Methodische Entwicklung des Unterrichts

"Umgebung wässriger Lösungen"

Ziel: Bildung der Forschungskompetenz der Studenten in der Untersuchung der Umgebung wässriger Lösungen von Elektrolyten und Methoden ihrer qualitativen Analyse.

Aufgaben:

1. Um sich eine Vorstellung von den Schülern über die Arten der Umgebung wässriger Lösungen (sauer, neutral, alkalisch) zu machen;
2. Betrachten Sie das Konzept der „Indikatoren“ und die Haupttypen von Indikatoren (Lackmus, Phenolphthalein, Methylorange);
3. Untersuchung der Farbänderung von Indikatoren in verschiedenen Umgebungen;
4. Im Laufe eines chemischen Experiments den optimalen Indikator zur Bestimmung des sauren und alkalischen Milieus der Lösung aufzudecken;
5. Analysieren Sie die Beziehung zwischen dem Lösungsmedium und dem pH-Wert;
6. Um die Fähigkeiten der Schüler mit einem universellen Indikator zu bilden;
7. Die Abhängigkeit der Farbe der Säfte einiger Pflanzen (insbesondere Rotkohl) vom Lösungsmedium aufzudecken.

Form: Unterricht - Forschung. Mit diesem Formular können Sie alle Phasen der chemischen Forschung bei der Untersuchung eines bestimmten Themas simulieren.

Diese Lektion kombiniert harmonisch die problematische Methode und ein chemisches Experiment, das als Mittel zum Beweisen oder Widerlegen der aufgestellten Hypothesen dient.

Die führende Form der Aktivität im Unterricht ist die unabhängige Arbeit von Schülern in Paaren oder Gruppen, die dieselben oder verschiedene Aufgaben (je nach Option) ausführen, um ein breiteres Spektrum an Informationen für die gesamte Klasse zu erhalten.

Methodische Kommentare sind kursiv geschrieben.

Organisatorischer Moment. Stufe I - motivierend

Guten Tag! Die Welt um uns herum ist voll von Substanzen mit unterschiedlichen Strukturen und Eigenschaften. Sie zu kennen wird es uns ermöglichen, uns selbst zu kennen.

Die optimalste und umfangreichste Form der Erkenntnis ist die Forschung. Heute lade ich uns ein, uns nicht als Studenten und Lehrer vorzustellen, sondern als Mitarbeiter eines seriösen Labors, ehrwürdige Chemieforscher. (Spieletechnologie) Folie Nr. 1

Lassen Sie mich zunächst eine Frage stellen, die mir einer meiner Kollegen gestellt hat: "Was haben das alte Karthago und das moderne Holland gemeinsam?" ( Problem beim Lernen) (Diskussion der Antwortmöglichkeiten)

Tatsächlich sind Umweltprobleme häufig, die sowohl für den einen als auch für den anderen Staat charakteristisch sind.

Geschichte Referenz:Karthago war einst ein sehr mächtiger Staat, der seine Dominanz im Mittelmeerraum verteidigte. Als Folge des dritten Punischen Krieges wurde die Halbmillionenstadt Karthago vollständig zerstört und die überlebenden Einwohner in die Sklaverei verkauft. Die Römer sangen "Carthago delendam esse!" ("Karthago muss zerstört werden!").Folie Nr. 2

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

Problemfrage:

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

(Verstopfung des Bodens, Verschmutzung von Gewässern, Atmosphäre, viel Müll auf den Straßen usw.)

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

Betrachten Sie eine moderne Wasserprobe aus dem Guslitsa-Fluss. Beurteilen Sie die Farbe, Transparenz, den Geruch und das Vorhandensein von Schwebeteilchen.

Alle diese Analysemethoden sindorganoleptisch.Erklären Sie den Begriffsnamen. (dh mit Hilfe der menschlichen Sinne durchgeführt).

Frage zum Nachdenken:Können wir allein aufgrund der Ergebnisse der organoleptischen Methoden schlussfolgern, dass die Wasserproben ökologisch sauber sind?

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

Wir näherten uns zum Problem : Wie kann man das Vorhandensein von unsichtbaren Partikeln in einer Lösung bestimmen? (Problemlernen)

Phase II - Problemlösung

Ziel unsere heutige Forschung: Untersuchung einiger Möglichkeiten der qualitativen Analyse wässriger Lösungen (d. h. des Gehalts an verschiedenen Partikeln in ihnen). Welche Methoden können verwendet werden?

(Sie können chemische Reaktionen durchführen -qualitative ReaktionenNachweis des Vorhandenseins bestimmter Teilchen in der Lösung.)

Und Sie können spezielle Substanzen verwenden - Indikatoren.

Frage zum Nachdenken:Kennziffern sind Ihnen aus dem Studium der Biologie, Physik und anderer wissenschaftlicher Disziplinen bekannt. Was bedeutet Ihrer Meinung nach der Begriff „Indikator“ in der Chemie?

Fixieren einer Definition auf einer Folie: Folie Nummer 4

Indikator ist eine Substanz, die je nach Medium der Lösung ihre Farbe ändert.

Frage zum Nachdenken:Verstehst du alles in dieser Definition?

(Was ist ein „Lösungsmedium“? Wie ist es?) Dies Thema der heutigen Lektion, schreib es in dein Heft:

« Wässriges Lösungsmedium ».

