ЕЛЕКТРОЛІТИ І НЕЕЛЕКТРОЛІТИ

Речовини, розчини та розплави яких проводять електричний струм у розчинах чи розплавах, називають електролітами. Ми говоритимемо тільки про речовини - електроліти, маючи на увазі їх знаходження в розчинах.

розчини солей, кислот, цукор, бензин, бензол, хлороформ

основ гліцерин спирт, гази.

До них відносяться речовини з іонним та полярним ковалентним зв'язком (KCl, NiSO₄, HCl, H₂SO₄ , NaOH, Ba(OH)₂ , KOH та ін.). Самі електроліти ще поділяються на сильні, слабкі, середні електроліти. Особливо важливою є така класифікація для кислот. Якщо віднесення солей і основ до сильних електролітів можна приблизно зробити за розчинністю, то кислот необхідно розгляд багатьох чинників за складом, будовою. Класифікація електролітів за силою наведена в таблиці (додаток 1).

Сухі солі та основи, безводні кислоти електричний струм не проводять. Це говорить про те, що при розчиненні у воді такі речовини зазнають серйозних змін. p align="justify"> Електропровідність розчинів цих речовин пояснює теорія електролітичної дисоціації (ТЕД), початку якої поклав Сванте Август Арреніус в 1887 році.

ІІ. ДИСОЦІАЦІЯ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. фарбування індикаторів у різних середовищах

Процес розпаду речовин електролітів на іони підлогу дією розчинника або в розплаві називається електролітичною дисоціацією.

Це оборотний процес і позначається стрілками оборотності *:

Скільки молекул розпадається на іони, стільки молекул і утворюється.

* Деякі автори процеси дисоціації сильних електролітів зображують стрілкою, спрямованої вперед, а слабких електролітів - оборотними стредками.Однак, це лише символ на допомогу для графічної відмінності процесів у різних за природою речовин.

Основні положення ТЕД

1. Електроліти при розчиненні у воді дисоціюють на іони: катіони та аніони Кількість катіонів і аніонів може бути різним, але сумарний заряд всіх катіонів завжди дорівнює сумарному заряду всіх аніонів, тому весь розчин в цілому залишається електрично нейтральним.

Іони – це атоми чи групи атомів, мають позитивний чи негативний заряд.

Прості іони: Сl-, F-, S2-, Na+, Mg2+ та ін.

Складні іони: PO₄ 3- , NH₄ + , SO₄ 2- та ін.

2. При пропусканні електричного струму через розчин електроліту іони набувають направленого руху: катіони рухаються до негативно зарядженого катода, а аніони до позитивно зарядженого анода.

У звичайних умовах іони (без струму) здійснюють безладний рух:

Рис. 1. Хаотичний рух іонів (електричний струм)

відсутній) а);

електроліту під впливом електричного струму б), в).

3. Дисоціація - це оборотний процес, тому з плином часу настає хімічна рівновага.

Властивості іонів відрізняються від властивостей відповідних атомів, оскільки будова їх по-різному, наприклад атом хлору (проста речовина – хлор Сl₂) та іон Сl - (хлорид-аніон):

Хлор - газ, молекула якого складається з двох атомів хлору отруйний, сильний окислювач, аніон хлору входить до складу кухонної солі, надходить в організм з їжею, не отруйний, в реакціях може бути лише відновником.

В основі механізму дисоціації лежить гідратна теорія розчинів Д. І. Менделєєва, розвинена І. А. Каблуковим. Основну роль при дисоціації електролітів у розчинах води відіграє полярна будова молекул води:

При розчиненні речовини з іонним зв'язком у воді полярні молекули води орієнтуються навколо іонів речовини:

Мал. 2. Схема електролітичної дисоціації електроліту

з іонним зв'язком (хлориду натрію) у водному розчині.

Виникають сили взаємодії між іонами речовин та молекулями води. У результаті слабшає тяжіння між іонами в електроліті у 81 раз (для розчинника – води). Електроліт розпадається на гідратовані іони, тобто оточені молекулами води.

