Soli – jsou to iontové sloučeniny, když se dostanou do vody, disociují se na ionty. Ve vodném roztoku jsou tyto ionty HYDRATOVANÉ – obklopené molekulami vody.
Bylo zjištěno, že vodné roztoky mnoha solí nemají neutrální prostředí, ale jsou buď mírně kyselé nebo zásadité.
Vysvětlením je interakce iontů soli s vodou. Tento proces se nazývá HYDROLÝZA.
Vznikly kationty a anionty slabá báze nebo slabá kyselina, reagují s vodou a odstraňují z ní H nebo OH.
Důvod: vytvoření PEVNĚJŠÍ vazby než ve vodě samotné.
Ve vztahu k vodě lze soli rozdělit do 4 skupin:
1) Sůl tvořená silnou bází a silnou kyselinou - NEHYDROLYZUJE , pouze v roztoku disociuje na ionty.Prostředí je neutrální. PŘÍKLAD: Soli nehydrolyzují - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 atd. V roztoku tyto soli pouze distancovat: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) Sůl tvořená silnou zásadou a slabou kyselinou - hydrolýza ANIONEM . Anion slabé kyseliny odebírá vodíkové ionty z vody a váže je. V roztoku se tvoří přebytek iontů OH je alkalické prostředí. PŘÍKLAD: Soli podléhají hydrolýze na aniontu - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO a kyselé soli těchto kyselin. K3 P.O. 4 – sůl tvořená slabou kyselinou a silnou zásadou. Fosfátový anion je hydrolyzován. P.O.4 3- + NON⇄ NPO42-+OH- K3 P.O.4 + H2O⇄ K2NPO4 + KON (jedná se o první stupeň hydrolýzy, zbývající 2 probíhají ve velmi malé míře) |
3) sůl,tvořený slabou zásadou a silnou kyselinou - hydrolýza Kationtem . Kationt slabé báze odebírá OH-iont z vody a váže jej. Přebytečné ionty zůstávají v roztoku H+ - prostředí je kyselé. PŘÍKLAD: Soli podléhají hydrolýze kationtem - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu TAK4 – sůl tvořená slabou zásadou a silnou kyselinou. Kation mědi se hydrolyzuje: Cu+2 + NON⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 Ó ⇄ (CuOH)2 TAK4 + H2 TAK4 | 4) Sůl tvořená slabou zásadou a slabou kyselinou - hydrolýza Kationtu I ANIONU. Pokud se některý z produktů uvolní jako sediment nebo plyn, pak hydrolýza nevratné , pokud oba produkty hydrolýzy zůstanou v roztoku - hydrolýza reverzibilní. PŘÍKLAD: Soli jsou hydrolyzovány - Al2S3,Cr2S3(nevratné): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ +H2S NH4F, CH3COONH4 (reverzibilní) NH4F+H2 Ó⇄ NH4OH + HF |
Vzájemná hydrolýza dvou solí.
Vyskytuje se při pokusu získat výměnnou reakcí soli, které jsou zcela hydrolyzovány ve vodném roztoku. V tomto případě dochází k vzájemné hydrolýze - tj. kationt kovu váže OH skupiny a anion kyseliny váže H+
1) Soli kovů s oxidačním stupněm +3 a soli těkavých kyselin (uhličitany, sulfidy, siřičitany)– při jejich vzájemné hydrolýze se tvoří sraženina hydroxidu a plyn:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O à 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Soli kovů s oxidačním stupněm +2 (kromě vápníku, stroncia a barya) a rozpustné uhličitany také společně hydrolyzovat, ale v tomto případě se vytvoří sraženina ZÁKLADNÍHO uhličitanu kovu:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(všechny 2+, kromě Ca, Sr, Ba)
Charakteristika procesu hydrolýzy:
1) Proces hydrolýzy je reverzibilní, nepokračuje do konce, ale pouze do okamžiku ROVNOVÁHY;
2) Proces hydrolýzy je opakem NEUTRALIZACE reakce, proto hydrolýza ano endotermní proces (pokračuje s absorpcí tepla).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Jaké faktory podporují hydrolýzu?
