Săruri - Aceștia sunt compuși ionici când ajung în apă, se disociază în ioni. Intr-o solutie apoasa, acesti ioni sunt HIDRATATI - inconjurati de molecule de apa.
S-a descoperit că soluțiile apoase de multe săruri nu au un mediu neutru, dar sunt fie ușor acide, fie alcaline.
Explicația pentru aceasta este interacțiunea ionilor de sare cu apa. Acest proces se numește HIDROLIZĂ.
S-au format cationi și anioni o bază slabă sau un acid slab, reacționează cu apa, eliminând H sau OH din ea.
Motivul pentru aceasta: formarea unei legături MAI PUTERNICE decât în apa însăși.
În ceea ce privește apa, sărurile pot fi împărțite în 4 grupe:
1) O sare formată dintr-o bază tare și un acid tare - NU SE HIDROLIZA , doar in solutie se disociază în ioni.Mediul este neutru. EXEMPLU: Sărurile nu se hidrolizează - NaCl, KNO3, RbBr, Cs2SO4, KClO3 etc. În soluție, aceste săruri numai disocia: Cs2SO4 à 2 Cs++SO42- | 2) O sare formată dintr-o bază tare și un acid slab - hidroliza PRIN ANION . Anionul unui acid slab extrage ionii de hidrogen din apă și îi leagă. În soluție se formează un exces de ioni OH este un mediu alcalin. EXEMPLU: Sărurile sunt supuse hidrolizei la anion - Na2S, KF, K3PO4, Na2CO3, Cs2SO3, KCN, KClO și sărurile acide ale acestor acizi. K3 P.O. 4 – o sare formata dintr-un acid slab si o baza tare. Anionul fosfat este hidrolizat. P.O.4 3- + NON⇄ NPO42-+OH- K3 P.O.4 + H2O⇄ K2NPO4 + KON (aceasta este prima etapă a hidrolizei, restul de 2 apar într-o măsură foarte mică) |
3) sare,format dintr-o bază slabă și un acid puternic - hidroliza PRIN CATION . Un cation al unei baze slabe extrage ionul OH- din apă și îl leagă. Ionii în exces rămân în soluție H+ - mediul este acid. EXEMPLU: Sărurile suferă hidroliză prin cationi - CuCl2, NH4Cl, Al(NO3)3, Cr2(SO4)3. Cu ASA DE4 – o sare formata dintr-o baza slaba si un acid tare. Cationul de cupru este hidrolizat: Cu+2 + NON⇄ CuOH+ + H+ 2 CuSO4 +2 H2 O ⇄ (CuOH)2 ASA DE4 + H2 ASA DE4 | 4) Sare formată dintr-o bază slabă și un acid slab - hidroliza ATĂ A CATIONULUI ȘI A ANIONULUI. Dacă oricare dintre produse este eliberat ca sediment sau gaz, atunci hidroliză ireversibil , dacă ambii produși de hidroliză rămân în soluție - hidroliză reversibil. EXEMPLU: Sărurile sunt hidrolizate - Al2S3,Cr2S3(ireversibil): Al2S3 + H2Oà Al(OH)3¯ +H2S NH4F, CH3COONH4 (reversibil) NH4F+H2 O⇄ NH4OH + HF |
Hidroliza reciprocă a două săruri.
Apare atunci când se încearcă obținerea, printr-o reacție de schimb, a sărurilor care sunt complet hidrolizate într-o soluție apoasă. În acest caz, are loc hidroliza reciprocă - adică cationul metalic leagă grupările OH, iar anionul acid se leagă de H+
1) Săruri metalice cu stare de oxidare +3 și săruri ale acizilor volatili (carbonați, sulfuri, sulfiți)– în timpul hidrolizei lor reciproce se formează un precipitat de hidroxid și un gaz:
2AlCl3 + 3K2S + 6H2O până la 2Al(OH)3¯ + 3H2S + 6KCl
(Fe3+, Cr3+) (SO32-, CO32-) (SO2, CO2)
2) Săruri ale metalelor cu stare de oxidare +2 (cu excepția calciului, stronțiului și bariului) și carbonaților solubili hidrolizează de asemenea împreună, dar în acest caz se formează un precipitat de carbonat metalic BASIC:
2 CuCl2 + 2Na2CO3 + H2O à (CuOH)2CO3 + CO2 + 4 NaCl
(toate 2+, cu excepția Ca, Sr, Ba)
Caracteristicile procesului de hidroliză:
1) Procesul de hidroliză este reversibil, nu merge până la final, ci doar până în momentul ECHILIBRIULUI;
2) Procesul de hidroliză este inversul reacției de NEUTRALIZARE, prin urmare, hidroliza este endotermic proces (se continuă cu absorbția căldurii).