Große Wissenschaft - Logik!... und Kenntnisse der Klassen anorganischer Verbindungen helfen Ihnen, die Arten von Medien wässriger Lösungen zu identifizieren.

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

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

Schreiben Sie die Gleichung für die Dissoziation von Salpetersäure an die Tafel

HNO 3 → H + + NO 3 -

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

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

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

Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH -

Hinweis: Denken Sie an die Einteilung der Basen! Zerfallen alle Basen in wässriger Lösung in Ionen? Der Name des Mediums leitet sich vom Namen der löslichen Basen ab. (alkalisch)

1. Zu welcher Klasse gehören folgende Stoffe: Kaliumsulfat, Bariumchlorid, Calciumnitrat? (Salze). Folie Nummer 7 K 2 SO 4 , BaCl 2 , Ca(NO 3) 2
2. Wenn diese Verbindungen in Wasser gelöst werden, bilden sich Partikel, die den sauren oder alkalischen Charakter der Lösung charakterisieren? (nicht gebildet)

Schreiben Sie eine Gleichung für die Dissoziation von Kaliumsulfat an die Tafel

K 2 SO 4 → 2K + + SO 4 2-

Hinweis: Der Name des Mediums kommt von der Abwesenheit von Wasserstoffkationen und Hydroxoanionen. (neutral)

Lassen Sie uns ein Schema zur Klassifizierung von Umgebungen erstellen Diagramm an der Tafel(Pädagogik der Zusammenarbeit)

UMGEBUNG VON WÄSSRIGEN LÖSUNGEN

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(Sportunterricht für die Augen)

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

Indikatoren, über die wir bereits zu Beginn der Lektion gesprochen haben, helfen uns, den Säuregehalt der aquatischen Umwelt zu messen.

Indikatoren - Dies sind Substanzen, die je nach Medium der Lösung ihre Farbe ändern.

Die Indikatoren sind unterschiedlich. Heute stellen wir Ihnen die drei wichtigsten vor:blauer Lackmus, Methylorange und Phenolphthalein.

Jeder von ihnen ändert seine Farbe je nach Lösungsmedium unterschiedlich, daher besteht unsere Aufgabe darin, den optimalsten Indikator für jedes Lösungsmedium auszuwählen.

Um zu arbeiten, erstellen wir eine Tabelle: Folie Nr. 9

		Orangenschnaps	Phenolphthalein
saure Lösung
alkalische Lösung
Salzlösung

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

Notieren Sie die beobachteten Veränderungen in Ihrem Notizbuch.

Übung: Notieren Sie den Namen des Indikators, der am bequemsten zu verwenden ist, um das saure Milieu einer wässrigen Lösung zu bestimmen!

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

Auf Farbveränderung achten. Notieren Sie beobachtete Änderungen in einem Notizbuch

Übung: Markieren Sie den Namen des Indikators, der am bequemsten zur Bestimmung des alkalischen Milieus einer wässrigen Lösung verwendet werden kann!

Diskussion der Ergebnisse des Experiments. Füllen Sie die Tabelle im Heft (Schüler) und auf der Folie (Lehrer) aus.(Pädagogik der Zusammenarbeit)

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

In einer alkalischen Umgebung wird die Farbe von Methylorange gelb, Lackmus - blau, Phenolphthalein - Himbeere. Daher ist der optimalste Indikator zur Bestimmung des alkalischen MilieusPhenolphthalein.

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

Versuchen Sie, die Umgebung der Wasserprobe mit optimalen Indikatoren zu bestimmen, gießen Sie nur dazu eine kleine Menge Testwasser aus dem Becherglas in drei saubere Reagenzgläser und fügen Sie jeweils den entsprechenden Indikator (Phenolphthalein, Methylorange) hinzu.

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

Welche Hypothesen können Sie aufstellen?

1. Das Medium der Lösung ist nicht stark sauer oder nicht stark alkalisch, sodass Indikatoren keinen Unterschied erkennen können.
2. Die Umgebung ist neutral, daher ändert sich die Farbe der Indikatoren nicht.

Tatsächlich ist die Palette der Eigenschaften des Lösungsmediums sehr breit: von stark sauer bis stark alkalisch.

Er wird in Einheiten von 0 bis 14 ausgedrückt, was als pH-Wert (p-ash) bezeichnet wird -pH-Indikator.(Fortgeschrittenes Lernen)

Wasserstoff-Indikatorist der Wert, der den Gehalt an Wasserstoffkationen in der Lösung charakterisiert. Es gibt genaue universelle Indikatoren.Folie Nr. 10

Vorauslernen. Wissenschaftlich gesehen ist der pH-Wert der negative dezimale Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung. Bis jetzt gibt es viele unverständliche Worte für Sie, aber in der 11. Klasse werden wir auf das Studium dieses Wertes zurückkommen und es vom Standpunkt des Wissens, das Sie bis dahin haben werden, genauer betrachten.

Aufgabe in einem Notizbuch:

Identifizieren Sie anhand der erhaltenen Informationen den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und dem Medium der Lösung. Schreibe deine Schlussfolgerungen in dein Heft.

Schlussfolgerungen:

Bei pH > 7 ist die Lösung mittel alkalisch

Bei pH = 7 ist das Lösungsmedium neutral

Bei pH< 7 среда раствора sauer

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

Tauchen Sie das Universalindikatorpapier in die Wasserprobe im Becherglas.

Vergleichen Sie die darauf erhaltene Farbe mit der farbigen pH-Skala.