1. topení - s rostoucí teplotou se rovnováha posouvá směrem k ENDOTHERMICKÉ reakci - hydrolýza se zvyšuje;
2. Přidání vody– protože voda je výchozím materiálem při hydrolytické reakci, zředění roztoku urychlí hydrolýzu.
Jak potlačit (zeslabit) proces hydrolýzy?
Často je nutné zabránit hydrolýze. Pro tohle:
1. Řešení je připraveno co nejkoncentrovanější (snížit množství vody);
2. Pro posunutí vyvážení doleva přidat jeden z produktů hydrolýzy –kyselina, pokud dojde k hydrolýze na kationtu popř alkálie, pokud na aniontu dojde k hydrolýze.
Příklad: jak potlačit hydrolýzu chloridu hlinitého?
Chlorid hlinitýAlCl3 – jedná se o sůl tvořenou slabou zásadou a silnou kyselinou – hydrolyzuje se na kation:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Prostředí je kyselé. Pro potlačení hydrolýzy je proto nutné přidat více kyseliny. Kromě toho by měl být roztok co nejkoncentrovanější.
Hydrolýza je interakce látek s vodou, v důsledku čehož se mění prostředí roztoku.
Kationty a anionty slabých elektrolytů jsou schopny interagovat s vodou za vzniku stabilních, mírně disociovatelných sloučenin nebo iontů, v důsledku čehož se mění prostředí roztoku. Vzorce pro vodu v rovnicích hydrolýzy se obvykle zapisují jako H‑OH. Při reakci s vodou odstraňují kationty slabých zásad z vody hydroxylové ionty a v roztoku se tvoří přebytek H +. Prostředí roztoku se stává kyselým. Anionty slabých kyselin přitahují H + z vody a reakce média se stává alkalickou.
V anorganické chemii se člověk musí nejčastěji potýkat s hydrolýzou solí, tzn. s výměnnou interakcí iontů solí s molekulami vody v procesu jejich rozpouštění. Existují 4 možnosti hydrolýzy.
1. Sůl je tvořena silnou zásadou a silnou kyselinou.
Tato sůl prakticky nepodléhá hydrolýze. V tomto případě není rovnováha disociace vody v přítomnosti solných iontů téměř narušena, proto pH = 7, médium je neutrální.
Na + + H20 Cl - + H20 
2. Je-li sůl tvořena kationtem silné zásady a aniontem slabé kyseliny, dochází na aniontu k hydrolýze.
Na2C03 + HOH NaHC03 + NaOH
Protože se v roztoku hromadí OH - ionty, je médium alkalické, pH>7.
3. Je-li sůl tvořena kationtem slabé zásady a aniontem silné kyseliny, dochází k hydrolýze podél kationtu.
Cu 2+ + HOH CuOH + + H +
СuCl2 + HOH CuOHCl + HCl
Protože se v roztoku hromadí ionty H +, je médium kyselé, pH<7.
4. Sůl tvořená kationtem slabé zásady a aniontem slabé kyseliny podléhá hydrolýze jak kationtu, tak aniontu.
CH 3 COONH 4 + HOH NH 4 OH + CH 3 COOH
CH3COO-+ 
+ HOH NH4OH + CH3COOH
Roztoky takových solí mají buď mírně kyselé nebo mírně zásadité prostředí, tzn. hodnota pH se blíží 7. Reakce prostředí závisí na poměru disociačních konstant kyseliny a zásady. Hydrolýza solí tvořených velmi slabými kyselinami a zásadami je prakticky nevratná. Jedná se především o sulfidy a uhličitany hliníku, chrómu a železa.
AI2S3 + 3HOH 2Al(OH)3 + 3H2S
Při stanovení prostředí solného roztoku je nutné vzít v úvahu, že prostředí roztoku je určeno silnou složkou. Pokud je sůl tvořena kyselinou, což je silný elektrolyt, pak je roztok kyselý. Pokud je základem silný elektrolyt, pak je alkalický.
Příklad. Roztok má alkalické prostředí
1) Pb(N03)2; 2) Na2C03; 3) NaCl; 4) NaNO3
1) Pb(NO 3) 2 dusičnan olovnatý (II). Sůl je tvořena slabým základem a silná kyselina, znamená prostředí řešení kyselý.
