Um zu verstehen, was Hydrolyse von Salzen ist, erinnern wir uns zunächst daran, wie Säuren und Laugen dissoziieren.

Allen Säuren ist gemeinsam, dass bei ihrer Dissoziation zwangsläufig Wasserstoffkationen (H +) entstehen, während bei der Dissoziation aller Alkalien immer Hydroxidionen (OH −) entstehen.

Wenn in einer Lösung aus dem einen oder anderen Grund mehr H + -Ionen vorhanden sind, spricht man in dieser Hinsicht von einer sauren Reaktion des Mediums in der Lösung, bei OH – von einer alkalischen Reaktion des Mediums.

Wenn bei Säuren und Laugen alles klar ist, wie reagiert das Medium dann in Salzlösungen?

Auf den ersten Blick sollte es immer neutral sein. Und woher kommt zum Beispiel in einer Natriumsulfidlösung der Überschuss an Wasserstoffkationen oder Hydroxidionen? Natriumsulfid selbst bildet bei der Dissoziation keine Ionen der einen oder anderen Art:

Na 2 S = 2Na + + S 2-

Wenn Sie jedoch beispielsweise mit wässrigen Lösungen von Natriumsulfid, Natriumchlorid, Zinknitrat und einem elektronischen pH-Meter (einem digitalen Gerät zur Bestimmung des Säuregehalts eines Mediums) konfrontiert würden, würden Sie auf ein ungewöhnliches Phänomen stoßen. Das Gerät würde Ihnen anzeigen, dass der pH-Wert der Natriumsulfidlösung größer als 7 ist, d. h. es liegt ein deutlicher Überschuss an Hydroxidionen vor. Das Medium der Natriumchloridlösung wäre neutral (pH = 7) und die Zn(NO 3) 2-Lösung wäre sauer.

Das Einzige, was unsere Erwartungen erfüllt, ist die Umgebung der Natriumchloridlösung. Sie erwies sich wie erwartet als neutral.
Aber woher kommt der Überschuss an Hydroxidionen in einer Lösung von Natriumsulfid und an Wasserstoffkationen in einer Lösung von Zinknitrat?

Versuchen wir es herauszufinden. Dazu müssen wir die folgenden theoretischen Punkte verstehen.

Man kann sich jedes Salz als Produkt der Wechselwirkung einer Säure und einer Base vorstellen. Säuren und Basen werden in starke und schwache unterteilt. Erinnern wir uns daran, dass als stark solche Säuren und Basen bezeichnet werden, deren Dissoziationsgrad nahezu 100 % beträgt.

Hinweis: Schwefelsäure (H 2 SO 3) und Phosphorsäure (H 3 PO 4) werden oft als mittelstarke Säuren eingestuft, bei der Betrachtung von Hydrolyseaufgaben sollten sie jedoch als schwach eingestuft werden.

Saure Reste schwacher Säuren können reversibel mit Wassermolekülen interagieren und ihnen Wasserstoffkationen H + entziehen. Beispielsweise interagiert das Sulfidion, das der saure Rest einer schwachen Schwefelwasserstoffsäure ist, wie folgt mit dieser:

S 2- + H 2 O ↔ HS − + OH −

HS − + H 2 O ↔ H 2 S + OH −

Wie Sie sehen, entsteht durch diese Wechselwirkung ein Überschuss an Hydroxidionen, der für die alkalische Reaktion des Mediums verantwortlich ist. Das heißt, die sauren Rückstände schwacher Säuren erhöhen die Alkalität der Umgebung. Bei Salzlösungen, die solche sauren Rückstände enthalten, heißt es, dass dies der Fall sei Anionenhydrolyse.

Saure Rückstände starker Säuren interagieren im Gegensatz zu schwachen nicht mit Wasser. Das heißt, sie beeinflussen den pH-Wert der wässrigen Lösung nicht. Beispielsweise ist Chloridion ein saurer Rest einer starken Säure Salzsäure, reagiert nicht mit Wasser:

Das heißt, Chloridionen beeinflussen den pH-Wert der Lösung nicht.

Von den Metallkationen können nur diejenigen, die schwachen Basen entsprechen, mit Wasser interagieren. Zum Beispiel das Zn 2+-Kation, das der schwachen Base Zinkhydroxid entspricht. In wässrigen Lösungen von Zinksalzen laufen folgende Prozesse ab:

Zn 2+ + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Zn(OH) + + H 2 O ↔ Zn(OH) + + H +

Wie aus den obigen Gleichungen ersichtlich ist, reichern sich durch die Wechselwirkung von Zinkkationen mit Wasser Wasserstoffkationen in der Lösung an, wodurch der Säuregehalt der Umgebung erhöht wird, d. h. der pH-Wert sinkt. Enthält das Salz Kationen, die schwachen Basen entsprechen, spricht man in diesem Fall vom Salz hydrolysiert am Kation.

Metallkationen, die starken Basen entsprechen, interagieren nicht mit Wasser. Beispielsweise entspricht das Na+-Kation einer starken Base – Natriumhydroxid. Daher reagieren Natriumionen nicht mit Wasser und beeinflussen den pH-Wert der Lösung in keiner Weise.

Basierend auf dem oben Gesagten können Salze in vier Arten unterteilt werden, nämlich die gebildeten:

1) eine starke Base und eine starke Säure,

Solche Salze enthalten weder saure Rückstände noch Metallkationen, die mit Wasser interagieren, d.h. kann den pH-Wert einer wässrigen Lösung beeinflussen. Lösungen solcher Salze haben eine neutrale Reaktionsumgebung. Sie sagen über solche Salze, dass sie unterliegen keiner Hydrolyse.

Beispiele: Ba(NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4 usw.

2) starke Base und schwache Säure

In Lösungen solcher Salze reagieren nur saure Reste mit Wasser. Mittwoch wässrige Lösungen solche Salze sind alkalisch, in Bezug auf Salze dieser Art sagt man, dass sie am Anion hydrolysieren

Beispiele: NaF, K 2 CO 3, Li 2 S usw.

3) schwache Base und starke Säure

In solchen Salzen reagieren Kationen mit Wasser, saure Rückstände reagieren jedoch nicht - Hydrolyse von Salz durch Kation, die Umgebung ist sauer.

Beispiele: Zn(NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4 usw.

4) eine schwache Base und eine schwache Säure.

Sowohl Kationen als auch Anionen saurer Reste reagieren mit Wasser. Es kommt zur Hydrolyse solcher Salze sowohl Kation als auch Anion oder. Sie sagen auch über solche Salze, denen sie ausgesetzt sind irreversible Hydrolyse.

Was bedeutet es, dass sie irreversibel hydrolysiert sind?

Da in diesem Fall sowohl Metallkationen (oder NH 4 +) als auch Anionen des sauren Rests mit Wasser reagieren, erscheinen in der Lösung sowohl H + -Ionen als auch OH – -Ionen, die eine äußerst schlecht dissoziierende Substanz bilden – Wasser (H 2 O). .

Dies wiederum führt dazu, dass Salze, die aus sauren Resten schwacher Basen und schwacher Säuren entstehen, nicht oder gar nicht durch Austauschreaktionen, sondern nur durch Festphasensynthese gewonnen werden können. Wenn beispielsweise eine Lösung von Aluminiumnitrat mit einer Lösung von Natriumsulfid gemischt wird, tritt anstelle der erwarteten Reaktion Folgendes auf:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S = Al 2 S 3 + 6NaNO 3 (− die Reaktion läuft so nicht ab!)