При дисоціації кислот відбувається не просто розпад на іони, а кожен катіон водню утримує молекулу води та утворюється гідрат постійного складу. Такий гідратований протон зображують:

Процес електролітичної дисоціації хлороводню (речовина з полярним ковалентним зв'язком) з урахуванням гідратації можна так:

Мал. 3. Схема електролітичної дисоціації електроліту з полярною

ковалентним зв'язком (хлороводню) у водному розчині.

При розчиненні у воді відбувається орієнтація диполів води та виникають міждипольні зв'язки. Внаслідок диполь-дипольної взаємодії змінюється характер хімічного зв'язку в молекулі НCl. Зв'язок «дополяризується» і потім стає іонним. Вона легко розривається із заснуванням гідратованих іонів.

В утворенні гідратованих іонів велику роль відіграють донорно-акцепторні, диполь-дипольні та іон-дипольні взаємодії, водневі зв'язки.

Роль донорно-акцепторної взаємодії (див. розділ 5) у освіті, наприклад, іона H₃Про + можна показати наступною схемою:

Кислотами називаються електроліти, які у водних розчинах дисоціюють з утворенням лише одного виду катіонів – катіонів водню.

HNO₃ ßà H++ NO₃ - (Нітрат-аніон)

HCl ßà H + + Cl - (хлорид-аніон)

Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:

HSO₄ - ßà H++ SO₄ 2-(сульфат-аніон)

Легше дисоціація протікає по 1-му ступені, по 2-му і 3-му ступені дисоціація протікає дуже важко, так як позитивна частка відривається від негативно-зарядженої частинки, яка добре притягує катіон водню:

H ₂ РO₄ - ß à H++ H РO₄ 2- (гідрофосфат-аніон)

H РO₄ 2-ß H + + РO₄ 3- (фосфат-аніон)

Основи – це електроліти, які у водних розчинах дисоціюють з утворенням лише одного виду аніонів – гідроксид – аніонів. Їх прийнято називати гідроксидами, хоча кисневмісні кислоти теж відносяться до гідроксидів (кислотних).

Багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто:

Са(ВІН)₂ ßà СаОН + + ВІН -

або гідроксакотіон кальцію

Дисоціація амфотерних гідроксидів

Дисоціюють дуже слабо подвійно: і як основи та як кислоти

а) у кислому середовищі, як основи:

Zn(ВІН)₂ ßà Zn 2+ + 2ОН - (сумарно)

Zn(ВІН)₂ ßà ZnОН + + ВІН -

або гідроксакотіон цинку

б) у лужному середовищі: Zn(ВІН)₂ ß à2H + + ZnO ₂ 2- (сумарно)

Zn(OH)₂ ß à H++ HZnO₂ - гідроксоцінкат-аніон

HZnO₂ - ßà H++ ZnO₂ 2- цинкат-аніон

Середні солі – це електроліти, які у водних розчинах дисоціюють на катіони металу (або амонію) та кислотний залишок.

Кислі солі – дисоціюють на катіони металу та кислотний залишок, що містить у своєму складі водень.

Невеликою мірою цей водень також відщеплюється у вигляді катіону.

Основні солі – дисоціюють на кислотний залишок та катіон, що містить гідроксо-групу.

CaOHCl ßà CaOH + + Cl -

Невеликою мірою гідроксо-група також відщеплюється у вигляді аніону.

Таким чином, наявність катіону водню (Н + ) або гідроксид-аніону

(ОН - ) відповідає, відповідно, за кисле та лужне середовище розчинів та забарвлення індикаторів.

ІІІ. СТУПЕНЬ ДИСОЦІАЦІЇ. КОНСТАНТУ ДИСОЦІАЦІЇ.

Кількісними характеристиками сили електролітів є ступінь дисоціації та константа дисоціації.

Ступінь дисоціації - це відношення числа молекул, що розпалися на іони до загальної кількості розчинених молекул електроліту. Виражається у частках та у відсотках.

a – ступінь дисоціації

з₁ - Концентрація молекул електроліту, що розпався на іони;

с – загальна концентрація молекул електроліту.

