 – сильная кислота

• Гидролиз не идёт,
• среда нейтральная.
• рН = 7; лакмус фиолетовый.

Mn ( OH ) 2 – слабое основание

/

\ H 2 CO 3 – слабая кислота

• Гидролиз идёт по катиону и аниону.

• Mn 2+ + CO 3 2- + H 2 O → (MnOH) 2 CO 3 ↓ + CO 2 ↑

• MnCO 3 + H 2 O → (MnOH) 2 CO 3 ↓ + CO 2 ↑
• Гидролиз не обратим.
• Среда нейтральная, рН = 7, лакмус фиолетовый.

Литература:

Н. Е. Дерябина «Общая химия», часть II , 2011г.

О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова «Химия», 11класс, профильный уровень, 2010г.

«Основания в свете ТЭД, их классификация и свойства». Вариант 4

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА ПО ХИМИИ

8 КЛАСС

ТЕМА: «ОСНОВАНИЯ В СВЕТЕ ТЭД, ИХ КЛАССИФИКАЦИЯ И СВОЙСТВА»

ВАРИАНТ 4

  Самостоятельные работы предназначены для текущей проверки знаний учащихся по всем программным темам 8 класса. Самостоятельные работы включают в себя 2 — 4 задания, на выполнение которых отводится от 10 до 20 минут. По усмотрению учителя задания самостоятельных работ могут быть использованы для индивидуального опроса учащихся или в качестве практических заданий во время зачетов или переводных экзаменов.

  1. Установите соответствие, приведите для каждого основания формулу соответствующего оксида.

  2. Приведите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций:

  а) Pb(NO₃)₂ + KOH —>

  б) FeO + Ba(OH)₂ —>

  в) H₃PO₄ + Ca(OH)₂ —>

  г) CrCl₃ + Mg(OH)₂ —>

  д) NaOH + SO₃ —>

  е) Mg(OH)₂ + HNO₃ —>

  3. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

  BaO —> Ba(OH)₂ —> Co(OH)₂ —> CoO

  Химия / 8 класс / Самостоятельные работы / Основания в свете ТЭД, их классификация и свойства

  Преподавателю: Данная самостоятельная работа по химии проводится с учащимися 8 класса общеобразовательной школы. По структуре и сложности задания самостоятельной работы соответствуют обязательному минимуму содержания по химии в полной средней школе, а также соответствуют тематическому поурочному планированию к учебнику О.С. Габриеляна для 2-х часовой программы. Данная самостоятельная работа может быть использована для контроля знаний учащихся по химии учителями, работающими по любым другим учебникам.

   Целью данной самостоятельной работы является контроль усвоения учащимися темы «Основания в свете ТЭД, их классификация и свойства».

Персональный сайт — Основания

Основания (гидроксиды).

Основания — это сложные вещества, которые состоят из атомов металла и одной или нескольких групп OH, называемой гидроксогруппой.

Способы получения оснований

Получение щелочи при реакции сильноосновного оксида с водой

Так как только сильноосновные оксиды способны реагировать с водой, этот способ можно использовать исключительно для получения сильных оснований или щелочей.

CaO(т) + H₂O(ж) → Ca(OH)₂(p)

Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, и поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.

Косвенное получение основания (гидроксида) при реакции соли со щелочью

Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.

CuSO₄(p) + 2NaOH(p) → Cu(OH)₂(т)↓ + Na₂SO₄(p)

Получение щелочи при реакции замещения типичного металла с водой.