Folgende Reaktion wird beobachtet:

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O= 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S + 6NaNO 3

Aluminiumsulfid kann jedoch leicht durch Verschmelzen von Aluminiumpulver mit Schwefel gewonnen werden:

2Al + 3S = Al 2 S 3

Wenn Aluminiumsulfid zu Wasser gegeben wird, unterliegt es, genau wie beim Versuch, es in einer wässrigen Lösung zu gewinnen, einer irreversiblen Hydrolyse.

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Chemisch kann der pH-Wert einer Lösung mithilfe von Säure-Base-Indikatoren bestimmt werden.

Säure-Base-Indikatoren sind organische Substanzen, deren Farbe vom Säuregehalt des Mediums abhängt.

Die häufigsten Indikatoren sind Lackmus, Methylorange und Phenolphthalein. Lackmus verfärbt sich in einer sauren Umgebung rot und in einer alkalischen Umgebung blau. Phenolphthalein ist in einer sauren Umgebung farblos, verfärbt sich jedoch in einer alkalischen Umgebung purpurrot. Methylorange wird in saurer Umgebung rot und in alkalischer Umgebung gelb.

In der Laborpraxis werden häufig mehrere Indikatoren gemischt und so ausgewählt, dass sich die Farbe der Mischung über einen weiten Bereich von pH-Werten ändert. Mit ihrer Hilfe können Sie den pH-Wert einer Lösung mit einer Genauigkeit von eins bestimmen. Diese Mischungen heißen universelle Indikatoren.

Es gibt spezielle Geräte – pH-Meter, mit denen Sie den pH-Wert von Lösungen im Bereich von 0 bis 14 mit einer Genauigkeit von 0,01 pH-Einheiten bestimmen können.

Hydrolyse von Salzen

Wenn einige Salze in Wasser gelöst werden, wird das Gleichgewicht des Wasserdissoziationsprozesses gestört und dementsprechend ändert sich der pH-Wert der Umgebung. Dies liegt daran, dass Salze mit Wasser reagieren.

Hydrolyse von Salzen – chemische Austauschwechselwirkung gelöster Salzionen mit Wasser, die zur Bildung schwach dissoziierender Produkte (Moleküle schwacher Säuren oder Basen, Anionen saurer Salze oder Kationen basischer Salze) führt und mit einer Änderung des pH-Werts des Mediums einhergeht.

Betrachten wir den Hydrolyseprozess in Abhängigkeit von der Art der Basen und Säuren, die das Salz bilden.

Salze, die durch starke Säuren und starke Basen (NaCl, kno3, Na2so4 usw.) gebildet werden.

Sagen wir dass bei der Reaktion von Natriumchlorid mit Wasser eine Hydrolysereaktion unter Bildung einer Säure und einer Base stattfindet:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Um eine korrekte Vorstellung von der Natur dieser Wechselwirkung zu bekommen, schreiben wir die Reaktionsgleichung in ionischer Form und berücksichtigen dabei, dass die einzige schwach dissoziierende Verbindung in diesem System Wasser ist:

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

Wenn identische Ionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung gelöscht werden, bleibt die Wasserdissoziationsgleichung erhalten:

H 2 O ↔ H + + OH -

Wie Sie sehen können, enthält die Lösung im Vergleich zu ihrem Gehalt in Wasser keinen Überschuss an H+- oder OH--Ionen. Darüber hinaus entstehen keine weiteren schwach dissoziierenden oder schwerlöslichen Verbindungen. Daraus schließen wir Salze, die durch starke Säuren und Basen gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse, und die Reaktion von Lösungen dieser Salze ist die gleiche wie in Wasser, neutral (pH = 7).

Beim Aufstellen ionenmolekularer Gleichungen für Hydrolysereaktionen ist es notwendig:

1) Schreiben Sie die Salzdissoziationsgleichung auf;

2) Bestimmen Sie die Art des Kations und Anions (finden Sie das Kation einer schwachen Base oder das Anion einer schwachen Säure);

3) Schreiben Sie die ionisch-molekulare Gleichung der Reaktion auf und berücksichtigen Sie dabei, dass Wasser ein schwacher Elektrolyt ist und dass die Ladungssumme auf beiden Seiten der Gleichung gleich sein sollte.

Salze, die aus einer schwachen Säure und einer starken Base bestehen

(N / A 2 CO 3 , K 2 S,CH 3 COONA Und usw. .)

Betrachten Sie die Hydrolysereaktion von Natriumacetat. Dieses Salz in Lösung zerfällt in Ionen: CH 3 COONa ↔ CH 3 COO - + Na + ;

Na + ist das Kation einer starken Base, CH 3 COO – ist das Anion einer schwachen Säure.

Na + -Kationen können keine Wasserionen binden, da NaOH, eine starke Base, vollständig in Ionen zerfällt. Anionen schwacher Essigsäure CH 3 COO – binden Wasserstoffionen unter Bildung leicht dissoziierter Essigsäure:

CH 3 COO - + HON ↔ CH 3 COOH + OH -

Es ist zu erkennen, dass durch die Hydrolyse von CH 3 COONa ein Überschuss an Hydroxidionen in der Lösung gebildet wurde und die Reaktion des Mediums alkalisch wurde (pH > 7).

Daraus können wir schließen Salze, die aus einer schwachen Säure und einer starken Base gebildet werden, hydrolysieren am Anion ( Ein N - ). In diesem Fall binden die Salzanionen H-Ionen + , und OH-Ionen reichern sich in der Lösung an - , was ein alkalisches Milieu (pH>7) verursacht:

An n - + HOH ↔ Han (n -1)- + OH - , (bei n=1 entsteht HAn – eine schwache Säure).

Die Hydrolyse von Salzen, die aus di- und tribasischen schwachen Säuren und starken Basen gebildet werden, verläuft schrittweise

Betrachten wir die Hydrolyse von Kaliumsulfid. K 2 S dissoziiert in Lösung:

K 2 S ↔ 2K + + S 2- ;

K + ist das Kation einer starken Base, S 2 ist das Anion einer schwachen Säure.

Kaliumkationen nehmen an der Hydrolysereaktion nicht teil, nur schwache Hydrosulfidanionen interagieren mit Wasser. Bei dieser Reaktion ist der erste Schritt die Bildung schwach dissoziierender HS-Ionen und der zweite Schritt die Bildung einer schwachen Säure H 2 S:

1. Stufe: S 2- + HOH ↔ HS - + OH - ;

2. Stufe: HS - + HOH ↔ H 2 S + OH - .

Die in der ersten Hydrolysestufe gebildeten OH-Ionen verringern die Wahrscheinlichkeit einer Hydrolyse in der nächsten Stufe erheblich. Ergebend praktische Bedeutung handelt es sich in der Regel um einen Prozess, der nur in der ersten Stufe abläuft und sich in der Regel auf die Beurteilung der Hydrolyse von Salzen unter Normalbedingungen beschränkt.