Наприклад, з 0,05 моль H₂SO₃, Розчинені у воді, на іони розпалося 0,01 моль. Знайти ступінь дисоціації H₂SO₃.

Це означає, що зі 100 молекул сірчистої кислоти на іони розпалося лише 20.

Ступінь дисоціації залежить:

1) від природи розчинника; наприклад, СоCl₂ – синього кольору, а гідратовані іони З 2+ – рожевого кольору.Якщо хлорид кобальту розчинити у воді, то розчин стає рожевим, утворюється багато іонів. Більшість молекул розпалася на іони. Якщо розчинити цю сіль у спирті, то розчин має синій колір, т.к. у розчині переважно знаходяться молекули. При розчиненні у воді сила тяжіння між іонами З 2+ і Сl - слабшає в 81 раз у порівнянні з вакуумом, а в спирті, - тільки в 27,8 разів. Тому у воді більше молекул розпадаються на іони. Таким чином, чим більша діелектрична проникність - ε (величина постійна) розчинника, тим більший ступінь дисоціації електроліту в ньому;

2) від концентрації (Розведення розчину)

зелений конц. р-р блакитний р-р

При розведенні рівновагу змістилося праворуч, т.к. при розведенні збільшилася кількість катіонів, а гідратовані катіони міді (+2) пофарбовані у блакитний колір.

Таким чином, чим більша концентрація, тим менший ступінь дисоціації, а чим менша концентрація, тим більший ступінь дисоціації.

3) від природи електроліту: цинк реагує з рівними обсягами кислот однакової концентрації, а реакція йде з різними швидкостями:

Реакція з соляною кислотою протікає бурхливо та швидше, ніж з оцтовою

кислотою, оскільки остання утворює менше іонів при дисоціації, ніж

4) від додавання до розчину першого електроліту електроліту № 2 з однойменним іоном першого електроліту; ступінь дисоціації 1-го електроліту зменшується.

У пробірку наллємо 1 мл розчину води та додамо по 2 краплі розчинів NH₄OH та фенолфталеїну. Розчин пофарбується в малиновий колір (середовище лужне).

Потім додамо електроліт з однойменним іоном NH₄Cl – хлорид амонію (містить катіон амонію NH₄ + ), при цьому розчин знебарвлюється:

створює лужне середовище

З збільшенням числа однойменних іонів NH₄ + при додаванні хлориду амонію рівновага зміщується вліво (за принципом Ле Шательє), так як катіони амонію пов'язують майже всі гідроксид-іони в молекули NH₄OH і раніше малиновий розчин знебарвлюється;

5) від температури: у разі її підвищення ступінь дисоціації збільшується для слабких електролітів (ендотермічна реакція);

6) від числа атомів кисню в молекулі кисневмісних кислот: чим більше атомів кисню в молекулі кислот, тим більший ступінь її дисоціації;

наприклад HСlO -хлорновата кислота практично не розпадається

на іони, вона слабша за вугільну(

• HСlO₃ (хлорнувата) a = 90%

• HClO₄ (Хлорна) a = 95%

7) від радіусу аніону (поляризованості) у безкисневих кислотах:

сила кислот збільшується у ряду: HF HCl HBr HI;

зв'язок Н – Гал слабшає, тому що радіус і поляризованість йодида-аніону збільшуються.

За силою електроліти ділять на:

а) сильні (d> 30%); до них відносять

• усі розчини солей крім роданіду заліза(Ш), хлориду

ртуті (П), хлорату ртуті (П);

• кислоти: соляна – 98%; сірчана – 58%; азотна – 91%;

• основи: КОН -84%; NaОН - 84%; (ВІН)₂ – 92 %;

Б) середньої сили (a = 2-30%):

• фосфорна кислота –26%; азотиста кислота - 6,5%; H₂F₂ –8.5%

1,3%; вугільна кислота -0,17%; сірководнева -0,07%;

HCN-0,01%; до них відносяться також підстави нелужних і нелужноземельних металів, приклади наведені в таблиці (додаток 1).