2) Na2C03 uhličitan sodný. Vznikla sůl silný základ a slabá kyselina, což znamená médium roztoku zásadité.
3) NaCl; 4) NaNO 3 Soli jsou tvořeny silnou bází NaOH a silnými kyselinami HCl a HNO 3. Médium roztoku je neutrální.
Správná odpověď 2) Na2C03
Do solných roztoků byl ponořen indikátorový papír. V roztocích NaCl a NaNO 3 neměnil barvu, tedy prostředí roztoku neutrální. V roztoku Pb(NO 3) 2 zčervená, médium roztoku kyselý. V roztoku Na2C03 zmodrá, médium roztoku zásadité.
Hydrolýza solí. Prostředí vodného roztoku: kyselé, neutrální, zásadité
Podle teorie elektrolytické disociace ve vodném roztoku částice rozpuštěné látky interagují s molekulami vody. Taková interakce může vést k hydrolytické reakci (z řec. hydro- voda, lýze- rozpad, rozklad).
Hydrolýza je reakce metabolického rozkladu látky s vodou.
Hydrolýzou procházejí různé látky: anorganické - soli, karbidy a hydridy kovů, halogenidy nekovů; organické - halogenalkany, estery a tuky, sacharidy, proteiny, polynukleotidy.
Vodné roztoky solí mají různé hodnoty pH a různé typy médií - kyselé ($pH 7$), neutrální ($pH = 7$). To se vysvětluje skutečností, že soli ve vodných roztocích mohou podléhat hydrolýze.
Podstata hydrolýzy spočívá ve výměnné chemické interakci solných kationtů nebo aniontů s molekulami vody. V důsledku této interakce vzniká mírně disociující sloučenina (slabý elektrolyt). A ve vodném roztoku soli se objevuje přebytek volných iontů $H^(+)$ nebo $OH^(-)$ a roztok soli se stává kyselým nebo zásaditým.
Klasifikace solí
Jakoukoli sůl lze považovat za produkt reakce báze s kyselinou. Například sůl $KClO$ je tvořena silnou zásadou $KOH$ a slabou kyselinou $HClO$.
V závislosti na síle zásady a kyseliny lze rozlišit čtyři typy solí.
Uvažujme chování solí různých typů v roztoku.
1. Soli tvořené silnou zásadou a slabou kyselinou.
Například sůl kyanid draselný $KCN$ je tvořena silnou zásadou $KOH$ a slabou kyselinou $HCN$:
$(KOH)↙(\text"silná monokyselá báze")←KCN→(HCN)↙(\text"slabá monokyselina")$
1) mírná reverzibilní disociace molekul vody (velmi slabý amfoterní elektrolyt), kterou lze zjednodušit rovnicí
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Ionty $Н^(+)$ a $CN^(-)$ vzniklé během těchto procesů na sebe vzájemně působí a vážou se na molekuly slabého elektrolytu - kyseliny kyanovodíkové $HCN$, zatímco hydroxid - $ОН^(-) $ iont zůstává v roztoku a tím určuje jeho alkalické prostředí. Na aniontu $CN^(-)$ dochází k hydrolýze.
Zapišme si úplnou iontovou rovnici probíhajícího procesu (hydrolýzy):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Tento proces je vratný a chemická rovnováha se posouvá doleva (směrem k tvorbě výchozích látek), protože voda je mnohem slabší elektrolyt než kyselina kyanovodíková $HCN$.
$CN^(-)+H_20⇄HCN+OH^(-).$
Rovnice ukazuje, že:
a) v roztoku jsou volné hydroxidové ionty $OH^(-)$ a jejich koncentrace je větší než v čisté vodě, proto solný roztok $KCN$ má alkalické prostředí($pH > 7$);
b) $CN^(-)$ ionty se účastní reakce s vodou, v tomto případě to říkají aniontová hydrolýza. Další příklady aniontů, které reagují s vodou:
Uvažujme hydrolýzu uhličitanu sodného $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"silná monokyselá báze")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"slabá dvojsytná kyselina")$
Na aniontu $CO_3^(2-)$ dochází k hydrolýze soli.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Produkty hydrolýzy - kyselá sůl$NaHCO_3$ a hydroxid sodný $NaOH$.
