Slaba baza jake kiseline. Jaka kiselina i jaka baza

Konstanta hidrolize jednaka je omjeru proizvoda koncentracija
proizvodi hidrolize do koncentracije nehidrolizirane soli.

Primjer 1. Izračunati stupanj hidrolize NH 4 Cl.

Odluka: Iz tablice nalazimo Kd (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -3, dakle

Kγ \u003d Kv / Kd k \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 ∙ 10 -3 \u003d 5,56 ∙ 10 -10.

Primjer 2. Izračunajte stupanj hidrolize ZnCl 2 u jednom koraku u 0,5 M rastvoru.

Odluka: Jonska jednadžba hidrolize Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH + 1 \u003d 1,5 ∙ 10 -9; hγ \u003d √ (Kw / [Kd glavni ∙ Cm]) \u003d 10 -14 / 1,5 ∙ 10 -9 ∙ 0,5 \u003d 0,36 ∙ 10 -2 (0,36%).

Primjer 3.Sastavite jonsko-molekularne i molekularne jednačine hidrolize soli: a) KCN; b) Na 2 CO 3; c) ZnSO 4. Odrediti reakciju medija otopina ovih soli.

Odluka:a) Kalijum cijanid KCN je sol slabe monobazne kiseline (vidi Tabelu I dodatka) HCN i jake baze KOH. Kada se otope u vodi, molekuli KCN se potpuno disociraju na K + katione i CN - anione. K + kationi ne mogu vezati jone OH - vode, jer je KOH jak elektrolit. Anioni CN - vezuju jone H + vode, stvarajući molekule slabog elektrolita HCN. Sol se hidrolizira na anionu. Jednadžba jonsko-molekularne hidrolize

CN - + H 2 O HCN + OH -

ili u molekularnom obliku

KCN + H 2 O HCN + KOH

Kao rezultat hidrolize, u rastvoru se pojavljuje određeni višak OH - jona, pa otopina KCN ima alkalnu reakciju (pH\u003e 7).

b) Natrijum karbonat Na 2 CO 3 je sol slabe višebazne kiseline i jake baze. U ovom slučaju, anioni SO 3 2- soli, koji vežu vodonične jone vode, formiraju anione kisele soli HCO - 3, a ne molekule N 2 SO 3, jer se joni NSO - 3 razdvajaju mnogo teže nego molekuli N 2 SO 3. U normalnim uvjetima, hidroliza se odvija prema prvoj fazi. Sol se hidrolizira na anionu. Jednadžba jonsko-molekularne hidrolize

CO 2- 3 + H 2 O HCO - 3 + OH -

ili u molekularnom obliku

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

U otopini se pojavljuje višak OH - jona, pa otopina Na 2 CO 3 ima alkalnu reakciju (pH\u003e 7).

c) Cink sulfat ZnSO 4 je sol slabe višekiselinske baze Zn (OH) 2 i jake kiseline H2SO4. U ovom slučaju, kationi Zn + vezuju hidroksilne jone vode, formirajući katione osnovne soli ZnOH +. Ne dolazi do stvaranja molekula Zn (OH) 2, jer se joni ZnOH + disociraju mnogo teže od molekula Zn (OH) 2. U normalnim uvjetima, hidroliza se odvija prema prvoj fazi. Sol je hidrolizirana kationom. Jednadžba jonsko-molekularne hidrolize

Zn 2+ + H 2 O ZnOH + + H +

ili u molekularnom obliku

2ZnSO 4 + 2N 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

U otopini se pojavljuje višak jona vodonika, pa otopina ZnSO 4 ima kiselu reakciju (pH< 7).

Primjer 4.Koji proizvodi nastaju miješanjem otopina A1 (NO 3) 3 i K 2 CO 3? Sastaviti jednadžbe jonsko-molekularne i molekularne reakcije.