KF + H2O ⇄ HF + KOH – Q
Ce factori favorizează hidroliza?
1. Incalzi - odata cu cresterea temperaturii, echilibrul se deplaseaza catre reactia ENDTERMICA - hidroliza creste;
2. Adăugarea apei– deoarece apa este materia primă în reacția de hidroliză, diluarea soluției crește hidroliza.
Cum să suprimați (slăbiți) procesul de hidroliză?
Este adesea necesar să se prevină hidroliza. Pentru aceasta:
1. Solutia se face cât se poate de concentrat (reduceți cantitatea de apă);
2. Pentru a muta echilibrul la stânga adăugați unul dintre produșii de hidroliză –acid, dacă hidroliza are loc la cation sau alcali, dacă hidroliza are loc la anion.
Exemplu: cum se suprimă hidroliza clorurii de aluminiu?
Clorura de aluminiuAlCl3 - este o sare formată dintr-o bază slabă și un acid puternic - se hidrolizează într-un cation:
Al+3 + HOH ⇄ AlOH +2 + H+
Mediul este acid. Prin urmare, trebuie adăugat mai mult acid pentru a suprima hidroliza. În plus, soluția trebuie făcută cât mai concentrată posibil.
Hidroliza este interacțiunea substanțelor cu apa, în urma căreia mediul soluției se modifică.
Cationii și anionii electroliților slabi sunt capabili să interacționeze cu apa pentru a forma compuși sau ioni stabili, ușor disociabili, în urma cărora mediul soluției se modifică. Formulele pentru apă în ecuațiile de hidroliză sunt de obicei scrise ca H-OH. Când reacționează cu apa, cationii bazelor slabe îndepărtează ionii hidroxil din apă și se formează H + în exces în soluție. Mediul soluției devine acid. Anionii acizilor slabi atrag H + din apă, iar reacția mediului devine alcalină.
În chimia anorganică, cel mai adesea unul trebuie să se ocupe de hidroliza sărurilor, adică. cu interacțiunea de schimb a ionilor de sare cu moleculele de apă în procesul de dizolvare a acestora. Există 4 opțiuni pentru hidroliză.
1. O sare este formată dintr-o bază tare și un acid tare.
Această sare practic nu suferă hidroliză. În acest caz, echilibrul disocierii apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat, prin urmare pH = 7, mediul este neutru.
Na + + H 2 O Cl - + H 2 O 
2. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze tare și un anion al unui acid slab, atunci la anion are loc hidroliza.
Na2CO3 + HOH NaHC03 + NaOH
Deoarece ionii OH - se acumulează în soluție, mediul este alcalin, pH>7.
3. Dacă o sare este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic, atunci are loc hidroliza de-a lungul cationului.
Cu 2+ + HOH CuOH + + H +
СuCl 2 + HOH CuOHCI + HCl
Deoarece ionii H + se acumulează în soluție, mediul este acid, pH<7.
4. O sare formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid slab suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.
CH 3 COONH 4 + HOH NH 4 OH + CH 3 COOH
CH3COO‑+ 
+ HOH NH4OH + CH3COOH
Soluțiile de astfel de săruri au fie un mediu ușor acid, fie ușor alcalin, de exemplu. valoarea pH-ului este apropiată de 7. Reacția mediului depinde de raportul constantelor de disociere ale acidului și bazei. Hidroliza sărurilor formate din acizi și baze foarte slabe este practic ireversibilă. Acestea sunt în principal sulfuri și carbonați de aluminiu, crom și fier.
Al2S3 + 3HOH2Al(OH)3 + 3H2S
Atunci când se determină mediul unei soluții de sare, este necesar să se țină cont de faptul că mediul soluției este determinat de componenta puternică. Dacă sarea este formată dintr-un acid, care este un electrolit puternic, atunci soluția este acidă. Dacă baza este un electrolit puternic, atunci este alcalin.
Exemplu. Soluția are un mediu alcalin
1) Pb(N03)2; 2) Na2C03; 3) NaCI; 4) NaNO3
1) azotat de Pb(NO3)2 plumb(II). Sarea este formată dintr-o bază slabă și acid puternic, înseamnă mediul de soluție acru.