Prostředí vodného roztoku uhličitanu sodného je alkalické ($pH > 7$), protože se v roztoku zvyšuje koncentrace iontů $OH^(-)$. Kyselá sůl $NaHCO_3$ může také podléhat hydrolýze, která probíhá ve velmi malé míře a lze ji zanedbat.
Abychom shrnuli, co jste se dozvěděli o aniontové hydrolýze:
a) podle aniontu se soli zpravidla hydrolyzují reverzibilně;
b) chemická rovnováha v takových reakcích je silně posunuta doleva;
c) reakce prostředí v roztocích podobných solí je alkalická ($pH > 7$);
d) hydrolýzou solí tvořených slabými vícesytnými kyselinami vznikají kyselé soli.
2. Soli tvořené silnou kyselinou a slabou zásadou.
Uvažujme hydrolýzu chloridu amonného $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"slabá monokyselá báze")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"silná monokyselina")$
Ve vodném roztoku soli probíhají dva procesy:
1) mírná reverzibilní disociace molekul vody (velmi slabý amfoterní elektrolyt), kterou lze zjednodušit rovnicí:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) úplná disociace soli (silný elektrolyt):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Výsledné ionty $OH^(-)$ a $NH_4^(+)$ vzájemně interagují za vzniku $NH_3·H_2O$ (slabý elektrolyt), zatímco ionty $H^(+)$ zůstávají v roztoku, což způsobuje jeho nejkyselejší prostředí.
Kompletní iontová rovnice pro hydrolýzu je:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Proces je vratný, chemická rovnováha je posunuta směrem ke vzniku výchozích látek, protože voda $Н_2О$ je mnohem slabší elektrolyt než hydrát amoniaku $NH_3·H_2O$.
Zkrácená iontová rovnice pro hydrolýzu:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Rovnice ukazuje, že:
a) v roztoku jsou volné vodíkové ionty $H^(+)$ a jejich koncentrace je větší než v čisté vodě, proto solný roztok má kyselé prostředí($pH
b) amonné kationty $NH_4^(+)$ se účastní reakce s vodou; v tomto případě říkají, že to přijde hydrolýza kationtem.
Na reakci s vodou se mohou podílet i vícenásobně nabité kationty: dvakrát nabitý$М^(2+)$ (například $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), kromě kationtů kovů alkalických zemin, tří nabíječka$M^(3+)$ (například $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Uvažujme hydrolýzu dusičnanu nikelnatého $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"slabá dvojsytná zásada")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"silná jednosytná kyselina")$
K hydrolýze soli dochází na kationtu $Ni^(2+)$.
Kompletní iontová rovnice pro hydrolýzu je:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Zkrácená iontová rovnice pro hydrolýzu:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Produkty hydrolýzy - zásaditá sůl$NiOHNO_3$ a kyselina dusičná $HNO_3$.
Prostředí vodného roztoku dusičnanu nikelnatého je kyselé ($рН
K hydrolýze $NiOHNO_3$ soli dochází v mnohem menší míře a lze ji zanedbat.
Abychom shrnuli, co jste se naučili o kationtové hydrolýze:
a) podle kationtu se soli zpravidla hydrolyzují reverzibilně;
b) chemická rovnováha reakcí je silně posunuta doleva;
c) reakce média v roztocích takových solí je kyselá ($pH
d) hydrolýzou solí tvořených slabými polykyselinovými bázemi vznikají zásadité soli.
3. Soli tvořené slabou zásadou a slabou kyselinou.
Je vám již evidentně jasné, že takové soli podléhají hydrolýze jak kationtu, tak aniontu.
Slabý kationt báze váže $OH^(-)$ ionty z molekul vody a tvoří se slabý základ; anion slabé kyseliny váže $H^(+)$ ionty z molekul vody, tvoří se slabá kyselina. Reakce roztoků těchto solí může být neutrální, slabě kyselá nebo slabě alkalická. To závisí na disociačních konstantách dvou slabých elektrolytů – kyseliny a zásady, které vznikají v důsledku hydrolýzy.