Odluka.Sol A1 (NO 3) 3 hidrolizira kation, a K 2 CO 3 anion:

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2- 3 + H 2 O NSO - s + OH -

Ako su otopine ovih soli u jednoj posudi, tada dolazi do međusobnog jačanja hidrolize svake od njih, jer ioni H + i OH - tvore molekul slabog elektrolita H 2 O. U ovom slučaju, hidrolitička ravnoteža pomakne se udesno i hidroliza svake uzete soli ide do kraja sa tvorbom A1 (OH) 3 i CO 2 (H 2 CO 3). Jonsko-molekularna jednadžba:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (ON) 3 + ZSO 2

molekularna jednadžba: ZCO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ZK 2 SO 3 + DN 2 O \u003d 2A1 (ON) 3

ELEKTROLITI- Tvari, rastvori ili otopine koje provode električnu struju.

NEELEKTROLITI- Tvari, otopine ili otopine koje ne provode električnu struju.

Disocijacija - razgradnja jedinjenja na jone.

Stepen disocijacije - odnos broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula u rastvoru.

JAKI ELEKTROLITI kada se otope u vodi, gotovo se potpuno disociraju na jone.

Pri pisanju jednadžbi disocijacije jakih elektrolita stavlja se znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

Rastvorljive soli ( vidi tabelu rastvorljivosti);

Mnoge anorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( gledaj kiselinski jaki elektroliti u tablici rastvorljivosti);

Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalijskih (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metala ( vidi u tabeli rastvorljivosti elektrolite jake baze).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim rastvorima se samo delimično (reverzibilno) disocira na jone.

Pri pisanju jednadžbi disocijacije slabih elektrolita stavlja se znak reverzibilnosti.

Slabi elektroliti uključuju:

· Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

Neke anorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( gledaj kiseline su slabi elektroliti u tablici topljivosti);

Netopljivi hidroksidi metala (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vidi razloge-cslabi elektroliti u tablici rastvorljivosti).

Nekoliko faktora utiče na stepen elektrolitske disocijacije:

prirodu rastvarača i elektrolit: jaki elektroliti su supstance sa jonskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra jonizujuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije supstanci posjeduju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čiji su molekuli polarni (na primjer, voda);

temperatura: budući da je disocijacija endotermni proces, porast temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kada se otopina razrijedi, stupanj disocijacije se povećava, a s povećanjem koncentracije opada;

faza disocijacije: svaka naredna faza je manje efikasna od prethodne, za oko 1000-10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1\u003e α 2\u003e α 3:

H3PO4⇄N ++ H2PO - 4 (prva faza, α 1),

H2PO - 4⇄N ++ HPO2−4 (drugi stupanj, α 2),

NPO2−4⇄N ++ PO3−4 (treća faza, α 3).

Iz tog je razloga koncentracija vodonikovih jona u rastvoru ove kiseline najviša, a fosfatnih jona PO3−4 najniža.

1. Topivost i stepen disocijacije supstance nisu međusobno povezani. Na primjer, octena kiselina, koja je lako (neograničeno) topljiva u vodi, slab je elektrolit.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih jona koji nastaju u posljednjem stupnju elektrolitske disocijacije

Na stepen elektrolitske disocijacije takođe utiče dodavanje drugih elektrolita: na primjer, stepen disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

smanjuje se ako se otopini doda malo natrijum-formata. Ova sol disocira sa stvaranjem formiatnih jona HCOO -:

HCOONa → HCOO - + Na +

Kao rezultat, koncentracija NSOO– jona u otopini se povećava, a prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije iona formata pomiče ravnotežu disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. stepen disocijacije se smanjuje.

Ostwaldov zakon razrjeđenja - odnos koji izražava zavisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine slabog binarnog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, koncentracija i vrijednosti ekvivalentne električne provodljivosti pri koncentraciji, odnosno pri beskonačnom razrjeđivanju. Odnos je posljedica zakona o masovnom djelovanju i jednakosti