2) Na2C03 carbonat de sodiu. S-a format sare fundație puternicăși un acid slab, ceea ce înseamnă mediul de soluție alcalin.
3) NaCI; 4) NaNO3 Sărurile sunt formate din baza tare NaOH și acizii tari HCl și HNO3. Mediul de soluție este neutru.
Răspuns corect 2) Na2CO3
Hârtia indicatoare a fost scufundată în soluțiile sărate. În soluțiile de NaCl și NaNO 3 nu și-a schimbat culoarea, ceea ce înseamnă mediul soluției neutru. În soluție, Pb(NO 3) 2 devine roșu, mediul soluției acru.Într-o soluție, Na 2 CO 3 devine albastru, mediul soluției alcalin.
Hidroliza sărurilor. Mediu soluție apoasă: acid, neutru, alcalin
Conform teoriei disocierii electrolitice, într-o soluție apoasă, particulele de dizolvat interacționează cu moleculele de apă. O astfel de interacțiune poate duce la o reacție de hidroliză (din greacă. hidro- apa, liza- dezintegrare, descompunere).
Hidroliza este reacția de descompunere metabolică a unei substanțe cu apa.
Diverse substanțe suferă hidroliză: anorganice - săruri, carburi și hidruri metalice, halogenuri nemetalice; organic - haloalcani, esteri și grăsimi, carbohidrați, proteine, polinucleotide.
Soluțiile apoase de săruri au diferite valori ale pH-ului și diferite tipuri de medii - acide ($pH 7$), neutre ($pH = 7$). Acest lucru se explică prin faptul că sărurile din soluții apoase pot suferi hidroliză.
Esența hidrolizei se rezumă la interacțiunea chimică a schimbului de cationi sau anioni de sare cu moleculele de apă. Ca rezultat al acestei interacțiuni, se formează un compus ușor disociant (electrolit slab). Iar într-o soluție apoasă de sare apare un exces de ioni liberi $H^(+)$ sau $OH^(-)$, iar soluția de sare devine acidă sau, respectiv, alcalină.
Clasificarea sărurilor
Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul reacției unei baze cu un acid. De exemplu, sarea $KClO$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HClO$.
În funcție de puterea bazei și a acidului, se pot distinge patru tipuri de săruri.
Să luăm în considerare comportamentul sărurilor de diferite tipuri în soluție.
1. Săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab.
De exemplu, sarea cianura de potasiu $KCN$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HCN$:
$(KOH)↙(\text"bază puternică de monoacid")←KCN→(HCN)↙(\text"monoacid slab")$
1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuație
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$
$KCN=K^(+)+CN^(-)$
Ionii $Н^(+)$ și $CN^(-)$ formați în timpul acestor procese interacționează între ei, legându-se în moleculele unui electrolit slab - acidul cianhidric $HCN$, în timp ce hidroxidul - $ОН^(-) ionul $ rămâne în soluție, determinându-și astfel mediul alcalin. Hidroliza are loc la anionul $CN^(-)$.
Să notăm ecuația ionică completă a procesului în curs (hidroliză):
$K^(+)+CN^(-)+H_2O(⇄)↖(←)HCN+K^(+)+OH^(-).$
Acest proces este reversibil, iar echilibrul chimic este deplasat spre stânga (spre formarea substanțelor inițiale), deoarece apa este un electrolit mult mai slab decât acidul cianhidric $HCN$.
$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$
Ecuația arată că:
a) în soluție există ioni de hidroxid liber $OH^(-)$, iar concentrația lor este mai mare decât în apa pură, prin urmare soluția de sare $KCN$ are mediu alcalin($pH > 7$);
b) Ionii $CN^(-)$ participă la reacția cu apa, în acest caz ei spun că hidroliza anionică. Alte exemple de anioni care reacționează cu apa:
Să luăm în considerare hidroliza carbonatului de sodiu $Na_2CO_3$.
$(NaOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"acid dibazic slab")$
Hidroliza sării are loc la anionul $CO_3^(2-)$.
$2Na^(+)+CO_3^(2-)+H_2O(⇄)↖(←)HCO_3^(-)+2Na^(+)+OH^(-).$
$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$
Produse de hidroliza - sare acidă$NaHCO_3$ și hidroxid de sodiu $NaOH$.