Methodische Entwicklung des Unterrichts

„Wässrige Lösungsumgebung“

Ziel: Bildung der Forschungskompetenz der Studierenden bei der Untersuchung der Umgebung wässriger Elektrolytlösungen und Methoden ihrer qualitativen Analyse.

Aufgaben:

1. Den Schülern eine Vorstellung von den Medientypen wässriger Lösungen (sauer, neutral, alkalisch) vermitteln;
2. Betrachten Sie das Konzept der „Indikatoren“ und die wichtigsten Arten von Indikatoren (Lackmus, Phenolphthalein, Methylorange);
3. Untersuchen Sie Veränderungen in der Farbe von Indikatoren in verschiedenen Umgebungen;
4. Identifizieren Sie während eines chemischen Experiments den optimalen Indikator zur Bestimmung des sauren und alkalischen Milieus einer Lösung.
5. Analysieren Sie die Beziehung zwischen der Lösungsumgebung und dem pH-Wert.
6. Die Fähigkeiten der Studierenden entwickeln, mit einem universellen Indikator zu arbeiten;
7. Ermittlung der Abhängigkeit der Farbe der Säfte einiger Pflanzen (insbesondere Rotkohl) vom Lösungsmedium.

Form: Lektion - Forschung. Mit diesem Formular können Sie alle Phasen der chemischen Forschung beim Studium eines bestimmten Themas simulieren.

Diese Lektion kombiniert auf harmonische Weise die Problemmethode und ein chemisches Experiment, das als Mittel zum Beweis oder zur Widerlegung der aufgestellten Hypothesen dient.

Die wichtigste Aktivitätsform im Unterricht ist die selbstständige Arbeit von Schülern in Paaren oder Gruppen, die gleiche oder unterschiedliche Aufgaben (je nach Option) ausführen, um ein breiteres Informationsspektrum für die gesamte Klasse zu erhalten.

Methodische Anmerkungen sind kursiv geschrieben.

Org-Moment. Stufe I – motivierend

Guten Tag! Die Welt um uns herum ist voller Substanzen unterschiedlicher Struktur und Eigenschaften. Wenn wir sie kennen, können wir uns selbst kennen.

Die optimalste und umfassendste Art des Lernens ist die Forschung. Heute lade ich uns ein, uns nicht als Schüler und Lehrer vorzustellen, sondern als Mitarbeiter eines seriösen Labors, erfahrene Chemieforscher. (Spieltechnologie) Folie Nr. 1

Lassen Sie mich Ihnen zunächst eine Frage stellen, die einer meiner Kollegen an mich gerichtet hat: „Was haben das alte Karthago und das moderne Holland gemeinsam?“ ( problembasiertes Lernen) (Diskussion der Antwortmöglichkeiten)

Tatsächlich sind Umweltprobleme, die sowohl dem einen als auch dem anderen Staat gemeinsam sind, häufig.

Historischer Bezug:Karthago war einst ein sehr mächtiger Staat, der seine Vorherrschaft im Mittelmeerraum verteidigte. Infolge des dritten punischen Krieges wurde die Stadt mit einer halben Million Einwohnern völlig zerstört und die überlebenden Einwohner in die Sklaverei verkauft. Die Römer riefen: „Carthago delendam esse!“ („Karthago muss zerstört werden!“).Folie Nr. 2

Der Ort, an dem sich die Stadt befand, war mit Salz bedeckt. Niemand bedeckt das moderne Holland mit Salz, aber dieser Staat kämpft aktiv gegen die Globalisierung Umweltprobleme, einschließlich solcher, die durch Überschwemmungen verursacht wurden. (interdisziplinäre Verbindungen)

Problematische Frage:

Glauben Sie, dass es in Jegorjewsk Umweltprobleme gibt? Welche?

(Bodenverschmutzung, Verschmutzung von Gewässern, Atmosphäre, viel Müll auf den Straßen usw.)

Eines der wichtigsten Probleme istProblem der Wasserreinheit. Wasser gelangt über Pumpstationen, die es aus großen Tiefen fördern, aus artesischen Brunnen in das Wasserversorgungssystem. Aber einst war die Wasserquelle im Dorf Wysokoje (an der Stelle, an der Jegorjewsk entstand) der Fluss Guslitsa. Folie Nr. 3

Schauen wir uns eine moderne Wasserprobe aus dem Fluss Guslitsa an. Bewerten Sie Farbe, Transparenz, Geruch und das Vorhandensein suspendierter Partikel.

Alle diese Analysemethoden beziehen sich auforganoleptisch.Erklären Sie den Namen des Konzepts. (Das heißt, sie werden mit Hilfe der menschlichen Sinne durchgeführt).

Frage zum Nachdenken:Können wir allein aufgrund der Ergebnisse organoleptischer Methoden Rückschlüsse auf die Umweltreinheit von Wasserproben ziehen?

(Das ist unmöglich. Wasser kann Partikel enthalten, die wir nicht sehen – äußerlich unsichtbar).

Wir sind angekommen zum Problem : Wie kann man das Vorhandensein unsichtbarer Partikel in einer Lösung feststellen? (problembasiertes Lernen)

Stufe II – Lösung des Problems

Ziel Unsere heutige Forschung: Untersuchung einiger Methoden zur qualitativen Analyse wässriger Lösungen (d. h. des Gehalts verschiedener Partikel in ihnen). Welche Methoden können Sie nutzen?

(Chemische Reaktionen können durchgeführt werden -qualitative Reaktionen, was das Vorhandensein bestimmter Partikel in der Lösung beweist.)

Oder Sie verwenden spezielle Substanzen - Indikatoren.

Frage zum Nachdenken:Indikatoren sind Ihnen aus Biologie, Physik und anderen Studiengängen bekannt Akademische Disziplinen. Welche Bedeutung hat Ihrer Meinung nach der Begriff „Indikator“ in der Chemie?

Eine Definition auf einer Folie korrigieren: Folie Nummer 4

Indikator ist ein Stoff, der je nach Lösungsumgebung seine Farbe ändert.

Frage zum Nachdenken:Verstehen Sie alles in dieser Definition?

(Was ist ein „Lösungsmedium“? Welche Arten gibt es?) Dies Thema Unsere heutige Lektion, schreiben Sie sie in Ihr Notizbuch:

« Wässrige Lösungsumgebung ».

Die große Wissenschaft der Logik wird Ihnen helfen, die Arten von Medien in wässrigen Lösungen zu identifizieren! ... und das Wissen über die Klassen anorganischer Verbindungen.

Ich schlage vor, die erste logische Kette aufzubauen, indem ich die relevanten Fragen beantworte:

1. Zu welcher Klasse gehören Stoffe mit Formeln: HCl, H 2 SO 4, HNO 3, H 2 S? (Säuren) Folie Nr. 5
2. Welche Kationen entstehen bei der Dissoziation in Lösung? dieser Klasse Verbindungen? (Wasserstoffkationen)

Schreiben Sie die Dissoziationsgleichung von Salpetersäure an die Tafel

HNO 3 → H + + NO 3 -

Hinweis: Der Name des Lösungsmediums leitet sich in diesem Fall vom Namen der entsprechenden Verbindungsklasse ab ( saures Milieu).