Ca+2H₂O=Ca(OH)₂+H₂

Классификация оснований

• По растворимости в воде
  • Растворимые в воде основания (щёлочи): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂ , Ba(OH)₂ , Sr(OH)₂ , Ra(OH)₂, CsOH, RbOH, FrOH
  • Практически нерастворимые в воде: Mg(OH)₂, Zn(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃, Fe(OH)₃ , Be(OH)₂
  • Другие основания: NH₃ × H₂O

  Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды металлов и переходных элементов

• По количеству гидроксильных групп в молекуле
  • Однокислотные (NaOH),
  • Двукислотные (Cu(OH)₂)
  • Трехкислотные (Fe(OH)₃)
• По летучести
  • Летучие: NH₃, CH₃-NH₂
  • Нелетучие: Щелочи, нерастворимые основания
• Стабильность
  • Стабильные: NaOH, Ba(OH)₂
  • Нестабильные: NH₃

    ·H₂O

• По степени диссоциации
  • Сильные (α > 30%): Щелочи
  • Слабые (α < 3%): Нерастворимые основания
• По наличию кислорода
  • Кислородсодержащие: KOH, Sr(OH)₂
  • Бескислородные: Аммиак, амины
• Растворимость в H₂O
  • Растворимые: Na(OH), KOH, Ba(OH)₂, CH₃-NH₂
  • Нерастворимые: Cr(OH)₂, Mn(OH)₂, C₆H₅MH₂

Химические свойства

1. Действие на индикаторы:

• лакмус — синий,
• метилоранж — жёлтый,
• фенолфталеин — малиновый,

2. Основание + кислота = Соли + вода. Примечание: реакция не идёт, если и кислота и щёлочь слабые.

• NaOH + HCl = NaCl + H₂O

3. Щёлочь + кислотный или амфотерный оксид = соли + вода

• 2NaOH + SiO₂ = Na₂SiO₃ + H₂O

4. Щёлочь + соли = (новое) основание + (новая) соль. Примечание: исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы один из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться.

• Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaOH

5. Слабые основания при нагреве разлагаются:

• Cu(OH)₂ + Q = CuO + H₂O

6. При нормальных условиях невозможно получить гидроксиды серебра и ртути, вместо них в реакции появляются вода и соответствующий оксид:

• 2AgNO₃ + 2NaOH_(разб.) → 2NaNO₃ + Ag₂O + H₂O

Презентация. Гидролиз солей.

Тема урока: Гидролиз

солей

Что должны узнать на уроке:

— определение понятия «гидролиз»,

— научиться объяснять химические процессы, протекающие в водных растворах солей,

— научиться записывать уравнения реакций гидролиза.

ДЕЙСТВИЕ ИНДИКАТОРОВ

Индикаторы

Окраска индикатора в воде

Лакмусовая

бумага

жёлтая

Окраска индикатора в кислой среде

Фенолфталеин

Метилоранж

Окраска индикатора в щелочной среде

красная

бесцветная

оранжевая

синяя

бесцветная

малиновая

красная

желтая

«Сильные и слабые электролиты» .

Основания

Сильные

Кислоты

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH , KOH , NaOH , RbOH , CsOH , Ca ( OH ) 2 , Ba ( OH ) 2 , Sr ( OH ) 2

Слабые

HCl, H 2 SO 4 , HNO 3 , HI, HBr, HClO 4 , HClO 3

NH 4 OH и все нерастворимые основания

H 2 CO 3 , H 2 S, HClO, HClO 2 , H 3 PO 4 ,H 2 SiO 3 , HNO 2 , H 2 SO 3

« Почему растворы солей ведут себя по-разному?»

Внимание!

При работе не забывайте о правилах ТБ при обращении с химическими веществами.

7 NaCl  Нейтральная, слабощелочная или слабокислая   ОН — Гидролизу не подвергается     Н + и ОН — нейтральная  рН = 7   Н + и ОН — «

Гидролиз солей

№ п/п

Тип соли

1.

2.

Примеры

Образована слабым основанием и сильной кислотой.

Гидролиз

3.

Al Cl 3  

Образована сильным основанием и слабой кислотой.

Образована слабым основанием и слабой кислотой.

Na 2 C O 3  

Гидролиз по катиону

Среда раствора

и pH

4.

Кислая

рН

Гидролиз по аниону

Наличие ионов.

AI 2 S 3  

Образована сильным основанием и сильной кислотой.