Mediul unei solutii apoase de carbonat de sodiu este alcalin ($pH > 7$), deoarece concentratia ionilor $OH^(-)$ in solutie creste. Sarea acidă $NaHCO_3$ poate suferi și hidroliză, care apare într-o măsură foarte mică și poate fi neglijată.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza anionică:
a) după anion, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;
b) echilibrul chimic în astfel de reacții este puternic deplasat spre stânga;
c) reacţia mediului în soluţii de săruri similare este alcalină ($pH > 7$);
d) hidroliza sărurilor formate din acizi polibazici slabi produce săruri acide.
2. Săruri formate dintr-un acid puternic și o bază slabă.
Să luăm în considerare hidroliza clorurii de amoniu $NH_4Cl$.
$(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"acid monobazic puternic")$
Într-o soluție apoasă de sare au loc două procese:
1) ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi simplificată prin ecuația:
$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$
2) disocierea completă a sării (electrolit puternic):
$NH_4Cl=NH_4^(+)+Cl^(-)$
Ionii $OH^(-)$ și $NH_4^(+)$ rezultați interacționează între ei pentru a produce $NH_3·H_2O$ (electrolit slab), în timp ce ionii $H^(+)$ rămân în soluție, determinând mediu cel mai acid.
Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:
$NH_4^(+)+Cl^(-)+H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+Cl^(-)NH_3·H_2O$
Procesul este reversibil, echilibrul chimic este deplasat spre formarea substanțelor inițiale, deoarece apa $Н_2О$ este un electrolit mult mai slab decât hidratul de amoniac $NH_3·H_2O$.
Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:
$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3·H_2O.$
Ecuația arată că:
a) există ioni de hidrogen liberi $H^(+)$ în soluție, iar concentrația lor este mai mare decât în apa pură, prin urmare soluția de sare are mediu acid($pH
b) cationii de amoniu $NH_4^(+)$ participă la reacția cu apa; în acest caz ei spun că vine hidroliza prin cation.
La reacția cu apa pot participa și cationi cu încărcare multiplă: dublu încărcat$М^(2+)$ (de exemplu, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), cu excepția cationilor metalelor alcalino-pământoase, cu trei încărcătoare$M^(3+)$ (de exemplu, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).
Să luăm în considerare hidroliza azotatului de nichel $Ni(NO_3)_2$.
$(Ni(OH)_2)↙(\text"bază diacid slabă")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"acid monobazic puternic")$
Hidroliza sării are loc la cationul $Ni^(2+)$.
Ecuația ionică completă pentru hidroliză este:
$Ni^(2+)+2NO_3^(-)+H_2O(⇄)↖(←)NiOH^(+)+2NO_3^(-)+H^(+)$
Ecuație ionică abreviată pentru hidroliză:
$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$
Produse de hidroliza - sare de bază$NiOHNO_3$ și acid azotic $HNO_3$.
Mediul unei soluții apoase de azotat de nichel este acid ($рН
Hidroliza sării $NiOHNO_3$ are loc într-o măsură mult mai mică și poate fi neglijată.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza cationică:
a) conform cationului, sărurile, de regulă, sunt hidrolizate reversibil;
b) echilibrul chimic al reacţiilor este puternic deplasat spre stânga;
c) reacția mediului în soluții de astfel de săruri este acidă ($pH
d) hidroliza sărurilor formate din baze poliacide slabe produce săruri bazice.
3. Săruri formate dintr-o bază slabă și un acid slab.
Este evident deja clar pentru tine că astfel de săruri suferă hidroliza atât a cationului, cât și a anionului.
Un cation de bază slab leagă ionii $OH^(-)$ din moleculele de apă, formând fundație slabă; anionul unui acid slab leagă ionii $H^(+)$ din moleculele de apă, formând acid slab. Reacția soluțiilor acestor săruri poate fi neutră, slab acidă sau ușor alcalină. Aceasta depinde de constantele de disociere ale celor doi electroliți slabi - acid și bază, care se formează ca urmare a hidrolizei.
De exemplu, luați în considerare hidroliza a două săruri: acetat de amoniu $NH_4(CH_3COO)$ și formiat de amoniu $NH_4(HCOO)$:
1) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(CH_3COO)→(CH_3COOH)↙(\text"acid monobazic puternic");$
2) $(NH_3·H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4(HCOO)→(HCOOH)↙(\text"acid monobazic slab").$
În soluțiile apoase ale acestor săruri, cationii bazei slabe $NH_4^(+)$ interacționează cu ionii hidroxi $OH^(-)$ (amintim că apa disociază $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ ), iar anionii acizi slabi $CH_3COO^(-)$ si $HCOO^(-)$ interactioneaza cu cationii $Н^(+)$ pentru a forma molecule de acizi slabi - acetic $CH_3COOH$ si formic $HCOOH$.