1. Konstruieren Sie die folgende logische Kette für Verbindungen, die durch die Formeln ausgedrückt werden: NaOH, Ca(OH) 2, KOH, Ba(OH) 2 . (Basen, Alkalien) Folie Nr. 6

Schreiben Sie die Gleichung für die vollständige Dissoziation von Bariumhydroxid an die Tafel

Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH -

Hinweis: Denken Sie an die Klassifizierung der Basen! Zerfallen alle Basen in einer wässrigen Lösung in Ionen? Der Name des Mediums leitet sich von der Bezeichnung der löslichen Basen ab. (alkalisch)

1. Zu welcher Klasse gehören folgende Stoffe: Kaliumsulfat, Bariumchlorid, Calciumnitrat? (Salz). Folie Nr. 7 K 2 SO 4, BaCl 2, Ca(NO 3) 2
2. Entstehen beim Auflösen dieser Verbindungen in Wasser Partikel, die den sauren oder alkalischen Charakter der Lösung kennzeichnen? (nicht gebildet)

Schreiben Sie die Dissoziationsgleichung für Kaliumsulfat an die Tafel

K 2 SO 4 → 2K + + SO 4 2-

Hinweis: Der Name des Mediums rührt von der Abwesenheit von Wasserstoffkationen und Hydroxogruppenanionen her. (neutral)

Lassen Sie uns ein Klassifizierungsschema für Umgebungen erstellen Schema auf der Tafel(Pädagogik der Zusammenarbeit)

UMGEBUNG WÄSSRIGER LÖSUNGEN

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___________________

(Übung für die Augen)

Wir haben also herausgefunden, dass es drei Arten von wässrigen Lösungsumgebungen gibt (sauer, neutral und alkalisch).

Die Indikatoren, die wir bereits zu Beginn der Lektion besprochen haben, helfen uns, den Säuregehalt der Gewässer zu messen.

Indikatoren - Dies sind Substanzen, die je nach Lösungsumgebung ihre Farbe ändern.

Indikatoren sind unterschiedlich. Heute werden wir drei Hauptthemen kennenlernen:blauer Lackmus, Methylorange und Phenolphthalein.

Jeder von ihnen ändert seine Farbe je nach Lösungsumgebung unterschiedlich. Daher besteht unsere Aufgabe darin, den optimalsten Indikator für jede Lösungsumgebung auszuwählen.

Lassen Sie uns eine Tabelle erstellen, mit der wir arbeiten können: Folie Nr. 9

		Orangenschnaps	Phenolphthalein
Säurelösung
Alkalilösung
Salzlösung

Gießen Sie 2-3 ml Salzsäurelösung in drei Reagenzgläser. Fügen Sie jeweils 1 Tropfen Indikatoren hinzu (im Reagenzglas Nr. 1 - Methylorange, im Reagenzglas Nr. 2 - Phenolphthalein, im Reagenzglas Nr. 3 - blauer Lackmus).

Notieren Sie die beobachteten Veränderungen in Ihrem Notizbuch.

Übung: Markieren Sie den Namen des Indikators, der sich am besten zur Bestimmung des Säuregehalts einer wässrigen Lösung eignet!

Gießen Sie 2-3 ml Natriumhydroxidlösung in drei Reagenzgläser. Fügen Sie jeweils 1 Tropfen Indikatoren hinzu (im Reagenzglas Nr. 1 - Methylorange, im Reagenzglas Nr. 2 - Phenolphthalein, im Reagenzglas Nr. 3 - blauer Lackmus).

Beobachten Sie die Farbveränderung. Notieren Sie beobachtete Veränderungen in einem Notizbuch

Übung: Markieren Sie den Namen des Indikators, der sich am besten zur Bestimmung des alkalischen Milieus einer wässrigen Lösung eignet!

Diskussion der experimentellen Ergebnisse. Ausfüllen der Tabelle in einem Notizbuch (Schüler) und auf einer Folie (Lehrer).(Pädagogik der Zusammenarbeit)

Formulierung der Schlussfolgerungen:In einer sauren Umgebung wird die Farbe von Methylorange rot, Lackmus wird rot, Phenolphthalein ändert seine Farbe nicht. Daher ist der optimalste Indikator zur Bestimmung des sauren Milieus einer LösungOrangenschnaps.

In einer alkalischen Umgebung wird die Farbe von Methylorange gelb, Lackmus blau und Phenolphthalein purpurrot. Daher ist der optimalste Indikator zur Bestimmung einer alkalischen UmgebungPhenolphthalein.

Sie sind mit neuem Wissen ausgestattet. Können Sie nun die Umgebung der Wasserprobe untersuchen?

Versuchen Sie, die Umgebung einer Wasserprobe mithilfe optimaler Indikatoren zu bestimmen. Gießen Sie dazu eine kleine Menge des Testwassers aus einem Chemikalienbecher in drei saubere Reagenzgläser und geben Sie jeweils den entsprechenden Indikator (Phenolphthalein, Methylorange) hinzu.

Beobachten Sie signifikante Farbveränderungen von Indikatoren in Lösungen? (Nein).

Welche Hypothesen können Sie aufstellen?

1. Die Lösungsumgebung ist weder sehr sauer noch sehr alkalisch, daher können Indikatoren den Unterschied nicht erkennen.
2. Das Medium ist neutral, daher verändert sich die Farbe der Indikatoren nicht.

Tatsächlich ist das Spektrum der Eigenschaften der Lösungsumgebung sehr breit: von stark sauer bis stark alkalisch.

Er wird in Einheiten von 0 bis 14 ausgedrückt, die als pH-Wert (pH) bezeichnet werden -PH Wert.(fortgeschrittenes Lernen)

PH Wert– Wert, der den Gehalt an Wasserstoffkationen in der Lösung charakterisiert. Es gibt genaue Universalindikatoren.Folie Nr. 10

Fortgeschrittenes Lernen. Aus wissenschaftlicher Sicht ist der pH-Wert negativ dezimaler Logarithmus Konzentration von Wasserstoffionen in Lösung. Bisher gibt es für Sie viele unverständliche Wörter, aber in der 11. Klasse werden wir uns wieder dieser Menge widmen und sie aus der Perspektive des bis dahin vorhandenen Wissens genauer betrachten.

Aufgabe im Notizbuch:

Identifizieren Sie anhand der erhaltenen Informationen den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und der Lösungsumgebung. Schreiben Sie Ihre Schlussfolgerungen in Ihr Notizbuch.

Schlussfolgerungen:

Bei pH > 7 ist die Lösungsumgebung alkalisch

Bei pH = 7 ist die Lösungsumgebung neutral

Bei pH< 7 среда раствора sauer

Um den pH-Wert zu bestimmen und die Lösungsumgebung genauer zu bestimmen, gibt es verschiedene Methoden: Säure-Base-Titration, Messung der elektromotorischen Kraft (EMF) oder Verwendung von Universalindikatorpapier.

Geben Sie Universalindikatorpapier in eine Wasserprobe in einem Becherglas.

Vergleichen Sie die darauf erhaltene Farbe mit der pH-Farbskala.

Frage zum Nachdenken: Was ist die Lösungsumgebung der Probe, die Sie erhalten haben?

Es lohnt sich auf jeden Fall, die Art des Mediums hinsichtlich der Stärke (schwach, stark) anzugeben.