  Н +

Гидролиз по катиону, и по аниону

Щелочная

рН 7

NaCl 

Нейтральная,

слабощелочная или слабокислая

  ОН —

Гидролизу

не подвергается

  Н + и ОН —

нейтральная 

рН = 7

  Н + и ОН —

AlCl 3 что сильнее, того и больше!

Al ( OH ) 3 HCl

слабое основание сильная кислота

[ ОН] —

Уравнение гидролиза:  

AICl 3   + НОН ↔ НС I + AIOHCl 2

AI 3+ + ЗС I —  +НОН ↔ Н +  +С I —  + AI OH 2+  +2С I —

AI 3+  + НОН ↔ AI OH 2+  + Н + 

[ H ] + Уравнение гидролиза:   Na 2 CO 3  + НОН ↔ NaOH + NaHCO 3 2Na +  +СO 3 2-  +НОН↔Na +  +ОН —  +Na +  +HCO 3 — СO 3 2-  + НОН ↔ ОН —  + НСO 3  —  «

Na 2 CO 3

NaOH H 2 CO 3

сильное основание слабая кислота

[ ОН] — [ H ] +

Уравнение гидролиза:  

Na 2 CO 3  + НОН ↔ NaOH + NaHCO 3

2Na +  +СO 3 2-  +НОН↔Na +  +ОН —  +Na +  +HCO 3 —

СO 3 2-  + НОН ↔ ОН —  + НСO 3  — 

NaCl

NaOH HCl

сильное основание сильная кислота

[ ОН] — = [ H ] +

Уравнение гидролиза:  

NaCl + НОН ↔ NaOH + НС I Na +  + С I —  + НОН ↔ Na +  + ОН —  + Н +  + С I —

НОН ↔ ОН —  + Н + 

Al 2 S 3

Al ( OH ) 3 H 2 S

слабое основание слабая кислота

[ ОН] — = [ H ] +

Уравнение гидролиза:  

Al 2 S 3 + 6 НОН = 2 Al ( OH ) 3 + 3 H 2 S

гидролиз – это реакция обмена между некоторыми солями и водой приводящая к образованию слабого электролита.

• Какую реакцию будут иметь водные растворы следующих солей:

1 вариант 2 вариант

а) нитрата цинка а) сульфида натрия

• Составьте молекулярное и сокращенное ионное уравнения гидролиза этих солей.

I вариант

Реакция раствора соли – кислая

Zn(NO 3 ) 2 + HOH ↔ HNO 3 + ZnOHNO 3

Zn 2+ + HOH ↔ ZnOH + + H +

II вариант

Реакция раствора соли – щелочная

Na 2 S + HOH ↔ NaOH + NaHS

S 2- + HOH ↔ OH — + HS —

Поставьте в тетрадках “+”, если вы с этим утверждением согласны:

1 – мне было комфортно на уроке

2 – я получил ответ на все интересующие меня вопросы

3 – я принимал активное участие во всех этапах урока. 

Домашнее задание:

§16, стр.171-181, упр.2-6, приведите свои примеры солей, которые будут иметь кислую, щелочную и нейтральную реакцию и напишите к ним ионные уравнения гидролиза.

таблиц сильных кислот и оснований

таблиц сильных кислот и оснований
(Вернуться на страницу 5 анионов)

ТАБЛИЦА СИЛЬНЫХ КИСЛОТ

Полностью ионизированный в воде
отдать один ( или более ) протонов на молекулу кислоты

ТАБЛИЦА ПРОЧНЫХ ОСНОВ

Полностью ионизированный в воде
дать один ( или более ) гидроксидов на основную молекулу

(Для списка распространенных слабых кислот
и основания, см. таблицу 8 -2 в Oxtoby)

Кислоты и основания | Grandinetti Group

С нашим пониманием сильных, слабых и неэлектролитов мы теперь можем изучить определение кислот и оснований Аррениуса:

Кислоты:

Вещество, которое производит ионы H ⁺ при растворении в H ₂ O.