Să scriem ecuațiile ionice ale hidrolizei:
1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3·H_2O;$
2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCOOH.$
În aceste cazuri, hidroliza este de asemenea reversibilă, dar echilibrul este deplasat către formarea produselor de hidroliză - doi electroliți slabi.
In primul caz, mediul solutie este neutru ($pH = 7$), deoarece $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3·H_2O)=1,8·10^(-5)$. În al doilea caz, mediul de soluție este slab acid ($pH
După cum ați observat deja, hidroliza majorității sărurilor este un proces reversibil. Într-o stare de echilibru chimic, doar o parte din sare este hidrolizată. Cu toate acestea, unele săruri sunt complet descompuse de apă, adică. hidroliza lor este un proces ireversibil.
În tabelul „Solubilitatea acizilor, bazelor și sărurilor în apă” veți găsi o notă: „se descompun într-un mediu apos” - aceasta înseamnă că astfel de săruri suferă hidroliză ireversibilă. De exemplu, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ din apă suferă hidroliză ireversibilă, deoarece ionii $H^(+)$ care apar în timpul hidrolizei cationului sunt legați de ionii $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei anionului. Aceasta îmbunătățește hidroliza și duce la formarea de hidroxid de aluminiu insolubil și hidrogen sulfurat gazos:
$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$
Prin urmare, sulfura de aluminiu $Al_2S_3$ nu poate fi obținută printr-o reacție de schimb între soluții apoase a două săruri, de exemplu, clorură de aluminiu $AlCl_3$ și sulfură de sodiu $Na_2S$.
Sunt posibile și alte cazuri de hidroliză ireversibilă, ele nu sunt greu de prezis, deoarece pentru ca procesul să fie ireversibil, este necesar ca cel puțin unul dintre produșii de hidroliză să părăsească sfera de reacție.
Pentru a rezuma ceea ce ați învățat atât despre hidroliza cationică, cât și despre hidroliza anioică:
a) dacă sărurile sunt hidrolizate reversibil atât la cation, cât și la anion, atunci echilibrul chimic în reacțiile de hidroliză este deplasat spre dreapta;
b) reacția mediului este fie neutră, fie slab acidă, fie slab alcalină, ceea ce depinde de raportul dintre constantele de disociere ale bazei și acidului rezultat;
c) sărurile pot hidroliza atât cationul, cât și anionul ireversibil dacă cel puțin unul dintre produșii de hidroliză părăsește sfera de reacție.
4. Sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare nu suferă hidroliză.
Evident că ai ajuns chiar tu la această concluzie.
Să luăm în considerare comportamentul clorurii de potasiu $KCl$ într-o soluție.
$(KOH)↙(\text"bază mono-acid puternic")←KCl→(HCl)↙(\text"mono-acid puternic").$
Sarea dintr-o soluție apoasă se disociază în ioni ($KCl=K^(+)+Cl^(-)$), dar atunci când interacționează cu apa, nu se poate forma un electrolit slab. Mediul de soluţie este neutru ($pH=7$), deoarece concentrațiile ionilor $H^(+)$ și $OH^(-)$ în soluție sunt egale, ca și în apa pură.
Alte exemple de astfel de săruri includ halogenuri de metale alcaline, nitraţi, percloraţi, sulfaţi, cromaţi şi dicromaţi, halogenuri de metale alcalino-pământoase (altele decât fluorurile), nitraţi şi percloraţi.