Процес дисоціації оборотний, і з часом встановлюється

оцтова кислота ацетат-аніон

Застосувавши до нього закон чинних (дії) мас *, отримаємо:

* Закон діючих мас для слабких електролітів та газів у реакціях

говорить про те, що швидкість реакції прямопропорційна добутку рівноважних концентрацій речовин, взятих у ступенях, рівних їх стехіометричних коефіцієнтів.

У момент рівноваги швидкості прямої та зворотної реакцій будуть рівні:

V прямої реакції = V зворотної реакції

k ∙[A] a ∙ [B] b = k ∙ [D] d ∙ [F] f

Тоді з математичної пропорції можна записати:

K _{рівноваги} - Константа рівноваги. У разі дисоціації електролітів вона називається константою дисоціації електроліту (К.Д.Е.)

К.Д.Е. – це відношення добутку концентрації іонів до концентрації недисоційованих молекул слабкого електроліту, взятих у ступенях, рівних стехіометричним коефіцієнтам рівняння дисоціації.

За її величиною можна судити про силу електроліту. Чим більша константа дисоціації, тим більша концентрація іонів і сильніший електроліт.

Константа дисоціації залежить від тих самих чинників, як і ступінь дисоціації.

IV. ДИСОЦІАЦІЯ ВОДИ. ІОННИЙ ТВОРІВ ВОДИ. ВЕЛИЧИНА рН (ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК).

Вода - дуже слабкий електроліт і дисоціює на іони незначною мірою:

Константа рівноваги або дисоціації води дуже незначна, тоді концентрацію недисоційованих молекул води можна прийняти за постійну величину і рівну для об'єму води рівного одному літру (1 л):

Це значення велике в порівнянні з К_дис.

Домножимо ліву та праву частину виразу для константи дисоціації на [HOH], тоді добуток_дис.∙ [HOH] = [H + ]∙ [OH - ] = 1,8 • 10 -16 ∙ 55,5 = 10 -14

До_дис.∙ [HOH] - іонний добуток води - К_w

До_w = [H + ] ∙ [OH - ] = 10 -14 - величина стала.

Звідси випливає: як би не змінювалася концентрація водневих та гідроксильних іонів у воді або в розбавленому водному розчині слабкого електроліту, їхній добуток завжди дорівнює іонному добутку води.

Оскільки [H + ] = [OH - ] у воді, то [H + ] ∙ [OH - ] = [ H + ] 2 = [OH - ] 2 = 10 -14

тоді [H + ] = [OH - ] = К_w = 10 —14 = 10 —7 ,

Якщо до чистої води додати кислоти, то збільшиться концентрація іонів Н+; допустимо концентрація збільшилася від 10 -7 до 10 -4 , тоді

Якщо до чистої води додати луги. То збільшиться концентрація іонів ВІН - допустимо від 10 -7 до 10 -3 , тоді

Таким чином, у водних розчинах з різним середовищем (кислотним, нейтральним, лужним) завжди присутні іони Н + і ВІН -

У нейтральному середовищі: [H + ]=[OH - ]= 10 -7

У кислому середовищі: [H + ] > 10 -7 (наприклад, 10 -5 , 10 -3 , 10 -1 )

Концентрація іонів водню виражається дуже малими величинами та користуватися ними при розрахунку незручно. Більш зручна форма вираження концентрацій через водневий показник, що чисельно дорівнює негативному логарифму концентрації водневих іонів:

Звідси рН = lg [H + ] = -lg 10 -7 = 7 (нейтральне середовище)

рН = -lg 10 -5 = 5 (кисле середовище)

рН = -lg 10 -10 = 10 (лужне середовище)

Для спрощеного розрахунку рН необхідно виконати такий алгоритм дій:

1) -нехай [Н + ] = 10 -6 тоді рН дорівнює ступеня з протилежним

-Нехай [Н + ] = 10 -4,7 тоді рН дорівнює 4,7;