Problematische Frage: Können Sie nun eine Aussage über den ökologischen Zustand der Ihnen gegebenen Wasserprobe treffen?

(Nein. Da wir keine Umweltstandards kennen, wissen wir nicht, womit wir unsere Proben vergleichen sollen.)

Für einige Lösungen können Sie den Säuregehalt der angegebenen Proben mit einer herkömmlichen pH-Wert-Skala vergleichen.

Auf der Folie wird eine pH-Wert-Skala erstellt Folie Nr. 11

Problematische Probleme:

1. Welche Flüssigkeiten sind Ihrer Meinung nach für Menschen mit Magengeschwüren nicht zu empfehlen? Warum?

(Alle schwach und stark sauren Lösungen (Kaffee, Zitrone, Apfel, Tomatensaft, Coca-Cola) können durch übermäßigen Säuregehalt eine Verschlimmerung von Magengeschwüren verursachen.)

1. Was hat Ihrer Meinung nach das Ammoniak, das Hausfrauen dem Wasser zum Glaswaschen hinzufügen, und die Seife, die wir zum Händewaschen verwenden, gemeinsam?

(Sowohl Seifenlösung als auch Ammoniak sind alkalisch und helfen so, Schmutz zu entfernen.)Folie Nr. 12

Problematische Frage:Manchmal müssen wir die Lösungsumgebung zu Hause bestimmen. Ich habe aber kein universelles Indikatorpapier zur Hand. Was zu tun ist? (problembasiertes Lernen)

Information: Es stellt sich heraus, dass einige Gemüse- und Obstsorten über Indikatorfähigkeit verfügen. Sie enthalten ein pH-empfindliches Pigment (Anthocyan).

Das sind die Früchte von Dunkelblau, lila: Rüben, Brombeeren, schwarze Johannisbeeren, Kirschen, dunkle Weintrauben, einschließlich Rotkohl.

Information: Zu Hause können Sie Indikatorpapiere herstellen.

Nehmen Sie Rotkohlsaft und tränken Sie einige Stücke Filterpapier damit. Die Blätter sollten trocknen gelassen werden. Danach schneiden Sie das Filterpapier in dünne Streifen.Die Indikatorpapiere sind fertig!Wir wünschen Ihnen erfolgreiche Experimente! (human-persönlich)

Stufe III. Die letzte Phase der Studie:

Wir sind am Ende unserer Forschung angelangt. Sie haben vorhin gesagt, dass wir, um eine Schlussfolgerung über die Übereinstimmung von Wasserproben mit dem Säuregehaltstandard ziehen zu können, eigene Angaben machen müssen nützliche Informationenüber die in der Welt und in unserem Land geltenden Hygiene- und Hygienestandards.

Eine nützliche Information:Gemäß den Hygieneanforderungen an die Wasserqualität zentraler Trinkwasserversorgungssysteme (SanPiN 2.1.4.559-96) muss Trinkwasser unbedenklich sein chemische Zusammensetzung und haben günstige organoleptische Eigenschaften.

pH-Wert für Wasser trinken muss der Norm von 6-9 Einheiten entsprechen, für Stauseen 6,5 - 8,5. Forscher haben herausgefunden, dass eine saure Umgebung für Wasserlebewesen besonders schädlich ist als eine alkalische. Bei Wasserpflanzen wirkt sich ein Anstieg des Wassersäuregehalts vor allem auf die Störung des Kalziumstoffwechsels und der Bildung von Zellmembranen, deren Teilung sowie den Verlauf der Photosynthesereaktion aus.

Für Wasserteilchen Im Trinkwasser sollte der Gehalt an Nitraten 45 mg/l und an Phosphaten 3,5 mg/l nicht überschreiten. Nitrat- und Phosphationen tragen zur Überwucherung von Gewässern mit Vegetation bei und verursachen so das Wachstum von Plankton. Dieses wiederum stirbt ab und nimmt große Mengen Sauerstoff auf, wodurch das Wasser seine Fähigkeit zur Selbstreinigung verliert. Nitrate können für Menschen und Wasserlebewesen giftig sein.

Der erhöhte Eisengehalt im Wasser führt zu Eisenablagerungen in der Leber und ist deutlich schädlicher als Alkoholismus. Die maximal zulässige Eisenkonzentration im Wasser beträgt 0,3 mg/l. (gesundheitsschonende Technologien)

III. Betrachtung Themen zur Diskussion:

1. Entspricht der pH-Wert des zu prüfenden Wassers der Norm?
2. Bei welchen Zubereitungen handelt es sich um eine saure Lösung?
3. In welchen Zubereitungen ist die Lösung alkalisch?
4. Wie ändern Indikatoren in einer solchen Umgebung ihre Farbe?

Schlüsselfrage:

Glauben Sie, dass die bisher erhaltenen Informationen über die Qualität von Wasserproben ausreichen, um eine endgültige Schlussfolgerung über deren Umweltverträglichkeit und Reinheit zu ziehen? (Nicht ausreichend. Eine vollständige qualitative Analyse vom Gehalt verschiedener Teilchen (Ionen) darin).

Fazit: Man muss sich lange und sorgfältig mit dem Thema beschäftigen, um aus der Forschung vollständige und richtige Schlussfolgerungen zu ziehen.

D.Z. Absatz 28, Bsp. Nr. 2,3 Seite 46

Hydrolyse von Salzen. Wässrige Lösungsumgebung: sauer, neutral, alkalisch

Laut Theorie elektrolytische Dissoziation In einer wässrigen Lösung interagieren gelöste Partikel mit Wassermolekülen. Eine solche Wechselwirkung kann zu einer Hydrolysereaktion (aus dem Griechischen) führen. Wasserkraft- Wasser, Lyse- Verfall, Zersetzung).

Hydrolyse ist die Reaktion des metabolischen Abbaus einer Substanz mit Wasser.

Unterliegen einer Hydrolyse verschiedene Substanzen: anorganisch – Salze, Metallcarbide und -hydride, Nichtmetallhalogenide; organisch - Haloalkane, Ester und Fette, Kohlenhydrate, Proteine, Polynukleotide.

Wässrige Lösungen von Salzen haben unterschiedliche Bedeutungen pH-Wert und verschiedene Arten von Medien – sauer ($pH 7$), neutral ($pH = 7$). Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass Salze in wässrigen Lösungen einer Hydrolyse unterliegen können.

Das Wesentliche der Hydrolyse ist der Austausch chemische Wechselwirkung Kationen oder Anionen von Salz mit Wassermolekülen. Durch diese Wechselwirkung entsteht eine leicht dissoziierende Verbindung (schwacher Elektrolyt). Und in einer wässrigen Salzlösung tritt ein Überschuss an freien Ionen $H^(+)$ oder $OH^(-)$ auf und die Salzlösung wird sauer bzw. alkalisch.

Klassifizierung von Salzen

Man kann sich jedes Salz als Produkt der Reaktion einer Base mit einer Säure vorstellen. Beispielsweise wird das Salz $KClO$ aus der starken Base $KOH$ und der schwachen Säure $HClO$ gebildet.

Abhängig von der Stärke von Base und Säure können vier Arten von Salzen unterschieden werden.

Betrachten wir das Verhalten von Salzen verschiedener Art in Lösung.

