Dezvoltarea metodologică a lecției

„Mediul soluțiilor apoase”

Ţintă: formarea competenței de cercetare a studenților în studiul mediului de soluții apoase de electroliți și metode de analiză calitativă a acestuia.

Sarcini:

1. Pentru a-și forma o idee elevilor despre tipurile de mediu ale soluțiilor apoase (acide, neutre, alcaline);
2. Luați în considerare conceptul de „indicatori” și principalele tipuri de indicatori (tornesol, fenolftaleină, metil portocală);
3. Să studieze schimbarea culorii indicatorilor în diferite medii;
4. Să dezvăluie în cursul unui experiment chimic cel mai optim indicator pentru determinarea mediului acid și alcalin al soluției;
5. Analizați relația dintre mediul de soluție și valoarea pH-ului;
6. Să formeze abilitățile elevilor cu un indicator universal;
7. Pentru a dezvălui dependența culorii sucurilor unor plante (în special, varza roșie) de mediul de soluție.

Forma: lectie - cercetare. Acest formular vă permite să simulați toate etapele cercetării chimice în studiul unui anumit subiect.

Această lecție îmbină armonios metoda problematică și un experiment chimic, care servește ca mijloc de demonstrare sau infirmare a ipotezelor prezentate.

Forma principală de activitate în lecție este munca independentă a elevilor în perechi sau grupe, îndeplinind aceleași sarcini sau diferite (după opțiuni), având ca scop obținerea unei game mai largi de informații pentru întreaga clasă.

Comentariile metodologice sunt scrise cu caractere cursive.

Moment organizatoric. Etapa I – motivațională

Buna ziua! Lumea din jurul nostru este plină de substanțe cu diferite structuri și proprietăți. Cunoașterea lor ne va permite să ne cunoaștem pe noi înșine.

Cel mai optim și mai încăpător mod de cunoaștere este cercetarea. Astăzi ne invit să ne imaginăm nu ca studenți și profesori, ci ca angajați ai unui laborator serios, venerabili cercetători în chimie. (Tehnologia jocului) Slide #1

Pentru început, permiteți-mi să vă pun o întrebare care mi-a fost adresată de unul dintre colegii mei: „Ce au în comun Cartagina antică și Olanda modernă?” ( problema de invatare) (Discuție despre opțiunile de răspuns)

De fapt, problemele de mediu sunt comune, care sunt caracteristice atât unui stat, cât și celuilalt.

Referință istorică:La un moment dat, Cartagina era un stat foarte puternic care și-a apărat dominația în Marea Mediterană. Ca urmare a celui de-al treilea război punic, orașul Cartagina, de jumătate de milion, a fost complet distrus, iar locuitorii supraviețuitori au fost vânduți ca sclavi. Romanii au scandat „Carthago delendam esse!” („Cartagina trebuie distrusă!”).Slide #2

Locul unde se afla orașul era acoperit cu sare. Nimeni nu stropește Olanda modernă cu sare, dar acest stat luptă activ cu problemele de mediu globale, inclusiv cu cele cauzate de inundații. (conexiuni interdisciplinare)

Intrebare problema:

Credeți că există probleme de mediu în Yegorievsk? Care?

(Înfundarea solului, poluarea corpurilor de apă, a atmosferei, mult gunoi pe străzi etc.)

Una dintre cele mai importante probleme esteproblema cu puritatea apei. Apa intră în alimentarea cu apă din stațiile de pompare care o ridică de la adâncimi mari, din fântâni arteziene. Dar cândva sursa de apă din satul Vysokoye (pe locul căruia a apărut Egorievsk) a fost râul Guslitsa. Slide #3

Luați în considerare o probă modernă de apă din râul Guslitsa. Evaluați culoarea, transparența, mirosul, prezența particulelor în suspensie.

Toate aceste metode de analiză suntorganoleptic.Explicați numele conceptului. (Adică realizat cu ajutorul simțurilor umane).

Întrebare pentru gândire: Pe baza rezultatelor metodelor organoleptice, putem concluziona că probele de apă sunt ecologic curate?

(Este imposibil. Apa poate conține particule pe care nu le putem vedea - invizibile în exterior).

Ne-am apropiat la problema : Cum se determină prezența particulelor invizibile într-o soluție? (învățare cu probleme)

Etapa II - Rezolvarea problemelor

Ţintă cercetarea noastră de astăzi: studierea unor modalități de analiză calitativă a soluțiilor apoase (adică conținutul diferitelor particule din acestea). Ce metode pot fi folosite?

(Puteți efectua reacții chimice -reacții calitativedemonstrând prezența anumitor particule în soluție.)

Și puteți folosi substanțe speciale - indicatori.