De asemenea, trebuie menționat că reacția de hidroliză reversibilă se supune în totalitate principiului lui Le Chatelier. De aceea hidroliza sării poate fi îmbunătățită(și chiar să o facă ireversibilă) în următoarele moduri:
a) adăugați apă (reduceți concentrația);
b) încălziți soluția, ceea ce crește disociația endotermă a apei:
$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,
ceea ce înseamnă că cantitatea de $H^(+)$ și $OH^(-)$, care sunt necesare pentru hidroliza sării, crește;
c) se leagă unul dintre produșii de hidroliză într-un compus puțin solubil sau se îndepărtează unul dintre produși în fază gazoasă; de exemplu, hidroliza cianurii de amoniu $NH_4CN$ va fi îmbunătățită semnificativ datorită descompunerii hidratului de amoniac pentru a forma amoniac $NH_3$ și apă $H_2O$:
$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3·H_2O+HCN.$
$NH_3()↖(⇄)H_2$
Hidroliza sărurilor
Legendă:
Hidroliza poate fi suprimată (reducerea semnificativă a cantității de sare care este hidrolizată) făcând următoarele:
a) crește concentrația substanței dizolvate;
b) se răcește soluția (pentru a reduce hidroliza, soluțiile sărate trebuie păstrate concentrate și la temperaturi scăzute);
c) introduceți în soluție unul dintre produșii de hidroliză; de exemplu, acidificați soluția dacă mediul său ca rezultat al hidrolizei este acid sau alcalinizați dacă este alcalin.
Înţeles hydrolysis
Hidroliza sărurilor are semnificație atât practică, cât și biologică. Chiar și în antichitate, cenușa era folosită ca detergent. Cenușa conține carbonat de potasiu $K_2CO_3$, care se hidrolizează în anion în apă, soluția apoasă devine săpunoasă datorită ionilor $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei;
În prezent, în viața de zi cu zi folosim săpun, praf de spălat și alți detergenți. Componenta principală a săpunului este sărurile de sodiu și potasiu ale acizilor carboxilici grași superiori: stearații, palmitații, care sunt hidrolizați.
Hidroliza stearatului de sodiu $C_(17)H_(35)COONa$ este exprimată prin următoarea ecuație ionică:
$C_(17)H_(35)COO^(-)+H_2O⇄C_(17)H_(35)COOH+OH^(-)$,
acestea. soluția are un mediu ușor alcalin.
Sărurile acizilor anorganici (fosfați, carbonați) sunt adăugate special în compoziția pudrelor de spălat și a altor detergenți, care sporesc efectul de curățare prin creșterea pH-ului mediului.
Sărurile care creează mediul alcalin necesar al soluției sunt conținute în revelatorul fotografic. Acestea sunt carbonatul de sodiu $Na_2CO_3$, carbonatul de potasiu $K_2CO_3$, boraxul $Na_2B_4O_7$ și alte săruri care se hidrolizează la nivelul anionului.
Dacă aciditatea solului este insuficientă, plantele dezvoltă o boală numită cloroză. Simptomele sale sunt îngălbenirea sau albirea frunzelor, întârzierea creșterii și dezvoltării. Dacă $pH_(sol) > 7,5$, atunci i se adaugă îngrășământ cu sulfat de amoniu $(NH_4)_2SO_4$, care ajută la creșterea acidității datorită hidrolizei cationului care are loc în sol:
$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3·H_2O$
Rolul biologic al hidrolizei anumitor săruri care alcătuiesc corpul nostru este de neprețuit. De exemplu, sângele conține bicarbonat de sodiu și săruri de hidrogenofosfat de sodiu. Rolul lor este de a menține o anumită reacție a mediului. Acest lucru se întâmplă din cauza unei schimbări în echilibrul proceselor de hidroliză:
$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$
$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$
Dacă în sânge există un exces de ioni $H^(+)$, aceștia se leagă de ionii de hidroxid $OH^(-)$, iar echilibrul se deplasează spre dreapta. Cu un exces de ioni de hidroxid $OH^(-)$, echilibrul se deplasează spre stânga. Din acest motiv, aciditatea sângelui unei persoane sănătoase fluctuează ușor.
Un alt exemplu: saliva umană conține ioni $HPO_4^(2-)$. Datorită acestora se menține un anumit mediu în cavitatea bucală ($pH=7-7,5$).
Reacția unei soluții de substanțe într-un solvent poate fi de trei tipuri: neutră, acidă și alcalină. Reacția depinde de concentrația ionilor de hidrogen H + din soluție.
Apa pură se disociază într-o măsură foarte mică în ioni H + și ioni hidroxil OH - .
Valoarea pH-ului
Indicele de hidrogen este o modalitate convenabilă și general acceptată de exprimare a concentrației ionilor de hidrogen. Pentru apa pură, concentrația de H + este egală cu concentrația de OH -, iar produsul concentrațiilor de H + și OH -, exprimat în ioni gram pe litru, este o valoare constantă egală cu 1,10 -14
Din acest produs se poate calcula concentrația ionilor de hidrogen: =√1,10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.