Основания:

Вещество, которое производит ионы OH ^— при растворении в H ₂ O.

Например, HCl — это кислота,

и NaOH — основание,

Кислоты и основания, являющиеся сильными электролитами, называются сильными кислотами и сильными основаниями соответственно. Кислоты и основания, являющиеся слабыми электролитами, называются слабыми кислотами и слабыми основаниями соответственно.

Сильные кислоты

HCl является примером сильной кислоты:

HCl _(водн.) →
H ⁺ _(водн.)
+
Класс ^— _(водн.)

Другие примеры включают HBr, HI, HClO ₄ , HClO ₃ , H ₂ SO ₄ и HNO ₃ .

Слабые кислоты

HF является примером слабой кислоты:

Другие примеры включают HC ₂ H ₃ O ₂ , H ₂ CO ₃ , H ₂ SO ₃ , H ₃ PO ₃ и H ₃ PO ₄ . Последние четыре представляют собой примеры полипротонных кислот . Это кислоты, которые при растворении в воде могут образовывать более одного иона H ⁺ . H ₂ CO ₃ и H ₂ SO ₃ называются дипротонными кислотами , а H ₃ PO ₃ и H ₃ PO ₄ называются трипротонными кислотами .HF, HCl, HBr и HC ₂ H ₃ O ₂ являются примерами монопротоновых кислот . Диссоциация полипротонных кислот обычно происходит поэтапно. Например, только после того, как H ₃ PO ₄ потеряет свой первый ион H ⁺ , он потеряет свой второй ион H ⁺ , а затем он потеряет свой третий ион.

В этом примере все три вида H ₃ PO ₄ , H ₂ PO ₄ ^— и HPO ₄ ^2- являются слабыми электролитами, поэтому H ₃ PO ₄ считается слабой кислотой.H ₂ SO ₄ — еще один пример дипротоновой кислоты. В случае H ₂ SO ₄ первый ион H ⁺ образуется легко, поэтому разновидность H ₂ SO ₄ считается сильным электролитом (, т.е. сильная кислота). Однако разновидность HSO ₄ ^— является слабым электролитом.

Крепкие основания

NaOH — пример сильного основания:

NaOH _(водн.) →
Na ⁺ _(водн.)
+
ОН ^— _(водн.)

Другие примеры включают LiOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂ , Sr (OH) ₂ и Ba (OH) ₂ .

Слабые основания

Аммиак, NH ₃ , является хорошим примером слабого основания.

Другие примеры включают C ₆ H ₅ N (пиридин) и C ₆ H ₅ NH ₂ (анилин).

Домашнее задание от

Chemisty, The Central Science, 10-е изд.

4.1, 4.3, 4.5, 4.7, 4.9, 4.11, 4.13, 4.15, 4.17, 4.33, 4.35, 4.37,

Сильные и слабые кислоты и основания

ChemTeam: сильные и слабые кислоты и основания

Сильные и слабые кислоты и основания

Вернуться в меню Acid Base

Перейти к обсуждению pH сильных кислот и оснований.

I. Историческое введение

Я пока не буду это писать. Я потратил два часа, просматривая свои материалы, и не мог начать. Хотя я думаю, что эти события понятны старшеклассникам, я думаю, что это затянется. Может быть, атакую ​​в другой день. Кроме того, ваш учитель не будет проверять вас по истории !!

Все кислоты, основания и соли являются электролитами. Исторически это означало, что в электрохимической ячейке течет ток.Неэлектролиты, такие как сахар, не позволяют току течь в электрохимической ячейке.

Сванте Аррениус в 1884–1887 годах показал, что при растворении электролитов в растворе образуются ионы.

Проблема возникла с середины 1880-х годов. Некоторые электролиты (называемые слабыми) в растворе ведут себя в соответствии с так называемым законом разбавления Оствальда. Другие электролиты (называемые сильными) не подчиняются этому закону, и не было объяснения почему.