2) -нехай відома [OH - ], тоді рН дорівнює: 14 мінус показник ступеня

концентрації цих іонів; наприклад, [ОН - ] = 10 -4, тоді рН дорівнює

Шкала значень водневого показника та концентрації катіонів водню

рН 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

[H + ]10 -1 10 -2 10 -3 10 -4 10 -5 10 -6 10 -7 10 - 8 10 -9 10 -10 10 -11 10 -12 10 -13 10 -14

збільшення кислотності збільшення лужності

V. ПРОТОЛІТИЧНА ТЕОРІЯ БРЕНСТЕДУ-ЛОУРІ

Протолітична теорія кислот і основ, запропонована в 1923 датським вченим Бренстедом і англійським вченим Лоурі.

Згідно з цією теорією: кислотами (підставами) є речовини, молекули або іони, які віддають (відповідно, приєднують) протони. Як ті, і інші отримали назву протолітів. Під протоном розуміють позитивний іон водню (катіон водню Н +).

Реакції відщеплення протонів зображуються рівнянням:

кислотаßà основа + Н +

де Сl - - основа, пов'язана з кислотою HCl.

Вільні протони у розчинах самостійно не існують. Вони переходять від кислоти до будь-якої основи, тому в розчині завжди протікають два процеси:

Рівнову між ними зображають:

кислота 1 + основа 2 ßà Основа 1 + кислота 2

сполучені кислота та сполучені кислота та

основа №1 основа № 2

Таким чином, з кислоти та основи завжди виходять нові сполучені кислота та основа. Теорія розширила коло кислот та основ – ними можуть бути іони. Одна і та ж речовина в залежності від того, з чим вона реагує, може бути кислотою або основою.

Льюїс запропонував загальне визначення:

кислота – це речовина, яка акцептує електронну пару;

підстава - Це речовина, яка надає електронну пару. Виходячи з цього визначення, взаємодія між кислотами та основами зводиться до формування ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом:

З уявлень Бренстеда-Лоурі вода має амфотерні властивості, оскільки здатна віддавати і приєднувати протони. У присутності сильніших основ вода веде себе як кислота, а в присутності сильніших основ, як основа:

Теорія розкрила відносність понять про кислоти та основи і показала, що продукти їх взаємодії слід розглядати як нові кислоти та основи.

VI. РЕАКЦІЇ ОБМІНУ У ВОДНИХ РОЗЧИНАХ ЕЛЕКТРОЛІТІВ. ІОННІ РЕАКЦІЇ ТА РІВНЯННЯ

Електроліти у водних розчинах знаходяться у вигляді іонів або частково у вигляді іонів (сильні електроліти), а переважно у вигляді молекул (слабкі електроліти). Реакції між водними розчинами електролітів – це реакції, у яких беруть участь іони. Такі реакції називаються іонними. Реакції такого типу можливі, якщо іони однієї речовини взаємодіють з іонами іншої речовини, зв'язуються між собою та утворюють:

А) нерозчинна речовина (осад, у рівнянні позначають ↓)

Б) газоподібна речовина (у рівнянні позначають ↑)

В) малодисоціююча речовина (слабкий електроліт, наприклад, вода)

Г) комплексні сполуки

Якщо реакціях хімічні елементи не змінюють ступеня окислення, реакції називаються реакціями іонного обміну. Реакції будуть незворотні і протікають остаточно, якщо виконуються умови, зазначені у пунктах а,б,в,г.