Frage zum Nachdenken: Was ist das Medium Ihrer Probenlösung?

Achten Sie darauf, die Art des Mediums nach Stärke (schwach, stark) anzugeben.

Problem Frage: Nun, können Sie nun einen Rückschluss auf den ökologischen Zustand der Ihnen ausgehändigten Wasserprobe ziehen?

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

Sie können den Säuregehalt der ausgegebenen Proben mit der bedingten Skala der pH-Werte einiger Lösungen vergleichen.

Auf dem Objektträger wird eine pH-Skala gezeichnet Folie Nr. 11

Problematische Themen:

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

(Alle schwach und stark sauren Lösungen (Kaffee, Zitrone, Apfel, Tomatensaft, Coca-Cola) können durch Übersäuerung eine Verschlimmerung des Magengeschwürs verursachen).

1. Was haben Ihrer Meinung nach Ammoniak, das Hausfrauen dem Wasser zum Fensterputzen beifügen, und Seife, mit der wir uns die Hände waschen, gemeinsam?

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

Problem Frage: Manchmal müssen wir die Umgebung der Lösung zu Hause bestimmen. Und es gibt kein universelles Indikatorpapier zur Hand. Was zu tun ist? (Problemlernen)

Information: Es stellt sich heraus, dass einige Gemüse- und Obstsorten eine Indikatorfähigkeit haben. Sie enthalten einen pH-empfindlichen Farbstoff (Anthocyanin).

Dies sind Früchte von dunkelblauer, violetter Farbe: Rüben, Brombeeren, schwarze Johannisbeeren, Kirschen, dunkle Trauben und einschließlich Rotkohl.

Information : Zu Hause können Sie Indikatorpapiere herstellen.

Nehmen Sie den Saft von Rotkohl und tränken Sie Filterpapierblätter damit. Blätter sollten trocknen gelassen werden. Schneiden Sie dann das Filterpapier in dünne Streifen.Indikatorpapiere sind fertig!Viel Glück bei deinen Experimenten! (menschlich-persönlich)

III. Stadium. Die letzte Phase des Studiums:

Wir kommen zum Ende unserer Recherche. Sie haben vorhin gesagt, dass wir nützliche Informationen über die weltweit und in unserem Land geltenden Hygiene- und Hygienestandards benötigen, um eine Schlussfolgerung über den Säuregehalt von Wasserproben ziehen zu können.

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

Der pH-Wert für Trinkwasser sollte der Norm von 6-9 Einheiten entsprechen, für Stauseen 6,5 - 8,5 Forscher haben herausgefunden, dass ein saures Milieu für Wasserbewohner besonders schädlich ist als ein alkalisches. Bei Wasserpflanzen wirkt sich eine Erhöhung des Säuregehalts von Wasser vor allem auf die Verletzung des Calciumstoffwechsels und die Bildung von Zellmembranen, deren Teilung sowie den Verlauf der Photosynthesereaktion aus.

Für Gewässer und Trinkwasser sollte der Gehalt an Nitraten 45 mg/l, an Phosphaten - 3,5 mg/l nicht überschreiten. Nitrat- und Phosphationen tragen zur Überwucherung von Gewässern mit Vegetation bei und verursachen das Wachstum von Plankton. Das wiederum stirbt ab und nimmt eine große Menge Sauerstoff auf, wodurch dem Wasser die Fähigkeit zur Selbstreinigung entzogen wird. Nitrate können für Menschen und Wasserlebewesen giftig sein.

Der erhöhte Eisengehalt im Wasser bewirkt die Ablagerung von Eisen in der Leber und übertrifft den Alkoholismus an Schädlichkeit deutlich. Die maximal zulässige Eisenkonzentration im Wasser beträgt 0,3 mg/l. (gesundheitssparende Technologien)

III. Betrachtung Themen zur Diskussion:

1. Stimmt der pH-Wert des Testwassers?
2. In welchen Zubereitungen ist die Lösung sauer?
3. In welchen Zubereitungen ist das Lösungsmilieu alkalisch?
4. Wie ändern Indikatoren in einer solchen Umgebung ihre Farbe?

Schlüsselfrage:

Glauben Sie, dass die bisher erhaltenen Informationen über die Qualität von Wasserproben ausreichen, um eine endgültige Schlussfolgerung über ihre Umweltverträglichkeit und Reinheit zu ziehen? (Nicht genug. Es ist notwendig, eine vollständige qualitative Analyse für den Gehalt verschiedener Partikel - Ionen durchzuführen drin).

Fazit: Sie müssen das Thema lange und sorgfältig studieren, um vollständige und korrekte Schlussfolgerungen aus der Forschung zu ziehen.

DZ § 28, Bsp. №2,3 Seite 46

Vorlesung: Salzhydrolyse. Umgebung wässriger Lösungen: sauer, neutral, alkalisch

Salzhydrolyse

Wir untersuchen weiterhin die Muster chemischer Reaktionen. Beim Studium des Themas haben Sie gelernt, dass sich bei der elektrolytischen Dissoziation in wässriger Lösung die an der Reaktion von Stoffen beteiligten Teilchen in Wasser lösen. Das ist Hydrolyse. Ihm werden verschiedene anorganische und organische Substanzen, insbesondere Salze, ausgesetzt. Ohne den Prozess der Hydrolyse von Salzen zu verstehen, können Sie die Phänomene, die in lebenden Organismen auftreten, nicht erklären.