Intrebare pentru gandire:Sunteți familiarizat cu indicatorii de la cursul de biologie, fizică și alte discipline academice. Care credeți că este sensul termenului „indicator” în chimie?

Fixarea unei definiții pe un diapozitiv: diapozitivul numărul 4

Indicator este o substanță care își schimbă culoarea în funcție de mediul soluției.

Intrebare pentru gandire:Înțelegi totul în această definiție?

(Ce este un „mediu de soluție”? Cum este acesta?) Aceasta subiect din lecția de astăzi, notează-l în caiet:

« Mediu soluție apoasă ».

Mare știință - logică!... și cunoașterea claselor de compuși anorganici vă vor ajuta să identificați tipurile de medii de soluții apoase.

Îmi propun să construim primul lanț logic, răspunzând la întrebările relevante:

1. Cărei clase aparțin substanțele cu formulele: HCl, H 2S04, HN03, H2 S? (acizi) Slide #5
2. Ce cationi se formează în soluție în timpul disocierii acestei clase de compuși? (cationi de hidrogen)

Scrieți pe tablă ecuația de disociere a acidului azotic

HNO 3 → H + + NO 3 -

Sugestie: Numele mediului de soluție în acest caz provine de la numele clasei corespunzătoare de compuși ( mediu acid).

1. Construiți următorul lanț logic pentru compușii exprimați prin formulele: NaOH, Ca(OH) 2, KOH, Ba(OH)2 . (baze, alcaline) Slide #6

Scrieți pe tablă ecuația pentru disocierea completă a hidroxidului de bariu

Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH -

Sugestie: Amintiți-vă de clasificarea bazelor! Toate bazele din soluția apoasă se descompun în ioni? Denumirea mediului provine de la denumirea bazelor solubile. (alcalin)

1. Cărei clase aparțin următoarele substanțe: sulfat de potasiu, clorură de bariu, azotat de calciu? (săruri). Slide numărul 7 K2S04, BaCI2, Ca(N03)2
2. Când acești compuși sunt dizolvați în apă, se formează particule care caracterizează natura acidă sau alcalină a soluției? (neformat)

Scrieți pe tablă o ecuație pentru disocierea sulfatului de potasiu

K 2 SO 4 → 2K + + SO 4 2-

Sugestie: Denumirea mediului provine de la absența cationilor de hidrogen și a anionilor hidroxo. (neutru)

Să facem o schemă de clasificare a mediilor Diagrama de pe tablă(pedagogia cooperării)

MEDIUL SOLUȚIILOR APOSE

_______________ ________________

___________________

(educatie fizica pentru ochi)

Așadar, am aflat că există trei tipuri de soluții apoase (acide, neutre și alcaline).

Indicatorii, despre care am vorbit deja la începutul lecției, ne vor ajuta să măsurăm nivelul de aciditate al mediului acvatic.

Indicatori - Sunt substanțe care își schimbă culoarea în funcție de mediul soluției.

Indicatorii sunt diferiti. Astăzi vă vom prezenta cele trei principale:turnesol albastru, metil portocaliu și fenolftaleină.

Fiecare dintre ele își schimbă culoarea diferit în funcție de mediul de soluție, așa că sarcina noastră este să alegem cel mai optim indicator pentru fiecare mediu de soluție.

Pentru a lucra, să facem un tabel: Slide #9

		Portocala de metil	Fenolftaleină
soluție acidă
soluție alcalină
Soluție de sare

Se toarnă 2-3 ml soluție de acid clorhidric în trei eprubete. Adăugați câte 1 picătură de indicatori în fiecare dintre aceștia (metil portocaliu în eprubeta nr. 1, fenolftaleină în eprubeta nr. 2, turnesol albastru în eprubeta nr. 3).

Înregistrați modificările observate în caiet.

Exercițiu: Notați numele indicatorului care este cel mai convenabil de utilizat pentru a determina mediul acid al unei soluții apoase!

Se toarnă 2-3 ml de soluție de hidroxid de sodiu în trei eprubete. Adăugați câte 1 picătură de indicatori în fiecare dintre aceștia (metil portocaliu în eprubeta nr. 1, fenolftaleină în eprubeta nr. 2, turnesol albastru în eprubeta nr. 3).

Atenție la schimbarea culorii. Înregistrați modificările observate într-un caiet

Exercițiu: Marcați numele indicatorului care este cel mai convenabil de utilizat pentru a determina mediul alcalin al unei soluții apoase!

Discutarea rezultatelor experimentului. Completarea tabelului în caiet (elevi) și pe slide (profesor).(pedagogia cooperării)

Formularea concluziilor:Într-un mediu acid, culoarea portocaliului de metil devine roșie, turnesol - roșu, fenolftaleina nu își schimbă culoarea. Prin urmare, cel mai optim indicator pentru determinarea mediului acid al unei soluții estemetil portocală.