Uvažujme například hydrolýzu dvou solí: octanu amonného $NH_4(CH_3COO)$ a mravenčanu amonného $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"slabá jednosytná zásada")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"silná jednosytná kyselina");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"slabá jednosytná zásada")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"slabá jednosytná kyselina").$
Ve vodných roztocích těchto solí interagují kationty slabé báze $NH_4^(+)$ s hydroxyionty $OH^(-)$ (připomeňme, že voda disociuje $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), a anionty slabé kyseliny $CH_3COO^(-)$ a $HCOO^(-)$ interagují s kationty $Н^(+)$ za vzniku molekul slabých kyselin - octové $CH_3COOH$ a mravenčí $HCOOH$.
Napišme iontové rovnice hydrolýzy:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
V těchto případech je hydrolýza rovněž reverzibilní, ale rovnováha je posunuta směrem k tvorbě produktů hydrolýzy – dvou slabých elektrolytů.
V prvním případě je médium roztoku neutrální ($pH = 7$), protože $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3-H_20)=1,8-10^(-5)$. Ve druhém případě je médium v roztoku slabě kyselé ($pH
Jak jste si již všimli, hydrolýza většiny solí je vratný proces. Ve stavu chemické rovnováhy se hydrolyzuje pouze část soli. Některé soli se však vodou zcela rozloží, tzn. jejich hydrolýza je nevratný proces.
V tabulce „Rozpustnost kyselin, zásad a solí ve vodě“ najdete poznámku: „ve vodném prostředí se rozkládají“ – to znamená, že takové soli podléhají nevratné hydrolýze. Například sulfid hlinitý $Al_2S_3$ ve vodě podléhá nevratné hydrolýze, protože ionty $H^(+)$, které se objevují během hydrolýzy kationtu, jsou vázány ionty $OH^(-)$ vytvořenými během hydrolýzy aniontu. To zvyšuje hydrolýzu a vede k tvorbě nerozpustného hydroxidu hlinitého a plynného sirovodíku:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Proto sulfid hlinitý $Al_2S_3$ nelze získat výměnnou reakcí mezi vodnými roztoky dvou solí, například chloridu hlinitého $AlCl_3$ a sulfidu sodného $Na_2S$.
Jiné případy nevratné hydrolýzy jsou také možné, není těžké je předvídat, protože aby byl proces nevratný, je nutné, aby alespoň jeden z produktů hydrolýzy opustil reakční sféru.
Abychom shrnuli, co jste se dozvěděli o kationtové i aniontové hydrolýze:
a) pokud jsou soli hydrolyzovány jak na kationtu, tak na aniontu reverzibilně, pak se chemická rovnováha v hydrolytických reakcích posune doprava;
b) reakce prostředí je buď neutrální, nebo slabě kyselá, nebo slabě alkalická, což závisí na poměru disociačních konstant výsledné zásady a kyseliny;
c) soli mohou nevratně hydrolyzovat kation i anion, pokud alespoň jeden z produktů hydrolýzy opustí reakční sféru.
4. Soli tvořené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodléhají hydrolýze.
K tomuto závěru jste evidentně došel sám.
Uvažujme chování chloridu draselného $KCl$ v roztoku.
$(KOH)↙(\text"silná monokyselá zásada")←KCl→(HCl)↙(\text"silná monokyselina").$
Sůl ve vodném roztoku disociuje na ionty ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), ale při interakci s vodou nemůže vzniknout slabý elektrolyt. Médium roztoku je neutrální ($pH=7$), protože koncentrace iontů $H^(+)$ a $OH^(-)$ v roztoku jsou stejné jako v čisté vodě.
Další příklady takových solí zahrnují halogenidy alkalických kovů, dusičnany, chloristany, sírany, chromany a dichromany, halogenidy kovů alkalických zemin (jiné než fluoridy), dusičnany a chloristany.