II. Современное значение сильного

Объяснение того, почему сильные электролиты ведут себя именно так, было впервые предложено в 1904 году, но не было доказано до 1923 года. Сильные электролиты в растворе на 100% диссоциируют на ионы. Исходная молекула сильного электролита как таковая не существует в растворе. Единственное, что присутствует — это ионы. Хлорид натрия — пример сильного электролита. В растворе существуют только Na ⁺ и Cl ¯. NaOH — другое. В растворе существуют только Na ⁺ и OH ¯.

Теперь, сказав, что если раствор достаточно сконцентрирован, вы формируете так называемые ионные пары. Не молекулы, заметьте.Na ⁺ и Cl¯ ненадолго соединяются с образованием NaCl, поэтому эффективная диссоциация составляет чуть меньше 100%. Сказав это, мы будем действовать так, как будто сильные электролиты всегда диссоциируют на 100%.

Некоторые кислоты считаются сильными, что означает, что они диссоциируют на 100% в растворе.

HCl	кислота соляная	HBr	кислота бромистоводородная
Привет	иодистоводородная кислота	HNO 3	азотная кислота
H 2 SO 4	серная кислота	H 2 SeO 4	селеновая кислота
HClO 3	хлорная кислота	HClO 4	хлорная кислота
HBrO 3	бромная кислота	HBrO 4	пербромовая кислота
HIO 3	йодная кислота	HIO 4	периодическая кислота

Вы должны запомнить этот список, потому что почти все кислоты слабые.Наиболее распространенным примером сильной кислоты, используемым учителями, является HCl. Остерегайтесь учителя, который пытается сбить вас с толку, используя другую сильную кислоту на тесте, при этом постоянно употребляя HCl в классе.

Пять из перечисленных выше кислот не часто встречаются в списках сильных кислот:

H ₂ SeO ₄ , HBrO ₃ , HBrO ₃ , HIO ₃ , HIO ₄

Пять пунктов о приведенном выше списке:

1. Идея 100% диссоциации начинает разрушаться по мере того, как растворы становятся более концентрированными.Обычно, если кислота диссоциирует на 100% в растворах с концентрацией 1,0 и менее, ее называют сильной.
2. Серная кислота и селеновая кислота считаются сильными только на первой стадии их диссоциации (это когда они теряют свои первые H ⁺ ).
3. Вот возможная проблема для вас, студент: вам дается задача, которая рассматривает серную кислоту (или селеновую кислоту) как 100% ионизированную на ОБЕИХ этапах диссоциации. Что делать? Как решить проблему, если ЗНАЕТЕ, что она неверна? Совет: решайте проблему так, как того требует проблема.Вы можете выбрать, хотите ли вы обсудить это со своим инструктором.
4. Однажды я видел HSCN в списке сильных кислот. Только один раз. Есть несколько других, которые «почти» сильны, и иногда автор учебника включает их в свой собственный список. Пикриновая кислота является одним из примеров «почти сильной» кислоты.
5. Хромовая кислота (H ₂ CrO ₄ ) иногда указывается как сильная кислота.

Некоторые базы считаются прочными.

LiOH	гидроксид лития
NaOH	натрия гидроксид
КОН	гидроксид калия
RbOH	рубидия гидроксид
CsOH	гидроксид цезия
* Ca (OH) 2	гидроксид кальция
* Sr (OH) 2	гидроксид стронция
* Ba (OH) 2	гидроксид бария

* Полностью диссоциирует в растворах 0.01 М или меньше. Это нерастворимые основания, которые ионизируются на 100%. Остальные пять в списке могут легко приготовить 1,0 М растворы и при этой концентрации диссоциируют на 100%.