Într-un mediu alcalin, culoarea portocaliului de metil devine galbenă, turnesol - albastru, fenolftaleină - zmeură. Prin urmare, cel mai optim indicator pentru determinarea mediului alcalin estefenolftaleină.

Ești înarmat cu noi cunoștințe. Puteți studia acum mediul probei de apă?

Încercați să determinați mediul probei de apă folosind indicatori optimi, doar pentru aceasta, turnați o cantitate mică de apă de testare din pahar în trei eprubete curate și adăugați indicatorul corespunzător (fenolftaleină, metil portocală) la fiecare.

Observați schimbări semnificative de culoare ale indicatorilor în soluții? (Nu).

Ce ipoteze poti inainta?

1. Mediul soluției nu este puternic acid sau nu este puternic alcalin, astfel încât indicatorii nu pot face diferența.
2. Mediul este neutru, astfel încât culoarea indicatoarelor nu se schimbă.

Într-adevăr, gama de caracteristici ale mediului de soluție este foarte largă: de la puternic acid la puternic alcalin.

Este exprimat în unități de la 0 la 14, care se numește valoarea pH (p-ash) -indicator de pH.(învățare avansată)

Indicator de hidrogeneste valoarea care caracterizează conținutul de cationi de hidrogen din soluție. Există indicatori universali precisi.Slide #10

Învățare avansată. Din punct de vedere științific, pH-ul este logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen dintr-o soluție. Până acum, există o mulțime de cuvinte de neînțeles pentru tine, dar în clasa a XI-a vom reveni la studiul acestei valori și o vom analiza mai detaliat din punctul de vedere al cunoștințelor pe care le vei avea până atunci.

Sarcina într-un caiet:

Folosind informațiile obținute, identificați relația dintre valoarea pH-ului și mediul soluției. Scrieți concluziile în caiet.

Constatari:

La pH > 7, mediul de soluție alcalin

La pH = 7, mediul de soluție neutru

La pH< 7 среда раствора acru

Pentru a determina valoarea pH-ului și pentru a determina mai precis mediul soluției, există diferite metode: titrare acido-bazică, măsurarea forței electromotoare (EMF) sau utilizarea hârtiei indicator universal.

Înmuiați hârtia indicator universal în proba de apă din pahar.

Comparați culoarea obținută pe ea cu scala colorată a pH-ului.

Întrebare pentru gândire: Care este mediul soluției dvs. de probă?

Asigurați-vă că specificați tipul de mediu după putere (slab, puternic).

intrebare problematica: Ei bine, acum poți trage o concluzie despre starea ecologică a probei de apă care ți-a fost eliberată?

(Nu. Pentru că nu cunoaștem standardele de mediu, nu știm cu ce să comparăm mostrele noastre).

Puteți compara nivelul de aciditate al probelor emise cu scala condiționată a valorilor pH-ului unor soluții.

O scară de pH este întocmită pe lamă Slide #11

Probleme problematice:

1. Ce lichide crezi că nu sunt recomandate persoanelor cu ulcer gastric? De ce?

(Toate soluțiile slab și puternic acide (cafea, lămâie, mere, suc de roșii, Coca-Cola) pot provoca o exacerbare a ulcerului peptic din cauza acidității excesive).

1. Ce crezi că este comun între amoniacul, pe care gospodinele îl adaugă în apa pentru spălarea geamurilor, și săpunul, cu care ne spălăm pe mâini?

(Atât soluția de săpun, cât și amoniacul sunt alcaline pentru a ajuta la îndepărtarea murdăriei.)Slide #12

intrebare problematica:Uneori trebuie să stabilim mediul soluției acasă. Și nu există o hârtie indicator universală la îndemână. Ce sa fac? (învățare cu probleme)

Informație: Se pare că unele legume și fructe au o capacitate de indicator. Conțin un pigment sensibil la pH (antociani).

Acestea sunt fructe de culoare albastru închis, violet: sfeclă, mure, coacăze negre, cireșe, struguri de culoare închisă și, inclusiv varză roșie.

Informație : Acasă, puteți face hârtii indicatoare.

Luați sucul de varză roșie și umpleți cu el foi de hârtie de filtru. Frunzele trebuie lăsate să se usuce. Apoi tăiați hârtia de filtru în fâșii subțiri.Hârtiile indicatoare sunt gata!Mult succes cu experimentele tale! (uman-personal)

etapa a III-a. Etapa finală a studiului:

Ajungem la finalul cercetării noastre. Mai devreme spuneai că pentru a trage o concluzie despre aciditatea probelor de apă trebuie să avem informații utile despre standardele sanitare și igienice în vigoare în lume și la noi.