Je třeba také poznamenat, že reverzibilní hydrolytická reakce se zcela řídí Le Chatelierovým principem. Proto hydrolýza soli může být zvýšena(a dokonce ji učinit nevratnou) následujícími způsoby:
a) přidat vodu (snížit koncentraci);
b) zahřejte roztok, čímž se zvýší endotermická disociace vody:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
což znamená, že množství $H^(+)$ a $OH^(-)$, které jsou nezbytné pro hydrolýzu soli, se zvyšuje;
c) navázání jednoho z produktů hydrolýzy na těžko rozpustnou sloučeninu nebo odstranění jednoho z produktů do plynné fáze; například hydrolýza kyanidu amonného $NH_4CN$ bude výrazně posílena v důsledku rozkladu hydrátu amoniaku za vzniku amoniaku $NH_3$ a vody $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hydrolýza solí
Legenda:
Hydrolýzu lze potlačit (významným snížením množství hydrolyzované soli) takto:
a) zvýšit koncentraci rozpuštěné látky;
b) ochlaďte roztok (pro snížení hydrolýzy by se solné roztoky měly skladovat koncentrované a při nízkých teplotách);
c) zavedení jednoho z produktů hydrolýzy do roztoku; například okyselte roztok, pokud je jeho prostředí v důsledku hydrolýzy kyselé, nebo alkalizujte, pokud je alkalické.
Význam hydrolýzy
Hydrolýza solí má praktický i biologický význam. Již ve starověku se popel používal jako prací prostředek. Popel obsahuje uhličitan draselný $K_2CO_3$, který se ve vodě hydrolyzuje na aniont díky iontům $OH^(-)$ vzniklým během hydrolýzy se vodný roztok stává mýdlovým.
V současné době v každodenním životě používáme mýdlo, prací prášky a další prací prostředky. Hlavní složkou mýdla jsou sodné a draselné soli vyšších mastných karboxylových kyselin: stearáty, palmitáty, které jsou hydrolyzovány.
Hydrolýza stearátu sodného $C_(17)H_(35)COONa$ je vyjádřena následující iontovou rovnicí:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
těch. roztok má mírně zásadité prostředí.
Do složení pracích prášků a dalších detergentů se speciálně přidávají soli anorganických kyselin (fosfáty, uhličitany), které zvyšují čisticí účinek zvýšením pH prostředí.
Ve fotografické vývojce jsou obsaženy soli, které vytvářejí potřebné alkalické prostředí roztoku. Jedná se o uhličitan sodný $Na_2CO_3$, uhličitan draselný $K_2CO_3$, borax $Na_2B_4O_7$ a další soli, které hydrolyzují na aniontu.
Pokud je kyselost půdy nedostatečná, u rostlin se vyvine onemocnění zvané chloróza. Jeho příznaky jsou žloutnutí nebo bělení listů, opožděný růst a vývoj. Pokud $pH_(půda) > 7,5$, přidá se k ní hnojivo na bázi síranu amonného $(NH_4)_2SO_4$, které pomáhá zvýšit kyselost v důsledku hydrolýzy kationtu vyskytujícího se v půdě:
$NH_4^(+)+H_20⇄NH_3·H_2O$
Biologická role hydrolýzy některých solí, které tvoří naše tělo, je neocenitelná. Například krev obsahuje hydrogenuhličitan sodný a hydrogenfosforečnan sodný. Jejich úlohou je udržovat určitou reakci okolí. K tomu dochází v důsledku posunu v rovnováze procesů hydrolýzy:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Pokud je v krvi nadbytek iontů $H^(+)$, navážou se na hydroxidové ionty $OH^(-)$ a rovnováha se posune doprava. S přebytkem $OH^(-)$ hydroxidových iontů se rovnováha posouvá doleva. Díky tomu kyselost krve zdravého člověka mírně kolísá.
Další příklad: lidské sliny obsahují $HPO_4^(2-)$ ionty. Díky nim se v dutině ústní udržuje určité prostředí ($pH=7-7,5$).
Reakce roztoku látek v rozpouštědle může být tří typů: neutrální, kyselá a zásaditá. Reakce závisí na koncentraci vodíkových iontů H + v roztoku.
Čistá voda disociuje ve velmi malé míře na H + ionty a hydroxylové ionty OH - .
hodnota PH
Vodíkový index je pohodlný a obecně přijímaný způsob vyjádření koncentrace vodíkových iontů. Pro čistou vodu je koncentrace H + rovna koncentraci OH - a součin koncentrací H + a OH -, vyjádřený v gram-iontech na litr, je konstantní hodnota rovna 1,10 -14
Z tohoto produktu můžete vypočítat koncentraci vodíkových iontů: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.