gdje je stepen disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja iznio je W. Ostwald 1888. godine, a također je empirijski potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razrjeđenja bilo je od velike važnosti za potkrepljivanje teorije elektrolitske disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. PH pH Voda je slab amfoterni elektrolit: N2O N + + ON- ili, tačnije: 2N2O \u003d N3O + + ON- Konstanta disocijacije vode na 25oS je: Ova konstantna vrijednost odgovara disocijaciji jednog od sto miliona molekula vode, stoga se koncentracija vode može smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol / l (gustoća vode 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, količina vodene supstance 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55, 55 mol / L). Tada je Ova vrijednost konstantna pri određenoj temperaturi (25 ° C), naziva se jonski proizvod vode KW: Disocijacija vode je endotermni proces, stoga, s porastom temperature u skladu s Le Chatelierovim principom, disocijacija raste, jonski proizvod se povećava i dostiže 10-13 na 100 ° C. U čistoj vodi na 25 ° S koncentracije vodonika i hidroksilnih jona jednake su jednake: \u003d \u003d 10-7 mol / l Otopine u kojima su koncentracije vodonika i hidroksilnih jona jednake nazivaju se neutralnim. Ako se u čistu vodu doda kiselina, koncentracija vodonikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol / l, medij će postati kiseo, dok će se koncentracija hidroksilnih jona trenutno promijeniti tako da jonski produkt vode zadrži svoj vrijednost 10-14. Isto će se dogoditi kada se alkaliji doda čista voda. Koncentracije vodonika i hidroksilnih jona povezane su kroz jonski proizvod, pa je, znajući koncentraciju jednog od jona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je \u003d 10-3 mol / l, tada je \u003d KW / \u003d 10-14 / 10-3 \u003d 10-11 mol / l, ili, ako je \u003d 10-2 mol / l, tada \u003d KW / \u003d 10- 14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Dakle, koncentracija vodonika ili hidroksilnih jona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili alkalnosti medija. U praksi ne koriste koncentracije vodonika ili hidroksilnih jona, već pokazatelje pH ili hidroksil pOH vodonika. PH je jednak negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodonikovih jona: pH \u003d - lg Hidroksilni eksponent pOH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih jona: pOH \u003d - lg Lako je pokazati uzimanjem jonski proizvod vode, taj pH + pOH \u003d 14 Ako je pH medija 7 - medij je neutralan, ako je manji od 7 kiseo, i što je niži pH, to je veća koncentracija vodonikovih jona. pH je veći od 7 - podloga je alkalna, što je veći pH, to je veća koncentracija hidroksilnih jona.

Baze (hidroksidi) - složene supstance čiji molekuli sadrže jednu ili više hidroksi OH grupa. Baze se najčešće sastoje od atoma metala i OH grupe. Na primjer, NaOH je natrijum hidroksid, Ca (OH) 2 je kalcijum hidroksid itd.

Postoji baza - amonijum hidroksid, u kojoj je hidroksi grupa vezana ne za metal, već za NH 4 + jon (amonijum kation). Amonijev hidroksid nastaje otapanjem amonijaka u vodi (reakcija dodavanja vode amonijaku):

NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH (amonijum hidroksid).

Valensija hidroksi grupe je 1. Broj hidroksilne grupe u molekuli baze ovisi o valenciji metala i jednak mu je. Na primjer, NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 itd.

Svi razlozi - čvrste materije koje imaju različite boje. Neke baze su lako rastvorljive u vodi (NaOH, KOH, itd.). Međutim, većina ih se ne rastvara u vodi.

Baze topive u vodi nazivaju se lužinama. Alkalne otopine su "sapunaste", skliske na dodir i prilično kaustične. Alkalije uključuju hidrokside alkalijskih i zemnoalkalnih metala (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 itd.)). Ostalo je netopivo.

Netopive baze- ovo je amfoterni hidroksidi, koji u interakciji s kiselinama djeluju kao baze i ponašaju se s lužinama kao kiseline.

Različite baze se razlikuju u sposobnosti razdvajanja hidroksi grupa, pa se dijele na jake i slabe baze.

Jake baze u vodenim rastvorima lako se odriču svojih hidroksi grupa, dok slabe ne.

Hemijska svojstva baza

Hemijska svojstva baza karakteriziraju njihov odnos prema kiselinama, anhidridima kiselina i solima.