Das Wesen der Salzhydrolyse wird auf den Austauschprozess der Wechselwirkung von Ionen (Kationen und Anionen) des Salzes mit Wassermolekülen reduziert. Dadurch entsteht ein schwacher Elektrolyt - eine Verbindung mit geringer Dissoziation. In einer wässrigen Lösung tritt ein Überschuss an freien H + - oder OH – -Ionen auf. Denken Sie daran, die Dissoziation welcher Elektrolyte bildet H + -Ionen und welche OH -. Wie Sie erraten haben, haben wir es im ersten Fall mit einer Säure zu tun, was bedeutet, dass das wässrige Medium mit H + -Ionen sauer ist. Im zweiten Fall alkalisch. Im Wasser selbst ist das Medium neutral, da es leicht in H + - und OH – -Ionen gleicher Konzentration dissoziiert.

Die Beschaffenheit der Umwelt kann anhand von Indikatoren bestimmt werden. Phenolphthalein erkennt ein alkalisches Milieu und färbt die Lösung purpurrot. Lackmus wird rot mit Säure und blau mit Alkali. Methylorange - Orange, in einer alkalischen Umgebung wird es gelb, in einer sauren Umgebung - rosa. Die Art der Hydrolyse hängt von der Art des Salzes ab.

Salzsorten

Jedes Salz ist also eine Wechselwirkung einer Säure und einer Base, die, wie Sie verstehen, stark und schwach sind. Stark sind diejenigen, deren Dissoziationsgrad α nahe 100 % liegt. Es sei daran erinnert, dass schweflige (H 2 SO 3) und phosphorige (H 3 PO 4) Säure oft als mittelstarke Säuren bezeichnet werden. Bei der Lösung von Hydrolyseproblemen sind diese Säuren als schwach einzustufen.

Säuren:

Stark: HCl; HBr; hl; HNO3; HClO 4 ; H2SO4. Ihre Säurereste interagieren nicht mit Wasser.

Schwach: HF; H2CO3; H 2 SiO 3 ; H2S; HNO2; H2SO3; H3PO4; organische Säuren. Und ihre sauren Rückstände interagieren mit Wasser und nehmen Wasserstoffkationen H + aus seinen Molekülen.

Gründe dafür:

Stark: lösliche Metallhydroxide; Ca(OH)2; Sr(OH) 2 . Ihre Metallkationen interagieren nicht mit Wasser.

Schwach: unlösliche Metallhydroxide; Ammoniumhydroxid (NH 4 OH). Und Metallkationen interagieren hier mit Wasser.

Überlegen Sie auf der Grundlage dieses MaterialsSalzarten :

Salze mit einer starken Base und einer starken Säure. Zum Beispiel: Ba (NO 3) 2, KCl, Li 2 SO 4. Eigenschaften: interagieren nicht mit Wasser, was bedeutet, dass sie keiner Hydrolyse unterliegen. Lösungen solcher Salze haben ein neutrales Reaktionsmedium.

Salze mit einer starken Base und einer schwachen Säure. Zum Beispiel: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Eigenschaften: Säurereste dieser Salze interagieren mit Wasser, Anionenhydrolyse tritt auf. Das Medium wässriger Lösungen ist alkalisch.

Salze mit schwachen Basen und starken Säuren. Zum Beispiel: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Eigenschaften: Nur Metallkationen interagieren mit Wasser, Kationenhydrolyse tritt auf. Mittwoch ist sauer.

Salze mit einer schwachen Base und einer schwachen Säure. Zum Beispiel: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Eigenschaften: Sowohl Kationen als auch Anionen von Säureresten interagieren mit Wasser, Hydrolyse erfolgt durch Kation und Anion.

Ein Beispiel für die Hydrolyse am Kation und die Bildung einer sauren Umgebung:

Hydrolyse von Eisenchlorid FeCl 2

FeCl 2 + H 2 O ↔ Fe(OH)Cl + HCl(Molekülgleichung)

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (vollständige Ionengleichung)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (abgekürzte Ionengleichung)

Ein Beispiel für Anionenhydrolyse und die Bildung eines alkalischen Milieus:

Hydrolyse von Natriumacetat CH 3 COONa

CH 3 COONa + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NaOH(Molekülgleichung)

Na + + CH 3 COO – + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (vollständige Ionengleichung)

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –(abgekürzte Ionengleichung)

Ein Beispiel für Co-Hydrolyse:

• Hydrolyse von Aluminiumsulfid Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

In diesem Fall sehen wir eine vollständige Hydrolyse, die auftritt, wenn das Salz aus einer schwachen unlöslichen oder flüchtigen Base und einer schwachen unlöslichen oder flüchtigen Säure gebildet wird. In der Löslichkeitstabelle sind solche Salze mit Strichen versehen. Wenn während der Ionenaustauschreaktion ein Salz gebildet wird, das in einer wässrigen Lösung nicht vorhanden ist, muss die Reaktion dieses Salzes mit Wasser geschrieben werden.

Zum Beispiel:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl

Fe 2 (CO 3) 3+ 6 H 2 O ↔ 2 Fe(OH) 3 + 3 H 2 O + 3 CO 2

Wir addieren diese beiden Gleichungen, dann reduzieren wir das, was sich im linken und rechten Teil wiederholt:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O ↔ 6NaCl + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3CO 2

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

Reines Wasser dissoziiert in sehr geringem Maße in H + -Ionen und Hydroxyl-Ionen OH – .