Tento rovnovážný /"neutrální"/ stav se obvykle označuje pH 7/p - negativní logaritmus koncentrace, H - vodíkové ionty, 7 - exponent s opačným znaménkem/.
Roztok s pH větším než 7 je alkalický, je v něm méně H + iontů než OH -; roztok s pH menším než 7 je kyselý, obsahuje více H + iontů než OH -.
Kapaliny používané v praxi mají koncentraci vodíkových iontů, obvykle se měnící v rozmezí pH od 0 do 1
Indikátory
Indikátory jsou látky, které mění svou barvu v závislosti na koncentraci vodíkových iontů v roztoku. Pomocí indikátorů se zjišťuje reakce okolí. Nejznámějšími indikátory jsou brombenzen, bromthymol, fenolftalein, methyloranž aj. Každý z indikátorů pracuje v určitých mezích pH. Například bromthymol mění barvu ze žluté při pH 6,2 na modrou při pH 7,6; neutrální červený indikátor - od červené při pH 6,8 po žlutý při pH 8; brombenzen - od žluté při pH 4,0 po modrou při pH 5,6; fenolftalein - od bezbarvého při pH 8,2 po fialový při pH 10,0 atd.
Žádný z indikátorů nefunguje v celé škále pH od 0 do 14. V restaurátorské praxi však není nutné stanovovat vysoké koncentrace kyselin nebo zásad. Nejčastěji dochází k odchylkám 1 - 1,5 jednotek pH od neutrálního v obou směrech.
Pro stanovení reakce prostředí v restaurátorské praxi se používá směs různých indikátorů, vybraných tak, aby vyznačovaly sebemenší odchylky od neutrality. Tato směs se nazývá „univerzální indikátor“.
Univerzální indikátor je průhledná oranžová kapalina. S mírnou změnou prostředí směrem k alkalitě získává roztok indikátoru nazelenalý odstín se zvýšením alkality, stává se modrý. Čím větší je alkalita testované kapaliny, tím intenzivnější je modrá barva.
S mírnou změnou prostředí směrem k kyselosti se roztok univerzálního indikátoru stává růžovým, se zvýšením kyselosti - červeným (karmínovým nebo skvrnitým odstínem).
Ke změnám reakce prostředí v malbách dochází v důsledku jejich poškození plísní; Změny se často vyskytují v oblastech, kde byly štítky lepeny alkalickým lepidlem (kasein, kancelářské lepidlo atd.).
K provedení rozboru potřebujete kromě univerzálního indikátoru destilovanou vodu, čistý bílý filtrační papír a skleněnou tyčinku.
Průběh analýzy
Na filtrační papír se dá kapka destilované vody a nechá se nasáknout. Druhá kapka se aplikuje vedle této kapky a aplikuje se na testovací oblast. Pro lepší kontakt se papír s druhou kapkou nahoře přetře skleněnou policí. Poté se na filtrační papír v místech kapiček vody nanese kapka univerzálního indikátoru. Jako kontrola slouží první kapka vody, jejíž barva se porovnává s kapkou namočenou v roztoku z testovací oblasti. Nesoulad v barvě s kontrolní kapkou indikuje změnu - odchylku média od neutrálnosti.
NEUTRALIZACE ALKALICKÉHO PROSTŘEDÍ
Ošetřená oblast se navlhčí 2% vodným roztokem kyseliny octové nebo citronové. Za tímto účelem obtočte malé množství vaty kolem pinzety, navlhčete v kyselém roztoku, vytlačte a přiložte na naznačené místo.
Reakce určitě zkontrolujte univerzální ukazatel!
Proces pokračuje, dokud není celá oblast zcela neutralizována.
Po týdnu by se měla kontrola prostředí zopakovat.
NEUTRALIZACE KYSELÉHO MÉDIA
Ošetřená plocha se navlhčí 2% vodným roztokem hydrátu oxidu amonného /amoniak/. Postup neutralizace je stejný jako v případě alkalického média.
Kontrola prostředí by se měla opakovat po týdnu.
VAROVÁNÍ: Proces neutralizace vyžaduje velkou opatrnost, protože nadměrné ošetřování může vést k peroxidaci nebo alkalizaci ošetřované oblasti. Navíc voda v roztocích může způsobit smrštění plátna.