1. Indikatori uticaja... Indikatori mijenjaju boju u zavisnosti od interakcije sa različitim hemikalijama. U neutralnim otopinama - imaju jednu boju, u kiselinskim otopinama - drugu. Pri interakciji s bazama mijenjaju boju: indikator metiloranže postaje žuti, a lakmus indikator plava boja, a fenolftalein postaje fuksija.

2. U interakciji sa kiselim oksidima sa stvaranje soli i vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reaguje sa kiselinama, formirajući sol i vodu. Reakcija interakcije baze s kiselinom naziva se reakcijom neutralizacije, jer nakon završetka medij postaje neutralan:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagirajte sa solima, formiranje nove soli i baze:

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

5. Sposoban da se razgradi zagrijavanjem u vodu i osnovni oksid:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20.

Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o temeljima?
Da biste dobili pomoć od nastavnika - registrirajte se.
Prva lekcija je besplatna!

web lokacija, s potpunim ili djelomičnim kopiranjem materijala, potrebna je veza do izvora.

Hidroliza soli "- Da se formira razumijevanje hemije kao proizvodna snaga društvo. Octena kiselina CH3COOH je najstarija organska kiselina. U kiselinama - karboksilnim skupinama, ali sve kiseline ovdje su slabe.

Sve kiseline, njihova svojstva i baze dijele se na jake i slabe. Na primjer, ne možete napraviti koncentrirani rastvor slabe kiseline ili razrijeđeni rastvor jake baze. U ovom slučaju, naša voda igra ulogu baze, jer prima proton iz solne kiseline. Kiseline koje se potpuno disociraju u vodenim rastvorima nazivaju se jakim kiselinama.

Za okside hidrirane neodređenim brojem molekula vode, na primjer Tl2O3 n H2O, neprihvatljivo je pisati formule poput Tl (OH) 3. Također se ne preporučuje nazivanje takvih spojeva hidroksidima.

Za baze možete kvantificirati njihovu snagu, odnosno sposobnost uklanjanja protona iz kiseline. Sve baze su čvrste supstance različitih boja. Pažnja! Alkalije su vrlo nagrizajuće supstance. U dodiru s kožom, alkalne otopine uzrokuju ozbiljne, dugotrajne opekline, a u kontaktu s očima mogu izazvati sljepoću. Prilikom pečenja minerala kobalta koji sadrže arsen, oslobađa se hlapivi otrovni arsenov oksid.

Ova svojstva molekula vode već znate. II) i rješenje sirćetna kiselina... HNO2) - samo jedan proton.

Sve baze su čvrste supstance koje imaju različite boje. 1. Djelujući na indikatorima. Indikatori mijenjaju boju u zavisnosti od interakcije sa različitim hemikalijama. U interakciji s bazama mijenjaju boju: indikator metil narančasta postaje žut, lakmus indikator postaje plav i fenolftalein postaje fuksija.

Kontejnere ohladite u hladnjaku, na primjer tako što ćete ih staviti u teglu leda. Tri rješenja ostat će jasna, a četvrto će brzo postati oblačno i počet će se stvarati bijeli talog. Ovdje je barijska sol. Ostavite ovaj kontejner na stranu. Barijev karbonat možete brzo odrediti na drugi način. To je prilično lako učiniti, trebaju vam porculanske šalice za kuhanje na pari i alkoholna lampa. Ako je riječ o litijumovoj soli, boja će biti svijetlo crvena. Inače, ako je na isti način testirana i barijuma, boja plamena trebala je biti zelena.

Elektrolit je supstanca koja je dielektrik u čvrstom stanju, odnosno ne provodi električnu struju, ali u otopljenom ili rastaljenom stanju postaje vodič. Imajte na umu da stupanj disocijacije i, shodno tome, snaga elektrolita ovisi o mnogim čimbenicima: prirodi samog elektrolita, rastvaraču, temperaturi. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri proizvoljna. Napokon, jedna te ista supstanca može, pod različitim uvjetima, biti i snažni i slabi elektrolit.