PH Wert

Der pH-Wert ist eine bequeme und gebräuchliche Art, die Konzentration von Wasserstoffionen auszudrücken. Für reines Wasser ist die H + -Konzentration gleich der OH – -Konzentration, und das Produkt der H + - und OH – -Konzentration, ausgedrückt in Gramm-Ionen pro Liter, ist ein konstanter Wert gleich 1,10 –14

Aus diesem Produkt können Sie die Konzentration an Wasserstoffionen berechnen: =√1.10 -14 =10 -7 /g-ion/l/.

Dieser Gleichgewichts-/"neutrale"/ Zustand wird üblicherweise mit pH 7/p - dem negativen Logarithmus der Konzentration, H - Wasserstoffionen, 7 - dem Exponenten mit entgegengesetztem Vorzeichen/ bezeichnet.

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

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

Indikatoren

Indikatoren sind Substanzen, die ihre Farbe in Abhängigkeit von der Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung ändern. Mit Hilfe von Indikatoren bestimmen Sie die Reaktion der Umgebung. Die bekanntesten Indikatoren sind Brombenzol, Bromthymol, Phenolphthalein, Methylorange usw. Jeder der Indikatoren arbeitet in bestimmten pH-Bereichen. Beispielsweise wechselt Bromthymol von gelb bei pH 6,2 zu blau bei pH 7,6; neutralroter Indikator – von rot bei pH 6,8 bis gelb bei pH 8; Brombenzol – von gelbem Jari pH 4,0 bis blau bei pH 5,6; Phenolphthalein - von farblos bei pH 8,2 bis violett bei pH 10,0 usw.

Keiner der Indikatoren funktioniert über die gesamte pH-Skala von 0 bis 14. In der Restaurierungspraxis ist es jedoch nicht erforderlich, hohe Konzentrationen von Säuren oder Laugen zu bestimmen. Meistens gibt es Abweichungen von 1 - 1,5 pH-Einheiten von neutral in beide Richtungen.

Zur Bestimmung der Umgebungsreaktion in der Restaurierungspraxis wird eine Mischung aus verschiedenen Indikatoren verwendet, die so ausgewählt ist, dass sie die geringsten Abweichungen von der Neutralität markiert. Diese Mischung wird als "Universalindikator" bezeichnet.

Der Universalindikator ist eine klare orangefarbene Flüssigkeit. Bei einer leichten Änderung des Mediums in Richtung Alkalität nimmt die Indikatorlösung eine grünliche Färbung an, mit zunehmender Alkalität - blau. Je höher die Alkalinität der Testflüssigkeit ist, desto intensiver wird die blaue Farbe.

Bei einer leichten Änderung der Umgebung in Richtung Säure wird die Lösung des Universalindikators rosa, mit zunehmender Säure - rot / karminrot oder gesprenkelt /.

Veränderungen in der Reaktion der Umwelt in den Gemälden treten als Folge ihrer Beschädigung durch Schimmel auf; oft gibt es änderungen in bereichen wo etiketten mit alkalischem leim beklebt werden /kasein, office, etc./.

Zur Analyse benötigen Sie neben dem Universalindikator destilliertes Wasser, sauberes weißes Filterpapier und einen Glasstab.

Fortschritt der Analyse

Ein Tropfen destilliertes Wasser wird auf das Filterpapier gegeben und einweichen gelassen. Neben diesem Tropfen wird ein zweiter Tropfen aufgetragen und auf die Testfläche aufgetragen. Für einen besseren Kontakt wird das Papier mit dem zweiten Tropfen oben mit einer Glasplatte abgerieben. Dann wird ein Tropfen Universalindikator auf das Filterpapier in den Bereichen der Wassertropfen aufgetragen. Als Kontrolle dient der erste Wassertropfen, mit dessen Farbe der mit der Lösung getränkte Tropfen aus dem Testfeld verglichen wird. Die Farbabweichung zum Kontrolltropfen weist auf eine Veränderung hin - eine Abweichung des Mediums von neutral.

NEUTRALISIERUNG DER ALKALINEN UMGEBUNG

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

Reaktion unbedingt prüfen Universalindikator!

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

Nach einer Woche sollte die Umgebungsprüfung wiederholt werden.

SÄURENEUTRALISIERUNG

Die zu behandelnde Fläche wird mit einer 2%igen wässrigen Ammoniumhydroxidlösung /Ammoniak/ befeuchtet. Das Verfahren zur Durchführung der Neutralisation ist das gleiche wie im Fall eines alkalischen Mediums.

Der Mediencheck sollte nach einer Woche wiederholt werden.

WARNUNG: Der Neutralisationsprozess erfordert große Sorgfalt, da eine Überbehandlung zu einer Übersäuerung oder Überalkalisierung des behandelten Bereichs führen kann. Außerdem kann Wasser in Lösungen ein Schrumpfen der Leinwand verursachen.

Hydrolyse ist die Wechselwirkung von Stoffen mit Wasser, wodurch sich das Medium der Lösung ändert.