Однажды я видел мнемоническое устройство, помогающее запомнить, какие базы являются сильными. Посмотрите на свою таблицу Менделеева, чтобы увидеть это расположение:

Li
Na
К	Ca
руб	Sr
CS	Ba
––––––
Fr	Ra

Вы заметите, что узор элементов очерчивает контур строчной буквы «b», как в основе.(Не обращайте внимания на строчку.) Обратите внимание, что я включил Fr и Ra. Они также являются сильными базами, но из-за проблем с радиоактивностью их обычно игнорируют. При этом следите за учителем, который никогда не упомянет Fr или Ra в контексте сильных оснований, а затем включит их в тест.

В обучающих примерах чаще всего используются NaOH и KOH. Фактически, остальные выглядят в этом списке забавно, потому что команда ChemTeam считает, что он никогда, никогда не использовал что-либо, кроме NaOH или KOH, в качестве примера при обсуждении сильных оснований.

Есть и другие сильные основания. Однако эти вещества редко обсуждаются на вводном занятии, поэтому вы, вероятно, не увидите их на тесте. Я упоминаю их здесь, чтобы вы хотя бы знали о них. Следует знать две категории:

1. Различные оксиды металлов, такие как Na ₂ O или CaO, образуют сильное основание в растворе. Однако ионизируется не оксид (например, Na ₂ O ионизируется в ионы Na ⁺ и O ² ¯.Оксид реагирует с водой с образованием гидроксид-иона. Вот пример:
   

   Na ₂ O + H ₂ O —> 2NaOH

2. Другой категорией сильных оснований являются амиды, такие как KNH ₂ (амид калия) или Ca (NH ₂ ) ₂ (амид кальция). Еще раз, есть химическая реакция, которая производит гидроксид. В случае амидов NH ₂ ¯ оттягивает ион водорода от молекулы воды, образуя гидроксид-ион.

Запомните приведенный выше список, так как почти все остальное слабое.То же предупреждение, что и в отношении поведения учителя, как указано выше.

Все соли, которых много, считаются сильными электролитами. Три наиболее распространенных примера:

NaCl — хлорид натрия

KCl — хлорид калия

Na ₂ SO ₄ — сульфат натрия

Еще три, выбранных случайным образом:

MgSO ₄ — сульфат магния

KBr — бромид калия

FeCl ₂ — хлорид железа (II)

III.Современное значение слабого

Слабые электролиты диссоциируют в растворе, но они диссоциируют менее чем на 100%. Обычные примеры, изучаемые студентами, диссоциируют только от 1% до 5%.

Фактически, эта частичная диссоциация имела место в середине 1880-х годов, когда был объявлен закон Оствальда о разбавлении. Просто потребовалось время, чтобы правильное объяснение (т.е. 100% диссоциация) поведения сильного электролита пришло в голову кому-то.

Классическая слабая кислота — уксусная кислота.Фактически, он имеет собственное сокращение HAc, где H означает водород, а Ac означает ацетат. ChemTeam попытается использовать несколько различных слабых кислот в следующих примерах.

Классическим слабым основанием является аммиак (NH ₃ ).

Кроме того, мы сталкиваемся с некоторыми техническими особенностями языка. Вот уравнение Бренстеда-Лоури для растворения аммиака в воде:

NH ₃ + H ₂ O ⇌ NH ₄ ⁺ + OH ¯

Аммиак не диссоциирует в том смысле, в каком HAc диссоциирует в воде.Вообще говоря, здесь используется слово ионизация, а не диссоциация.

Перейти к обсуждению pH сильных кислот и оснований.

Вернуться в меню кислотной основы

Кислоты / Основания — Обзор MCAT

Кислота и щелочь

СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ КИСЛОТЫ

Ионизация

Есть два класса кислот: сильные кислоты и слабые кислоты.Обратите внимание, что сильный
кислоты и основания редко вызывают беспокойство в биохимии (поскольку они в целом
химия). Сильные кислоты полностью ионизируются (распадаются на ионы) при растворении в воде.
Другими словами, сильная кислота — хороший донор протонов. Например, сильная
кислота HCl отдает все свои протоны воде:

Есть только несколько сильных кислот, все они перечислены ниже.HCl (соляная
кислота, содержащаяся в пищеварительных соках желудка) является хорошим примером сильной кислоты.