1. Salze, die aus einer starken Base und einer schwachen Säure bestehen.

Beispielsweise wird das Salz Kaliumcyanid $KCN$ aus der starken Base $KOH$ und der schwachen Säure $HCN$ gebildet:

$(KOH)↙(\text"starke Monosäure-Base")←KCN→(HCN)↙(\text"schwache Monosäure")$

1) leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (ein sehr schwacher amphoterer Elektrolyt), die durch die Gleichung vereinfacht werden kann

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

$KCN=K^(+)+CN^(-)$

Die bei diesen Prozessen gebildeten $Н^(+)$- und $CN^(-)$-Ionen interagieren miteinander und binden sich an Moleküle eines schwachen Elektrolyten – Blausäure $HCN$, während das Hydroxid – $ОН^(-) Das $-Ion bleibt in Lösung und bestimmt dadurch seine alkalische Umgebung. Die Hydrolyse erfolgt am $CN^(-)$-Anion.

Schreiben wir die vollständige Ionengleichung des ablaufenden Prozesses (Hydrolyse) auf:

$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$

Dieser Prozess ist reversibel und chemisches Gleichgewicht nach links verschoben (in Richtung Ausgangsstoffbildung), weil Wasser ist ein viel schwächerer Elektrolyt als Blausäure $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

a) In der Lösung gibt es freie Hydroxidionen $OH^(-)$ und ihre Konzentration ist größer als in reinem Wasser, daher hat die Salzlösung $KCN$ alkalische Umgebung($pH > 7$);

b) $CN^(-)$-Ionen nehmen an der Reaktion mit Wasser teil, in diesem Fall sagt man das Anionenhydrolyse. Weitere Beispiele für Anionen, die mit Wasser reagieren:

Betrachten wir die Hydrolyse von Natriumcarbonat $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"starke einwertige Base")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"schwache zweiwertige Säure")$

Die Hydrolyse des Salzes erfolgt am Anion $CO_3^(2-)$.

$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

Hydrolyseprodukte - saures Salz$NaHCO_3$ und Natriumhydroxid $NaOH$.

Das Medium einer wässrigen Natriumcarbonatlösung ist alkalisch ($pH > 7$), da die Konzentration von $OH^(-)$-Ionen in der Lösung zunimmt. Auch das Säuresalz $NaHCO_3$ kann einer Hydrolyse unterliegen, die in sehr geringem Ausmaß erfolgt und vernachlässigt werden kann.

Um zusammenzufassen, was Sie über die Anionenhydrolyse gelernt haben:

a) je nach Anion werden Salze in der Regel reversibel hydrolysiert;

b) das chemische Gleichgewicht ist bei solchen Reaktionen stark nach links verschoben;

c) die Reaktion des Mediums in Lösungen ähnlicher Salze ist alkalisch ($pH > 7$);

d) Durch die Hydrolyse von Salzen schwacher mehrbasiger Säuren entstehen saure Salze.

2. Salze, die aus einer starken Säure und einer schwachen Base bestehen.

Betrachten wir die Hydrolyse von Ammoniumchlorid $NH_4Cl$.

$(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache Monosäure-Base")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"starke Monosäure")$

In einer wässrigen Salzlösung laufen zwei Prozesse ab:

1) leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (einem sehr schwachen amphoteren Elektrolyten), die durch die Gleichung vereinfacht werden kann:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) vollständige Dissoziation des Salzes (starker Elektrolyt):

$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$

Die resultierenden $OH^(-)$- und $NH_4^(+)$-Ionen interagieren miteinander und erzeugen $NH_3·H_2O$ (schwacher Elektrolyt), während die $H^(+)$-Ionen in Lösung bleiben und es verursachen sauerste Umgebung.

Die vollständige Ionengleichung für die Hydrolyse lautet:

$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$

Der Prozess ist reversibel, das chemische Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe, weil Wasser $Н_2О$ ist ein viel schwächerer Elektrolyt als Ammoniakhydrat $NH_3·H_2O$.

Abgekürzte Ionengleichung für Hydrolyse:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

a) In der Lösung gibt es freie Wasserstoffionen $H^(+)$, und ihre Konzentration ist größer als in reinem Wasser, daher ist die Salzlösung vorhanden saure Umgebung($pH

b) Ammoniumkationen $NH_4^(+)$ nehmen an der Reaktion mit Wasser teil; in diesem Fall sagen sie, dass es kommt Hydrolyse durch Kation.

Auch mehrfach geladene Kationen können an der Reaktion mit Wasser teilnehmen: doppelt aufgeladen$М^(2+)$ (zum Beispiel $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), außer Erdalkalimetallkationen, Drei-Ladegerät$M^(3+)$ (zum Beispiel $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Betrachten wir die Hydrolyse von Nickelnitrat $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"schwache zweiwertige Säure")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"starke einbasige Säure")$

Die Hydrolyse des Salzes erfolgt am Kation $Ni^(2+)$.

Die vollständige Ionengleichung für die Hydrolyse lautet:

$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$

Abgekürzte Ionengleichung für Hydrolyse:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Hydrolyseprodukte - basisches Salz$NiOHNO_3$ und Salpetersäure $HNO_3$.

Das Medium einer wässrigen Lösung von Nickelnitrat ist sauer ($рН

Die Hydrolyse des $NiOHNO_3$-Salzes erfolgt in deutlich geringerem Ausmaß und kann vernachlässigt werden.

Um zusammenzufassen, was Sie über die kationische Hydrolyse gelernt haben:

a) je nach Kation werden Salze in der Regel reversibel hydrolysiert;

b) das chemische Gleichgewicht der Reaktionen ist stark nach links verschoben;

c) die Reaktion des Mediums in Lösungen solcher Salze ist sauer ($pH).

d) Durch die Hydrolyse von Salzen, die durch schwache Polysäurebasen gebildet werden, entstehen basische Salze.

3. Salze, die aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure bestehen.

Es ist Ihnen offensichtlich bereits klar, dass bei solchen Salzen sowohl das Kation als auch das Anion hydrolysiert werden.

Ein schwaches Basenkation bindet $OH^(-)$-Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwaches Fundament; Das Anion einer schwachen Säure bindet $H^(+)$-Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwache Säure. Die Reaktion von Lösungen dieser Salze kann neutral, schwach sauer oder leicht alkalisch sein. Dies hängt von den Dissoziationskonstanten der beiden schwachen Elektrolyte Säure und Base ab, die durch Hydrolyse entstehen.

Betrachten Sie zum Beispiel die Hydrolyse von zwei Salzen: Ammoniumacetat $NH_4(CH_3COO)$ und Ammoniumformiat $NH_4(HCOO)$:

1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache einbasige Säure")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"starke einbasige Säure");$

2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"schwache einbasige Säure")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"schwache einbasige Säure").$

In wässrigen Lösungen dieser Salze interagieren Kationen der schwachen Base $NH_4^(+)$ mit Hydroxyionen $OH^(-)$ (denken Sie daran, dass Wasser $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ dissoziiert ) und die Anionen schwacher Säuren $CH_3COO^(-)$ und $HCOO^(-)$ interagieren mit Kationen $Н^(+)$ unter Bildung von Molekülen schwacher Säuren – Essigsäure $CH_3COOH$ und Ameisensäure $HCOOH$.