Kationen und Anionen schwacher Elektrolyte können mit Wasser in Wechselwirkung treten, um stabile Verbindungen mit geringer Dissoziation oder Ionen zu bilden, wodurch sich das Lösungsmedium ändert. Wasserformeln in Hydrolysegleichungen werden normalerweise als H-OH geschrieben. Bei der Reaktion mit Wasser entziehen die Kationen schwacher Basen dem Wasser das Hydroxylion und es entsteht ein Überschuss an H + in der Lösung. Die Lösung wird sauer. Anionen schwacher Säuren ziehen H + aus Wasser an und die Reaktion des Mediums wird alkalisch.

In der anorganischen Chemie hat man es meistens mit der Hydrolyse von Salzen zu tun, d.h. mit der Austauschwechselwirkung von Salzionen mit Wassermolekülen bei deren Auflösung. Es gibt 4 Varianten der Hydrolyse.

1. Salz wird aus einer starken Base und einer starken Säure gebildet.

Ein solches Salz unterliegt praktisch keiner Hydrolyse. Gleichzeitig wird das Gleichgewicht der Wasserdissoziation in Gegenwart von Salzionen fast nicht gestört, daher pH = 7, das Medium ist neutral.

Na + + H 2 O Cl - + H 2 O

2. Wenn das Salz durch ein Kation einer starken Base und ein Anion einer schwachen Säure gebildet wird, dann findet eine Hydrolyse am Anion statt.

Na 2 CO 3 + HOH \(\leftrightarrow\) NaHCO 3 + NaOH

Da sich OH-Ionen in der Lösung anreichern, ist das Medium alkalisch, pH > 7.

3. Wenn das Salz durch ein Kation einer schwachen Base und ein Anion einer starken Säure gebildet wird, dann schreitet die Hydrolyse entlang des Kations fort.

Cu 2+ + HOH \(\leftrightarrow\) CuOH + + H +

СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + HCl

Da sich H + -Ionen in der Lösung anreichern, ist das Medium sauer, pH<7.

4. Ein Salz, das aus einem Kation einer schwachen Base und einem Anion einer schwachen Säure gebildet wird, wird sowohl am Kation als auch am Anion hydrolysiert.

CH 3 COONH 4 + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

CH 3 COO - + + HOH \(\leftrightarrow\) NH 4 OH + CH 3 COOH

Lösungen solcher Salze haben entweder eine leicht saure oder leicht alkalische Umgebung, d.h. der pH-Wert liegt nahe bei 7. Die Reaktion des Mediums hängt vom Verhältnis der Säure- und Basendissoziationskonstanten ab. Die Hydrolyse von Salzen sehr schwacher Säuren und Basen ist praktisch irreversibel. Dies sind hauptsächlich Sulfide und Carbonate von Aluminium, Chrom und Eisen.

Al 2 S 3 + 3HOH \(\leftrightarrow\) 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

Bei der Bestimmung des Mediums einer Salzlösung muss berücksichtigt werden, dass das Medium der Lösung durch die starke Komponente bestimmt wird. Wenn das Salz von einer Säure gebildet wird, die ein starker Elektrolyt ist, dann ist das Medium der Lösung sauer. Wenn die Base ein starker Elektrolyt ist, dann ist sie alkalisch.

Beispiel. Lösung hat ein alkalisches Milieu

1) Pb(NO 3) 2 ; 2) Na 2 CO 3 ; 3) NaCl; 4) NaNO3

1) Pb (NO 3) 2 Blei (II) Nitrat. Salz besteht aus einer schwachen Base und starke Säure, bedeutet das Lösungsmedium sauer.

2) Na 2 CO 3 Natriumcarbonat. Salz gebildet starke Basis und eine schwache Säure, dann das Lösungsmedium alkalisch.

3) NaCl; 4) NaNO 3 -Salze werden durch die starke Base NaOH und die starken Säuren HCl und HNO 3 gebildet. Das Medium der Lösung ist neutral.

Korrekte Antwort 2) Na2CO3

In die Salzlösungen wurde ein Indikatorpapier getaucht. In NaCl- und NaNO 3 -Lösungen änderte es die Farbe nicht, was das Lösungsmedium bedeutet neutral. In einer Lösung von Pb(NO 3) 2 färbte sich das Lösungsmedium rot sauer. In einer Lösung von Na 2 CO 3 färbte sich das Lösungsmedium blau alkalisch.

Salzhydrolyse. Umgebung wässriger Lösungen: sauer, neutral, alkalisch

Gemäß der Theorie der elektrolytischen Dissoziation interagieren gelöste Teilchen in einer wässrigen Lösung mit Wassermolekülen. Eine solche Wechselwirkung kann zu einer Hydrolysereaktion führen (aus dem Griechischen. hydro- Wasser, Lyse Auflösung, Zerfall).

Hydrolyse ist eine Reaktion der metabolischen Zersetzung eines Stoffes durch Wasser.

Verschiedene Substanzen werden hydrolysiert: anorganisch - Salze, Carbide und Hydride von Metallen, Nichtmetallhalogenide; organisch - Haloalkane, Ester und Fette, Kohlenhydrate, Proteine, Polynukleotide.

Wässrige Lösungen von Salzen haben unterschiedliche pH-Werte und verschiedene Arten von Medien - sauer ($pH 7$), neutral ($pH = 7$). Dies liegt daran, dass Salze in wässrigen Lösungen hydrolysieren können.

Das Wesen der Hydrolyse wird auf die chemische Wechselwirkung von Salzkationen oder -anionen mit Wassermolekülen reduziert. Als Ergebnis dieser Wechselwirkung wird eine schwach dissoziierende Verbindung (schwacher Elektrolyt) gebildet. Und in einer wässrigen Salzlösung tritt ein Überschuss an freien $H^(+)$- oder $OH^(-)$-Ionen auf, und die Salzlösung wird sauer bzw. alkalisch.