Випадок 1. Реакція обміну з утворенням осаду, наприклад, між ортофосфорною кислотою та нітратом срібла:

Запишемо рівняння реакції в молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формі:

1) молекулярна форма:

2) переписуємо рівняння, зобразивши добре дисоціюючі речовини у вигляді іонів, а ті, що йдуть зі сфери реакції – у вигляді молекул:

- це повне іонне рівняння;

3) виключаємо з обох частин рівності однакові іони, тобто. іони, які не беруть участі в утворенні малодисоціюючої речовини:

4) виписуємо решту іонів, що беруть участь в утворенні малодисоціюючої речовини:

- це скорочене іонне рівняння

Випадок 2. Реакція обміну з утворенням газоподібної речовини, наприклад, між хлоридом амонію та вапняною водою (гідроксидом кальцію):

2) 2 NH₄ + + 2 Cl - + Ca 2+ + 2OH - à Ca 2+ +2 Cl - + 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O

3) 2 NH₄ + + 2 Cl - + Ca 2+ + 2OH - à Ca 2+ +2 Cl - + 2 NH₃ ↑ + 2 H₂O

Випадок 3. Реакція обміну із утворенням води (реакція нейтралізації):

1) NaOH + HCl à NaCl + H₂O

2) Na + + OH - + H + + Cl - à Na + + Cl - + H₂O

3) Na + + OH - + H + + Cl - à Na + + Cl - + H₂O

Випадок 4. Реакція з утворенням комплексних іонів:

При невиконанні таких умов реакції є оборотними і не протікають до кінця, оскільки іони не зв'язуються та не виводяться зі сфери реакції.

VII. Гідроліз солей

Гідроліз солі - Взаємодія іонів солі і води, що призводить до утворення слабкого електроліту.

Причина гідролізу – утворення слабкого електроліту, наслідок – у найчастіших випадках зміна рН середовища.

Для того, щоб визначити піддається сіль гідролізу чи ні необхіднознатиякі основи та кислоти утворюють дану сіль у реакціях нейтралізації: сильні чи слабкі електроліти.

Типи гідролізу

1. Гідроліз по аніону(сіль утворена катіонами сильних основ та аніонами слабких кислот);

2. Гідроліз по катіону(сіль утворена катіонами слабких основ та аніонами сильних кислот);

3. Гідроліз змішаний – по катіону та аніону(сіль утворена катіонами слабких основ та аніонами слабких кислот);

4. Сіль гідролізу не піддається, якщо утворена катіонами та аніонами сильних електролітів.

Щоб написати рівняння гідролізу, потрібно розглянути з яких за силою електролітів (кислоти та луги) може бути отримана сіль, наприклад,

сульфіт бромід нітрит хлорид

натрію цинку амонію натрію

сильний слабкий слабкий сильний слабкий слабкий сильний сильний

(за аніоном) (за катіоном) (змішаний)

піддаються гідролізу не піддається

Отже! Тип гідролізу визначається іоном слабкого електроліту, з якого отримано сіль.

Гідроліз в більшості випадків процес оборотний!

Гідролізможе протікатиу кілька ступенів,якщо для цього створити певні умови посилення гідролізу. Число ступенів повного гідролізу визначається основністю або кислотністю слабких електролітів, які утворюють цю сіль. Якщо сіль піддається змішаному гідролізу, то число щаблів визначається більшою величиною цих показників.

Наприклад: для Na₃РO₄ – кількість ступенів гідролізу – 3, оскільки ортофосфорна кислота Н₃РO₄ - Триосновна;

для ZnBr₂ - кількість ступенів гідролізу – 2, оскільки гідроксид цинку Zn(OH)₂ - техкислотний гідроксид в основній формі;

для Cu(NO₂) – нітриту міді (+2) кількість ступенів -2, так як кислотність гідроксиду міді (+2) дорівнює двом, а основність азотистої кислоти менша і дорівнює одному.

Дата завантаження: 2016-10-26 ; переглядів: 8871 ;

Гідроліз солей

Може здатися, що вивчати гідроліз солей складно, але це не так. Його можна легко зрозуміти і запам'ятати, тому що цей процес відбувається за таким самим механізмом, як і люди обмінюються досвідом, знаннями або якимись предметами.

На цій сторінці ви дізнаєтесь

• Чи є якийсь зв'язок між гідрою та гідролізом?
• Які цілі ставлять собі гідроліз та середовище розчину?
• Гідроліз любить злизувати воду?