Hidroliza se ne nastavlja, ne formiraju se nova jedinjenja, kiselost medija se ne mijenja. Kako se mijenja kiselost okoline? Jednadžbe reakcija još ne treba zapisivati. Preostaje nam da uzastopno razgovaramo o 4 skupine soli i damo specifični "scenarij" hidrolize za svaku od njih. U sljedećem ćemo dijelu započeti sa solima nastalim sa slabom bazom i jakom kiselinom.

Nakon čitanja članka moći ćete razdvojiti supstance u soli, kiseline i baze. H rješenje, šta opšta svojstva imaju kiseline i baze. Ako mislimo na definiciju kiseline prema Lewisu, onda se u tekstu takva kiselina naziva Lewisova kiselina.

Što je niži ovaj pokazatelj, to je kiselina jača. Jaka ili slaba - ovo je potrebno u priručniku doktora nauka pogledajte, ali morate znati klasiku. Jake kiseline su one koje mogu istisnuti anion druge kiseline iz soli.

		Temelji
Srednje snage
	Hidroksidi alkalnih metala (KOH, NaOH, ZiOH), Ba (OH) 2 itd.		Na 4 OH i baze nerastvorljive u vodi (Ca (OH) 2, Zi (OH) 2, AL (OH) 3 itd.)

Konstanta hidrolize jednaka je omjeru proizvoda koncentracija proizvoda hidrolize i koncentracije nehidrolizirane soli.

Primjer 1. Izračunati stupanj hidrolize NH 4 Cl.

Odluka: Iz tablice nalazimo Kd (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -3, dakle

Kγ \u003d Kv / Kd k \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 ∙ 10 -3 \u003d 5,56 ∙ 10 -10.

Primjer 2. Izračunajte stupanj hidrolize ZnCl 2 u jednom koraku u 0,5 M rastvoru.

Odluka: Jonska jednadžba hidrolize Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +

Kd ZnOH + 1 \u003d 1,5 ∙ 10 -9; hγ \u003d √ (Kw / [Kd glavni ∙ Cm]) \u003d 10 -14 / 1,5 ∙ 10 -9 ∙ 0,5 \u003d 0,36 ∙ 10 -2 (0,36%).

Primjer 3.Sastavite jonsko-molekularne i molekularne jednačine hidrolize soli: a) KCN; b) Na 2 CO 3; c) ZnSO 4. Odrediti reakciju medija otopina ovih soli.

CN - + H 2 O HCN + OH -

ili u molekularnom obliku

KCN + H 2 O HCN + KOH

Kao rezultat hidrolize, u rastvoru se pojavljuje određeni višak OH - jona, pa otopina KCN ima alkalnu reakciju (pH\u003e 7).

CO 2- 3 + H 2 OHCO - 3 + OH -

ili u molekularnom obliku

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

U otopini se pojavljuje višak OH - jona, pa otopina Na 2 CO 3 ima alkalnu reakciju (pH\u003e 7).

Zn 2+ + H 2 OZnOH + + H +

ili u molekularnom obliku

2ZnSO 4 + 2N 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

U otopini se pojavljuje višak jona vodonika, pa otopina ZnSO 4 ima kiselu reakciju (pH< 7).

Primjer 4.Koji proizvodi nastaju miješanjem otopina A1 (NO 3) 3 i K 2 CO 3? Sastaviti jednadžbe jonsko-molekularne i molekularne reakcije.

Odluka.Sol A1 (NO 3) 3 hidrolizira kation, a K 2 CO 3 anion:

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2- 3 + H 2 O NSO - s + OH -

Ako su otopine ovih soli u jednoj posudi, tada dolazi do međusobnog jačanja hidrolize svake od njih, jer ioni H + i OH - tvore molekul slabog elektrolita H 2 O. U ovom slučaju, hidrolitička ravnoteža se pomiče udesno i hidroliza svake uzete soli ide do kraja formiranjem A1 (OH) 3 i CO 2 (H 2 CO 3). Jonsko-molekularna jednadžba:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (ON) 3 + ZSO 2

molekularna jednadžba: ZCO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ZK 2 SO 3 + DN 2 O \u003d 2A1 (ON) 3

Slični članci