Поскольку сильные кислоты полностью ионизируют, [H ⁺ ] раствора делает
с сильной кислотой легко разобраться, так как она равна молярности
решение.Таким образом, 0,1 М раствор HCl имеет [H ⁺ ] 0,1. А 0,029
Раствор M HCl имеет [H ⁺ ] 0,029 и так далее. (Помните, что это
справедливо только до тех пор, пока молярность вашего раствора несколько больше, чем
10 ^–7 M. В противном случае, для растворов настолько разбавленных, что H ⁺
обычно присутствует в чистой воде, сопоставимо или больше, вам нужно будет взять
[H ⁺ ] чистой воды.)

Как и в случае с сильными кислотами, существует всего несколько сильных оснований, которые
полностью ионизировать.Например, когда гидроксид натрия ионизируется в воде, в результате
гидроксид-ион легко принимает протон:

Сильные базы перечислены в таблице ниже.

Большинство кислот биологического происхождения слабые.В части 1 этого урока мы видели
что в чистой воде очень небольшой процент молекул H ₂ O диссоциирует
с образованием ионов H ⁺ и OH ^— . Большинство молекул в чистом виде
вода остается неизменной, как H ₂ O. То же самое можно сказать и о слабых кислотах. Когда
слабые кислоты растворяются в воде, только некоторые молекулы кислоты фактически диссоциируют
(разваливаются), в то время как большинство других остаются нетронутыми.

Процент распадающихся молекул зависит от слабой кислоты.Некоторые слабые кислоты диссоциируют очень минимально, и, как следствие, такая кислота
имеет небольшую кислотную силу. Другие слабые кислоты диссоциируют сильнее, и, как следствие,
имеют большую кислотную силу.

Степень диссоциации слабой кислоты в воде описывается кислотой .
константа диссоциации, K _a .

Для разложения уксусной кислоты (кислоты в уксусе) в воде,

выражение константы равновесия (или кислотной диссоциации) для реакции
дается

(помните, что по соглашению [H ₂ O] не используется в выражении, потому что реакция протекает в воде). Нижний индекс «a» на K _a напоминает о том, что это число представляет собой константу диссоциации кислоты.Чем больше K _a , тем больше кислота диссоциирует (или реагирует с водой) с образованием ионов H ₃ O ⁺ и тем сильнее кислота.

Обратите внимание на то, что значения K _a для слабых кислот имеют тенденцию быть очень маленькими. Поскольку эти числа с показателями степени обычно громоздки, значения K _a обычно конвертируются в значения pK _a , почти так же, как значения [H ⁺ ] конвертируются в pH.

Например, K _a уксусной кислоты равно 1.74 x 10 ^–5 .

pK _a для уксусной кислоты, следовательно, pK _a = –log
(1,74 x 10 ^–5 ) = 4,76.

Ниже приведена таблица, в которой перечислены некоторые распространенные слабые кислоты и их K _, и
pK _a значений.

Обратите внимание, что чем меньше K _a , тем больше
ПК _а . Таким образом, более сильные кислоты представлены более крупными K _a
значения, но меньшие значения pK _a .

Также, является ли кислота сильной или слабой, можно легко определить по
это K _a или pK _a :

Гидрониевая кислота (H ₃ O ⁺ ), которая является протонированной формой
вода, это разделительная линия между сильной и слабой кислотой.Другими словами, сильный
кислота определяется как та, которая ионизируется в большей степени, чем H ₃ O ⁺
кислотная форма воды (K _a = 1, pK _a = 0). Другой способ
Говоря так, если вы добавите сильную кислоту в воду, большая ее часть ионизируется, в то время как
для слабой кислоты большинство остается в ее сопряженной кислоте (протонированной) форме.

Сильные и слабые кислоты и основания

Ищете мнение эксперта?

Давайте взглянем на вашу работу и подскажем, как ее улучшить!

Нанять консультанта

кислоты и основания

.