Що таке гідроліз?

Гідроліз - Це взаємодія молекул води з іонами розчиненої речовини.

Тобто речовина при дисоціації дає іони: катіон та аніон, ці іони будуть реагувати з молекулами води.Цей процес називається гідролізом.

Чого хоче гідроліз

Кожна людина в житті має якусь мету. Хтось хоче заробляти дуже багато грошей, хтось хоче вступити до кращого вишу, а хтось поїхати влітку на море. Дивно, але гідроліз теж має мету.

Давайте візьмемо інтерв'ю у гідролізу!

• Доброго дня, гідроліз!
• Привіт!
• Скажи, будь ласка, яка у тебе найбільша ціль у житті?
• Хммм ... Тут все очевидно! Я люблю шукати слабкі точки та бити по них!
• Оце так! А як ти визначаєш слабкі місця?
• Частина солі, яка при взаємодії з водою віддає слабкий електроліт і буде слабкою ланкою!
• Хто ж їх тобі дарує?
• Їх мені дарують слабкі кислоти чи основи.
• Здорово! Невже в тебе завжди вдається знаходити слабкі місця у речовинах?
• На жаль, ні. Є такі сильні речовини, з якими я не можу впоратися.
• Дорогий Гідроліз, ти через це засмучуєшся?
• Ні! Тому що є не тільки абсолютно сильні, але й слабкі речовини.
• Круто! Ну, тоді я бажаю тобі успіхів! Впевнена, у тебе все вийде!
• Дякую!

З цього інтерв'ю ми міцно запам'ятаємо: нерозчинні солі гідролізу не зазнають!

Давайте уявимо, що ми на пляжі, поряд з нами вода, а у воді каміння. Камінь для нас – нерозчинна сіль, яка з водою не здатна ніяк взаємодіяти, тому що вона не розпадається на іони. Тепер ми розуміємо, чому нерозчинні солі не гідролізуються.

Середовище розчинів

Давайте тепер поговоримо про середовища розчинів! Це необхідно для того, що розуміти, які іони містяться в розчині та в якій кількості. Виділяють три середовища: кислу, нейтральну та лужну.

Тут залежить від концентрації іонів водню.

1. Якщо іонів водню більше, Чим гідроксид-іонів, то середовище кисле.
2. Якщо іонів водню та гідроксид-іонів приблизно однакове число, то середовище нейтральне.
3. Якщо іонів водню менше, чим гідроксид-іонів, то середовище лужне.

Концентрацію іонів водню відбиває така величина, як pH. Ще її називають водневим показником. Вона обернено пропорційна концентрації водню. Тобто чим більше іонів водню, тим менше значення pH.

Давайте тепер візьмемо інтерв'ю у середи, вибачте, пані Середовища!

• Привіт, Середа!
• Привіт!
• Скажи, будь ласка, яка у тебе найбільша ціль у житті?
• Хммм ... Тут все очевидно! Я люблю шукати сильні точки і бити по них!
• Оце так! А як ти визначаєш сильні місця?
• Частина солі, яка при взаємодії з водою віддає сильний електроліт і буде сильною ланкою!
• Хто ж їх тобі дарує?
• Їх мені дарують сильні кислоти або основи.
• Здорово! Дякую тобі за інтерв'ю! Успіхів!
• Взаємно!

Поговоримо тепер про всі три середовища: кисле, лужне і нейтральне.

1. Якщо сіль утворена сильною кислотою та слабкою основою – середовище її розчину кисла.
2. Якщо сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою – середовище її розчину лужна.
3. Якщо сіль утворена і сильною кислотою, і сильною основою – середовище її розчину нейтральна.
4. Якщо сіль утворена і слабкою кислотою, і слабкою основою – середовище її розчину нейтральна.
5. Якщо дана сіль нерозчинна, гідроліз не протікає, а середовище задається водою і буде нейтральною.

Зі всього сказаного необхідно зробити один дуже важливий висновок!

Гідроліз шукає слабку частину, а середовище – сильне!