Salzklassifizierung

Jedes Salz kann als Produkt der Wechselwirkung einer Base mit einer Säure betrachtet werden. Beispielsweise wird das Salz $KClO$ aus der starken Base $KOH$ und der schwachen Säure $HClO$ gebildet.

Je nach Stärke der Base und Säure lassen sich vier Arten von Salzen unterscheiden.

Betrachten Sie das Verhalten verschiedener Salzarten in Lösung.

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

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

$(KOH)↙(\text"strong monoacid base")←KCN→(HCN)↙(\text"weak monoacid acid")$

1) eine leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (ein sehr schwacher amphoterer Elektrolyt), die vereinfacht mit der Gleichung geschrieben werden kann

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Die während dieser Prozesse gebildeten $Н^(+)$- und $CN^(-)$-Ionen interagieren miteinander und binden sich an schwache Elektrolytmoleküle - Blausäure $HCN$, während das Hydroxid - $OH^(-)$-Ion ist bleibt in Lösung und wird dadurch alkalisch. Die Hydrolyse findet am Anion $CN^(-)$ statt.

Wir schreiben die vollständige Ionengleichung des laufenden Prozesses (Hydrolyse):

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

Dieser Vorgang ist reversibel, und das chemische Gleichgewicht verschiebt sich nach links (in Richtung der Bildung der Ausgangsstoffe), weil Wasser ist ein viel schwächerer Elektrolyt als Blausäure $HCN$.

$CN^(-)+H_2O⇄HCN+OH^(-).$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

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

b) $CN^(-)$-Ionen nehmen an der Reaktion mit Wasser teil, in diesem Fall sagen sie, dass dies der Fall ist Anionenhydrolyse. Andere Beispiele für Anionen, die mit Wasser reagieren, sind:

Betrachten Sie die Hydrolyse von Natriumcarbonat $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"starke einbasige Säure")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"schwache zweibasige Säure")$

Das Salz wird am Anion $CO_3^(2-)$ hydrolysiert.

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

$CO_2^(2-)+H_2O⇄HCO_3^(-)+OH^(-).$

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

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

Fassen Sie zusammen, was Sie über die Anionenhydrolyse gelernt haben:

a) am Anion des Salzes hydrolysieren sie in der Regel reversibel;

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

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

d) bei der Hydrolyse von Salzen, die durch schwache mehrbasige Säuren gebildet werden, werden saure Salze erhalten.

2. Salze aus einer starken Säure und einer schwachen Base.

Betrachten Sie die Hydrolyse von Ammoniumchlorid $NH_4Cl$.

$(NH_3 H_2O)↙(\text"schwache einbasige Säure")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"starke einbasige Säure")$

In einer wässrigen Salzlösung laufen zwei Prozesse ab:

1) eine leichte reversible Dissoziation von Wassermolekülen (ein sehr schwacher amphoterer Elektrolyt), die vereinfacht mit der Gleichung geschrieben werden kann:

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-)$

2) vollständige Dissoziation von Salz (starker Elektrolyt):

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

Die resultierenden $OH^(-)$- und $NH_4^(+)$-Ionen interagieren miteinander, um $NH_3 H_2O$ (schwacher Elektrolyt) zu bilden, während die $H^(+)$-Ionen in der Lösung verbleiben, wodurch die den größten Teil seiner sauren Umgebung.

Vollständige ionische Hydrolysegleichung:

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

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

Abgekürzte Gleichung der ionischen Hydrolyse:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$

Die Gleichung zeigt Folgendes:

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

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

An der Reaktion mit Wasser können auch mehrfach geladene Kationen teilnehmen: zwei Schuss$M^(2+)$ (z. B. $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), außer Erdalkalimetallkationen, drei Schuss$M^(3+)$ (z. B. $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

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

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

Das Salz wird am Kation $Ni^(2+)$ hydrolysiert.

Vollständige ionische Hydrolysegleichung:

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

Abgekürzte Gleichung der ionischen Hydrolyse:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

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

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

Die Hydrolyse des $NiOHNO_3$-Salzes verläuft in viel geringerem Maße und kann vernachlässigt werden.

Fassen Sie zusammen, was Sie über die Kationenhydrolyse gelernt haben:

a) durch das Kation des Salzes werden sie in der Regel reversibel hydrolysiert;

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

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

d) während der Hydrolyse von Salzen, die durch schwache Polysäurebasen gebildet werden, werden basische Salze erhalten.

3. Aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildete Salze.

Es ist Ihnen offensichtlich bereits klar, dass solche Salze sowohl am Kation als auch am Anion hydrolysieren.

Ein schwach basisches Kation bindet $OH^(-)$-Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwache Basis; Anion einer schwachen Säure bindet $H^(+)$ Ionen aus Wassermolekülen und bildet sich schwache Säure. Die Reaktion von Lösungen dieser Salze kann neutral, leicht sauer oder leicht alkalisch sein. Es hängt von den Dissoziationskonstanten zweier schwacher Elektrolyte ab - einer Säure und einer Base, die durch Hydrolyse gebildet werden.