Această stare de echilibru /„neutră”/ este de obicei notă cu pH 7/p - logaritmul negativ al concentrației, H - ioni de hidrogen, 7 - exponentul cu semnul opus/.
O soluție cu un pH mai mare de 7 este alcalină, există mai puțini ioni H + în ea decât OH -; o soluție cu un pH mai mic de 7 este acidă, conține mai mulți ioni H + decât OH -.
Lichidele utilizate în practică au o concentrație de ioni de hidrogen, variind de obicei în intervalul de pH de la 0 la 1
Indicatori
Indicatorii sunt substanțe care își schimbă culoarea în funcție de concentrația ionilor de hidrogen din soluție. Cu ajutorul indicatorilor se determină reacția mediului. Cei mai cunoscuți indicatori sunt bromobenzen, bromotimol, fenolftaleina, metil portocală etc. Fiecare dintre indicatori funcționează în anumite limite de pH. De exemplu, bromotimolul își schimbă culoarea de la galben la pH 6,2 la albastru la pH 7,6; indicator roșu neutru - de la roșu la pH 6,8 la galben la pH 8; bromobenzen - de la galben la pH 4,0 la albastru la pH 5,6; fenolftaleină - de la incolor la pH 8,2 la violet la pH 10,0 etc.
Niciunul dintre indicatori nu funcționează pe întreaga scară de pH de la 0 la 14. Cu toate acestea, în practica de restaurare nu este necesar să se determine concentrații mari de acizi sau alcaline. Cel mai adesea există abateri de 1 - 1,5 unități de pH de la neutru în ambele direcții.
Pentru a determina reacția mediului în practica de restaurare, se folosește un amestec de diverși indicatori, selectați în așa fel încât să marcheze cele mai mici abateri de la neutralitate. Acest amestec este numit „indicator universal”.
Indicatorul universal este un lichid portocaliu transparent. Odată cu o ușoară modificare a mediului spre alcalinitate, soluția indicator capătă o nuanță verzuie cu o creștere a alcalinității, devine albastră. Cu cât alcalinitatea lichidului de testat este mai mare, cu atât culoarea albastră devine mai intensă.
Odată cu o ușoară schimbare a mediului înspre aciditate, soluția indicatorului universal devine roz, cu o creștere a acidității - roșu (carmin sau nuanță patată).
Modificări în reacția mediului în picturi apar ca urmare a deteriorarii mucegaiului; Schimbările se găsesc adesea în zonele în care etichetele au fost lipite cu lipici alcalin (cazeină, lipici de birou etc.).
Pentru a efectua analiza, aveți nevoie, pe lângă un indicator universal, de apă distilată, hârtie de filtru albă curată și o baghetă de sticlă.
Progresul analizei
O picătură de apă distilată se pune pe hârtie de filtru și se lasă să se înmoaie. O a doua picătură este aplicată lângă această picătură și aplicată pe zona de testare. Pentru un contact mai bun, hârtia cu a doua picătură deasupra este frecată cu un raft de sticlă. Apoi, o picătură de indicator universal este aplicată pe hârtia de filtru în zonele picăturilor de apă. Prima picătură de apă servește drept control, a cărei culoare este comparată cu o picătură înmuiată în soluția din zona de testare. O discrepanță de culoare cu picătura de control indică o schimbare - o abatere a mediului de la neutru.
NEUTRALIZAREA MEDIULUI ALCALIN
Zona tratată este umezită cu o soluție apoasă 2% de acid acetic sau citric. Pentru a face acest lucru, înfășurați o cantitate mică de vată în jurul pensetei, umeziți-o într-o soluție acidă, stoarceți-o și aplicați-o pe zona indicată.
Reacţie asigurați-vă că verificați indicator universal!
Procesul continuă până când întreaga zonă este complet neutralizată.
După o săptămână, verificarea mediului trebuie repetată.
NEUTRALIZAREA MEDIULUI ACID
Zona tratată este umezită cu o soluție apoasă 2% de oxid de amoniu hidrat/amoniac/. Procedura de neutralizare este aceeași ca și în cazul unui mediu alcalin.
Verificarea mediului trebuie repetată după o săptămână.
AVERTIZARE: Procesul de neutralizare necesită o grijă deosebită, deoarece tratamentul excesiv poate duce la peroxidarea sau alcalinizarea zonei tratate. În plus, apa din soluții poate determina micșorarea pânzei.