Schreiben wir die Ionengleichungen der Hydrolyse:

1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$

2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$

Auch in diesen Fällen ist die Hydrolyse reversibel, allerdings verschiebt sich das Gleichgewicht hin zur Bildung von Hydrolyseprodukten – zwei schwachen Elektrolyten.

Im ersten Fall ist das Lösungsmedium neutral ($pH = 7$), weil $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. Im zweiten Fall ist das Lösungsmedium schwach sauer (pH).

Wie Sie bereits bemerkt haben, ist die Hydrolyse der meisten Salze ein reversibler Prozess. Im Zustand des chemischen Gleichgewichts wird nur ein Teil des Salzes hydrolysiert. Einige Salze werden jedoch durch Wasser vollständig zersetzt, d. h. Ihre Hydrolyse ist ein irreversibler Prozess.

In der Tabelle „Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser“ finden Sie den Hinweis: „in aquatische Umgebung zersetzen“ – das bedeutet, dass solche Salze einer irreversiblen Hydrolyse unterliegen. Beispielsweise unterliegt Aluminiumsulfid $Al_2S_3$ in Wasser einer irreversiblen Hydrolyse, da die bei der Hydrolyse des Kations entstehenden $H^(+)$-Ionen durch die bei der Hydrolyse des Anions gebildeten $OH^(-)$-Ionen gebunden werden. Dies verstärkt die Hydrolyse und führt zur Bildung von unlöslichem Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoffgas:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

Daher kann Aluminiumsulfid $Al_2S_3$ nicht durch eine Austauschreaktion zwischen wässrigen Lösungen zweier Salze, beispielsweise Aluminiumchlorid $AlCl_3$ und Natriumsulfid $Na_2S$, erhalten werden.

Auch andere Fälle irreversibler Hydrolyse sind möglich; sie sind nicht schwer vorherzusagen, denn damit der Prozess irreversibel ist, ist es notwendig, dass mindestens eines der Hydrolyseprodukte die Reaktionssphäre verlässt.

Um zusammenzufassen, was Sie über die kationische und anionische Hydrolyse gelernt haben:

a) Wenn Salze sowohl am Kation als auch am Anion reversibel hydrolysiert werden, verschiebt sich das chemische Gleichgewicht in den Hydrolysereaktionen nach rechts;

b) die Reaktion des Mediums ist entweder neutral oder schwach sauer oder schwach alkalisch, was vom Verhältnis der Dissoziationskonstanten der resultierenden Base und Säure abhängt;

c) Salze können sowohl das Kation als auch das Anion irreversibel hydrolysieren, wenn mindestens eines der Hydrolyseprodukte die Reaktionssphäre verlässt.

4. Salze, die aus einer starken Base und einer starken Säure bestehen, unterliegen keiner Hydrolyse.

Zu diesem Schluss sind Sie offensichtlich selbst gekommen.

Betrachten wir das Verhalten von Kaliumchlorid $KCl$ in einer Lösung.

$(KOH)↙(\text"starke Monosäure-Base")←KCl→(HCl)↙(\text"starke Monosäure").$

Salz in einer wässrigen Lösung dissoziiert in Ionen ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), aber bei Wechselwirkung mit Wasser kann kein schwacher Elektrolyt gebildet werden. Das Lösungsmedium ist neutral ($pH=7$), weil Die Konzentrationen der Ionen $H^(+)$ und $OH^(-)$ in der Lösung sind gleich, wie in reinem Wasser.

Weitere Beispiele für solche Salze sind Alkalimetallhalogenide, Nitrate, Perchlorate, Sulfate, Chromate und Dichromate, Erdalkalimetallhalogenide (außer Fluoriden), Nitrate und Perchlorate.

Es sollte auch beachtet werden, dass die reversible Hydrolysereaktion vollständig dem Prinzip von Le Chatelier folgt. Deshalb Die Salzhydrolyse kann verstärkt werden(und es sogar irreversibel machen) auf folgende Weise:

a) Wasser hinzufügen (Konzentration verringern);

b) die Lösung erhitzen, was die endotherme Dissoziation von Wasser erhöht:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

was bedeutet, dass die Menge an $H^(+)$ und $OH^(-)$, die für die Hydrolyse des Salzes notwendig sind, zunimmt;

c) eines der Hydrolyseprodukte zu einer schwerlöslichen Verbindung binden oder eines der Produkte in die Gasphase entfernen; Beispielsweise wird die Hydrolyse von Ammoniumcyanid $NH_4CN$ aufgrund der Zersetzung von Ammoniakhydrat unter Bildung von Ammoniak $NH_3$ und Wasser $H_2O$ erheblich beschleunigt:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hydrolyse von Salzen

Legende:

Die Hydrolyse kann wie folgt unterdrückt werden (wodurch die Menge des hydrolysierten Salzes deutlich reduziert wird):

a) die Konzentration des gelösten Stoffes erhöhen;

b) die Lösung abkühlen (um die Hydrolyse zu reduzieren, sollten Salzlösungen konzentriert und bei niedrigen Temperaturen gelagert werden);

c) eines der Hydrolyseprodukte in die Lösung einbringen; Ansäuern Sie beispielsweise die Lösung, wenn ihre Umgebung aufgrund der Hydrolyse sauer ist, oder alkalisieren Sie sie, wenn sie alkalisch ist.

Bedeutung von Hydrolyse

Die Hydrolyse von Salzen hat sowohl praktische als auch praktische Auswirkungen biologische Bedeutung. Schon in der Antike wurde Asche als Waschmittel verwendet. Die Asche enthält Kaliumcarbonat $K_2CO_3$, das in Wasser zu Anionen hydrolysiert; die wässrige Lösung wird durch die bei der Hydrolyse gebildeten $OH^(-)$-Ionen seifig.

Heutzutage verwenden wir im Alltag Seife, Waschpulver und andere Reinigungsmittel. Der Hauptbestandteil von Seife sind Natrium- und Kaliumsalze höherer Fettsäuren. Carbonsäuren: Stearate, Palmitate, die hydrolysiert sind.

Die Hydrolyse von Natriumstearat $C_(17)H_(35)COONa$ wird durch die folgende Ionengleichung ausgedrückt:

$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,

diese. Die Lösung hat ein leicht alkalisches Milieu.

Die Zusammensetzung von Waschpulvern und anderen Reinigungsmittel Speziell werden Salze anorganischer Säuren (Phosphate, Carbonate) eingebracht, die die Reinigungswirkung durch Erhöhung des pH-Wertes des Mediums verstärken.

Im fotografischen Entwickler sind Salze enthalten, die das notwendige alkalische Milieu der Lösung erzeugen. Dies sind Natriumcarbonat $Na_2CO_3$, Kaliumcarbonat $K_2CO_3$, Borax $Na_2B_4O_7$ und andere Salze, die am Anion hydrolysieren.