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

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

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

In wässrigen Lösungen dieser Salze interagieren schwach basische Kationen $NH_4^(+)$ mit Hydroxidionen $OH^(-)$ (erinnern Sie sich, dass Wasser $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$ dissoziiert), und Anionen schwache Säuren $CH_3COO^(-)$ und $HCOO^(-)$ interagieren mit $Н^(+)$ Kationen, um Moleküle schwacher Säuren zu bilden — Essigsäure $CH_3COOH$ und Ameisensäure $HCOOH$.

Schreiben wir die Ionengleichungen der Hydrolyse:

1) $CH_3COO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄CH_3COOH+NH_3H_2O;$

2) $HCOO^(-)+NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3H_2O+HCOOH.$

Auch in diesen Fällen ist die Hydrolyse reversibel, aber das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung von Hydrolyseprodukten – zwei schwache Elektrolyte.

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

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

In der Tabelle "Löslichkeit von Säuren, Basen und Salzen in Wasser" finden Sie einen Hinweis: "Zersetzen sich in Gewässern" - das bedeutet, dass solche Salze irreversibel hydrolysieren. Beispielsweise wird Aluminiumsulfid $Al_2S_3$ in Wasser irreversibel hydrolysiert, da die bei der Hydrolyse am Kation entstehenden $H^(+)$-Ionen durch die bei der Hydrolyse am Anion entstehenden $OH^(-)$-Ionen gebunden werden. Dies verstärkt die Hydrolyse und führt zur Bildung von unlöslichem Aluminiumhydroxid und Schwefelwasserstoffgas:

$Al_2S_3+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2S$

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

Andere Fälle irreversibler Hydrolyse sind ebenfalls möglich, sie sind nicht schwer vorherzusagen, da es für die Irreversibilität des Prozesses erforderlich ist, dass mindestens eines der Hydrolyseprodukte die Reaktionssphäre verlässt.

Um zusammenzufassen, was Sie über Kationen- und Anionenhydrolyse gelernt haben:

a) Werden Salze reversibel sowohl durch Kationen als auch Anionen hydrolysiert, so verschiebt sich das chemische Gleichgewicht bei Hydrolysereaktionen nach rechts;

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

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

4. Salze, die durch eine starke Base und eine starke Säure gebildet werden, unterliegen keiner Hydrolyse.

Zu diesem Schluss sind Sie offensichtlich selbst gekommen.

Betrachten Sie das Verhalten von $KCl$ in Kaliumchloridlösung.

$(KOH)↙(\text"starke einbasige Säure")←KCl→(HCl)↙(\text"starke einbasige Säure").$

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

Andere Beispiele für solche Salze können Alkalimetallhalogenide, Nitrate, Perchlorate, Sulfate, Chromate und Dichromate, Erdalkalimetallhalogenide (außer Fluoriden), Nitrate und Perchlorate sein.

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

a) Wasser hinzufügen (Konzentration verringern);

b) Erhitzen der Lösung, wodurch die endotherme Dissoziation von Wasser erhöht wird:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

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

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

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Salzhydrolyse

Legende:

Die Hydrolyse kann unterdrückt werden (die Menge des hydrolysierenden Salzes wird erheblich reduziert), indem wie folgt vorgegangen wird:

a) die Konzentration des gelösten Stoffes erhöhen;

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

c) eines der Hydrolyseprodukte in die Lösung einführt; B. die Lösung ansäuern, wenn ihr Medium infolge einer Hydrolyse sauer ist, oder alkalisieren, wenn es alkalisch ist.

Bedeutung der Hydrolyse

Die Salzhydrolyse hat sowohl praktische als auch biologische Bedeutung. Seit der Antike wird Asche als Waschmittel verwendet. Die Asche enthält Kaliumcarbonat $K_2CO_3$, das in Wasser als Anion hydrolysiert wird, die wässrige Lösung wird durch die bei der Hydrolyse entstehenden $OH^(-)$-Ionen seifig.

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

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

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

diese. die Lösung ist leicht alkalisch.

In die Zusammensetzung von Waschpulvern und anderen Waschmitteln werden speziell Salze anorganischer Säuren (Phosphate, Carbonate) eingebracht, die die Waschwirkung durch Erhöhung des pH-Wertes des Mediums verstärken.

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

Wenn der Säuregehalt des Bodens nicht ausreicht, entwickeln die Pflanzen eine Krankheit - Chlorose. Seine Anzeichen sind Gelbfärbung oder Weißfärbung der Blätter, Wachstums- und Entwicklungsverzögerung. Wenn $pH_(Boden) > 7,5$ ist, wird Ammoniumsulfat-Dünger $(NH_4)_2SO_4$ hinzugefügt, der dazu beiträgt, den Säuregehalt aufgrund der Hydrolyse durch das in den Boden gelangende Kation zu erhöhen:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$

Die biologische Rolle der Hydrolyse einiger Salze, aus denen unser Körper besteht, ist von unschätzbarem Wert. Beispielsweise umfasst die Zusammensetzung des Blutes Bikarbonat- und Natriumhydrogenphosphatsalze. Ihre Aufgabe ist es, eine bestimmte Reaktion der Umgebung aufrechtzuerhalten. Dies geschieht aufgrund einer Verschiebung des Gleichgewichts von Hydrolyseprozessen:

$HCO_3^(-)+H_2O⇄H_2CO_3+OH^(-)$

$HPO_4^(2-)+H_2O⇄H_2PO_4^(-)+OH^(-)$

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

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