Гідроліз та середовище нам все про себе розповіли. Настав час практики!

1. K₂CO₃ освічений сильною основою (лугом КОН) та слабкою вугільний кислотою (H₂CO₃) - Середовище визначається за сильним і буде лужним, а ось гідроліз протікає по слабкому аніону. Запишемо рівняння гідролізу:

Газ із розчину полетить, а воду ми можемо скоротити, тоді у розчині залишиться тільки лугзвідси й лужне середовище. Чому ми говоримо, що гідроліз йде аніоном? Саме продукт взаємодії аніону з водою у цій реакції буде умовою перебігу реакції - Виділяється газ, умови для реакції іонного обміну (РІО) дотримуються. Згадати про те, які ще є умови для цього типу реакцій, ви можете, прочитавши статтю «Реакції іонного обміну».

1. Al₂(SO₄)₃ освічений слабким амфотерним гідроксидом алюмінію (Al(OH))₃) та сильною сірчаний кислотою (H₂SO₄) - Середовище буде кислим, а гідроліз протікає по катіону. Запишемо рівняння гідролізу:

Гідроксид алюмінію випаде в осад, в розчині його не буде, залишиться тільки сірчана кислотаяка створює нам кисле середовище. Умовою протікання РІО буде випадання осаду, утвореного за гідролізу катіону алюмінію.

1. Cr₂(З₃)₃ освічений слабким амфотерним гідроксидом (Cr(OH)₃) та слабкою вугільний кислотою (H₂CO₃) - середовище розчину нейтральне, гідроліз йде і по катіону, і по аніону. Запишемо рівняння гідролізу:

Гідроксид хрому (III) випадає в осад, в розчині його не буде, вуглекислий газ також йде з розчину (відлітає з нього). Хто ж тоді лишається? Водаяка дає нам нейтральне середовище. А так як і випадання осаду, і виділення газу є умовами для протікання РІО, гідроліз протікатиме і завдяки катіону хрому, і завдяки карбонат-аніону.

1. NaCl утворений сильною основою (лугом NaOH) та сильною соляний кислотою (HCl). Середовище нейтральне, а гідроліз не протікає. Спробуємо розібратися, чому так, записавши теоретичне рівняння гідролізу:

NaCl + H₂O = NaOH + HCl

Сила кислоти і лугу можна порівняти, неможливо «віддати комусь перемогу» і «визнається нічия» — нейтральне середовище. Обидва продукти розчиняються, ознак протікання РІО немає, саме тому ми й не можемо сказати, що гідроліз протікає.

Роль гідролізу в біологічних процесах

1. Полімери (білки, жири та полісахариди) під час перетравлення їжі завдяки гідролізу перетворюються на мономери (амінокислоти, глюкозу тощо). Тобто без гідролізу їжа майже не може засвоюватись.
2. Багато ліків, потрапляючи до нашого організму, піддаються гідролізу. Отже, без гідролізу ліки б засвоювалися гірше.

Фактчек

• Гідроліз - Це взаємодія молекул води з іонами розчиненої речовини. Нерозчинні солі гідролізу не піддаються!
• Виділяють три середовища: кислу, нейтральну та лужну. Якщо іонів водню більше, Чим гідроксид-іонів, то середовище кисле. Якщо іонів водню та гідроксид-іонів приблизно однакове число, то середовище нейтральне. Якщо іонів водню менше, чим гідроксид-іонів, то середовище лужне.
• Концентрацію іонів водню відбиває pH. Ця величина пропорційна концентрації водню. Тобто чим більше іонів водню, тим менше значення pH.
• Гідроліз шукає слабку частину, а середовище – сильне!

Перевір себе

Завдання 1.

Яке середовище у наступної солі: KNO₃

Завдання 2.

Яке середовище у наступної солі: NaF

Завдання 3.

Сульфат барію гідролізується

1. По катіону
2. Катіоном і аніоном
3. Чи не гідролізується

Відповіді: 1. — 3; 2. — 2; 3. — 3.