Wenn der Säuregehalt des Bodens nicht ausreicht, entwickeln Pflanzen eine Krankheit namens Chlorose. Die Symptome sind eine Gelbfärbung oder Weißfärbung der Blätter sowie ein verzögertes Wachstum und eine verzögerte Entwicklung. Wenn $pH_(Boden) > 7,5$, dann wird Ammoniumsulfatdünger $(NH_4)_2SO_4$ hinzugefügt, was dazu beiträgt, den Säuregehalt aufgrund der im Boden auftretenden Hydrolyse des Kations zu erhöhen:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$

Die biologische Rolle der Hydrolyse bestimmter Salze, aus denen unser Körper besteht, ist von unschätzbarem Wert. Beispielsweise enthält das Blut Natriumbicarbonat- und Natriumhydrogenphosphatsalze. Ihre Aufgabe besteht darin, eine bestimmte Reaktion der Umwelt aufrechtzuerhalten. Dies geschieht aufgrund einer Gleichgewichtsverschiebung der Hydrolyseprozesse:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

Bei einem Überschuss an $H^(+)$-Ionen im Blut binden diese an $OH^(-)$-Hydroxidionen und das Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts. Bei einem Überschuss an $OH^(-)$-Hydroxidionen verschiebt sich das Gleichgewicht nach links. Aus diesem Grund schwankt der Säuregehalt des Blutes eines gesunden Menschen leicht.

Ein weiteres Beispiel: Menschlicher Speichel enthält $HPO_4^(2-)$-Ionen. Dank ihnen wird in der Mundhöhle ein bestimmtes Milieu aufrechterhalten (pH=7-7,5).

Die Reaktion einer Stofflösung in einem Lösungsmittel kann auf drei Arten erfolgen: neutral, sauer und alkalisch. Die Reaktion hängt von der Konzentration der Wasserstoffionen H + in der Lösung ab.

Reines Wasser zerfällt in sehr geringem Maße in H+-Ionen und Hydroxylionen OH-.

PH Wert

Der Wasserstoffindex ist eine praktische und allgemein akzeptierte Möglichkeit, die Konzentration von Wasserstoffionen auszudrücken. Bei reinem Wasser ist die Konzentration von H + gleich der Konzentration von OH – und das Produkt der Konzentrationen von H + und OH –, ausgedrückt in Gramm-Ionen pro Liter, ist ein konstanter Wert von 1,10 –14

Aus diesem Produkt können Sie die Konzentration der Wasserstoffionen berechnen: =√1,10 -14 =10 -7 /g-Ion/l/.

Dieser Gleichgewichtszustand /„neutral“/ wird normalerweise durch pH 7/p – den negativen Logarithmus der Konzentration, H – Wasserstoffionen, 7 – den Exponenten mit dem umgekehrten Vorzeichen/ bezeichnet.

Eine Lösung mit einem pH-Wert über 7 ist alkalisch; sie enthält weniger H+-Ionen als OH-; Eine Lösung mit einem pH-Wert unter 7 ist sauer, sie enthält mehr H+-Ionen als OH-.

In der Praxis verwendete Flüssigkeiten weisen eine Konzentration an Wasserstoffionen auf, die üblicherweise im pH-Bereich von 0 bis 1 schwankt

Indikatoren

Indikatoren sind Stoffe, die je nach Konzentration der Wasserstoffionen in der Lösung ihre Farbe ändern. Anhand von Indikatoren wird die Reaktion der Umwelt ermittelt. Die bekanntesten Indikatoren sind Brombenzol, Bromthymol, Phenolphthalein, Methylorange usw. Jeder der Indikatoren arbeitet innerhalb bestimmter pH-Grenzen. Beispielsweise verändert sich Bromthymol Gelb bei pH 6,2 bis blau bei pH 7,6; neutraler roter Indikator – von rot bei pH 6,8 bis gelb bei pH 8; Brombenzol – von gelb bei pH 4,0 bis blau bei pH 5,6; Phenolphthalein – von farblos bei pH 8,2 bis violett bei pH 10,0 usw.

Keiner der Indikatoren funktioniert über die gesamte pH-Skala von 0 bis 14. In der Sanierungspraxis ist es jedoch nicht erforderlich, hohe Konzentrationen an Säuren oder Laugen zu bestimmen. Am häufigsten kommt es zu Abweichungen von 1 bis 1,5 pH-Einheiten vom Neutralwert in beide Richtungen.

Um die Reaktion der Umwelt in der Sanierungspraxis zu ermitteln, wird eine Mischung verschiedener Indikatoren verwendet, die so ausgewählt sind, dass sie kleinste Abweichungen von der Neutralität markieren. Diese Mischung wird als „universeller Indikator“ bezeichnet.

Universalindikator - transparente Flüssigkeit orange Farbe. Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Alkalität erhält die Indikatorlösung einen grünlichen Farbton, bei zunehmender Alkalität wird sie blau. Je höher die Alkalität der Testflüssigkeit ist, desto intensiver wird die blaue Farbe.

Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Säure wird die Lösung des Universalindikators rosa, bei einem Anstieg des Säuregehalts rot (karminroter oder gesprenkelter Farbton).

Veränderungen in der Reaktion der Umgebung in den Gemälden entstehen durch deren Schädigung durch Schimmel; Veränderungen finden sich häufig an Stellen, an denen Etiketten mit alkalischem Kleber (Kasein, Bürokleber etc.) verklebt wurden.

Zur Durchführung der Analyse benötigen Sie neben einem Universalindikator destilliertes Wasser und sauberes Filterpapier Weiß und ein Glasstab.

Fortschritt der Analyse

Ein Tropfen destilliertes Wasser wird auf das Filterpapier gegeben und einweichen gelassen. Neben diesem Tropfen wird ein zweiter Tropfen aufgetragen und auf die Teststelle aufgetragen. Für einen besseren Kontakt wird das Papier mit dem zweiten Tropfen oben mit einer Glasplatte abgerieben. Anschließend wird im Bereich der Wassertropfen ein Tropfen eines Universalindikators auf das Filterpapier aufgetragen. Als Kontrolle dient der erste Wassertropfen, dessen Farbe mit einem in der Lösung getränkten Tropfen aus der Testfläche verglichen wird. Eine Farbabweichung vom Kontrollabfall weist auf eine Veränderung hin – eine Abweichung des Mediums von der Neutralität.

NEUTRALISIERUNG DER ALKALISCHEN UMGEBUNG

Die behandelte Stelle wird mit einer 2 %igen wässrigen Lösung aus Essig- oder Zitronensäure angefeuchtet. Wickeln Sie dazu eine kleine Menge Watte um eine Pinzette, befeuchten Sie diese mit einer Säurelösung, drücken Sie sie aus und tragen Sie sie auf die angegebene Stelle auf.

Reaktion Überprüfen Sie dies unbedingt Universalindikator!

Der Vorgang wird fortgesetzt, bis der gesamte Bereich vollständig neutralisiert ist.

Nach einer Woche sollte die Umgebungsprüfung wiederholt werden.

NEUTRALISIERUNG VON SAUREM MEDIUM

Der behandelte Bereich wird mit einer 2 %igen wässrigen Lösung von Ammoniumoxidhydrat /Ammoniak/ befeuchtet. Der Neutralisationsvorgang ist der gleiche wie bei einem alkalischen Medium.

Die Umgebungsprüfung sollte nach einer Woche wiederholt werden.

WARNUNG: Der Neutralisationsprozess erfordert große Sorgfalt, da eine übermäßige Behandlung zur Peroxidation oder Alkalisierung des behandelten Bereichs führen kann. Darüber hinaus kann Wasser in Lösungen dazu führen, dass die Leinwand schrumpft.