Informații utile: În conformitate cu cerințele de igienă pentru calitatea apei din sistemele centralizate de alimentare cu apă potabilă (SanPiN 2.1.4.559-96), apa potabilă trebuie să fie inofensivă ca compoziție chimică și să aibă proprietăți organoleptice favorabile.

Indicele pH pentru apa potabilă ar trebui să corespundă cu norma de 6-9 unități, pentru rezervoare 6,5 - 8,5.Cercetătorii au descoperit că un mediu acid este mai ales dăunător locuitorilor acvatici decât unul alcalin. La plantele acvatice, o creștere a acidității apei, în primul rând, afectează încălcarea metabolismului calciului și formarea membranelor celulare, diviziunea acestora, precum și cursul reacției de fotosinteză.

Pentru corpurile de apă și apa potabilă, conținutul de nitrați nu trebuie să depășească 45 mg/l, fosfați - 3,5 mg/l. Ionii de nitrat și fosfat contribuie la creșterea excesivă a corpurilor de apă cu vegetație, determinând creșterea planctonului. Aceasta, la rândul său, moare și absoarbe o cantitate mare de oxigen, privând apa de capacitatea de auto-purificare. Nitrații pot fi toxici pentru oameni și pentru viața acvatică.

Conținutul crescut de fier în apă provoacă depunerea fierului în ficat și depășește semnificativ alcoolismul în ceea ce privește nocivitatea. Concentrația maximă admisă de fier în apă este de 0,3 mg/l. (tehnologii de salvare a sănătății)

III. Reflecţie Probleme de discutat:

1. Este corectă valoarea pH-ului apei de testat?
2. În ce preparate soluția este acidă?
3. În ce preparate mediul soluției este alcalin?
4. Cum își schimbă indicatorii culoarea într-un astfel de mediu?

Întrebare cheie:

Considerați că informațiile primite până acum despre calitatea probelor de apă sunt suficiente pentru a face o concluzie finală cu privire la adecvarea și puritatea acestuia pentru mediu? (Nu suficient. Este necesar să se efectueze o analiză calitativă completă pentru conținutul diferitelor particule - ioni în ea).

Concluzie: trebuie să studiați subiectul timp îndelungat și minuțios pentru a trage concluzii complete și corecte din cercetare.

D.Z. paragraful 28, ex. №2,3 pagina 46

Lectura: Hidroliza sării. Mediul soluțiilor apoase: acid, neutru, alcalin

Hidroliza sării

Continuăm să studiem modelele reacțiilor chimice. Când ați studiat subiectul, ați învățat că în timpul disocierii electrolitice într-o soluție apoasă, particulele implicate în reacția substanțelor se dizolvă în apă. Aceasta este hidroliza. Diverse substanțe anorganice și organice, în special săruri, sunt expuse acestuia. Fără a înțelege procesul de hidroliză a sărurilor, nu veți putea explica fenomenele care apar în organismele vii.

Esența hidrolizei sării se reduce la procesul de schimb de interacțiune a ionilor (cationi și anioni) sării cu moleculele de apă. Ca rezultat, se formează un electrolit slab - un compus cu disociere scăzută. Într-o soluție apoasă apare un exces de ioni liberi H + sau OH -. Amintiți-vă, a căror disociere electroliți formează ioni H + și care OH -. După cum ați ghicit, în primul caz avem de-a face cu un acid, ceea ce înseamnă că mediul apos cu ioni H + va fi acid. În al doilea caz, alcalin. În apă însăși, mediul este neutru, deoarece se disociază ușor în ioni H + și OH - de aceeași concentrație.

Natura mediului poate fi determinată cu ajutorul unor indicatori. Fenolftaleina detectează un mediu alcalin și colorează soluția purpurie. Turnesolul devine roșu cu acid și albastru cu alcali. Portocaliu de metil - portocaliu, în mediu alcalin devine galben, în mediu acid - roz. Tipul de hidroliză depinde de tipul de sare.

Tipuri de sare

Deci, orice sare este o interacțiune între un acid și o bază, care, după cum înțelegeți, sunt puternice și slabe. Puternici sunt cei al căror grad de disociere α este aproape de 100%. Trebuie amintit că acidul sulfuros (H2SO3) și fosforic (H3PO4) sunt adesea denumiți acizi cu putere medie. La rezolvarea problemelor de hidroliză, acești acizi trebuie clasificați ca slabi.

Acizi:

Puternic: HCI; HBr; Hl; HNO3; HCI04; H2SO4. Reziduurile lor acide nu interacționează cu apa.

Slab: HF; H2CO3; H2Si03; H2S; HNO2; H2S03; H3PO4; acizi organici. Și reziduurile lor acide interacționează cu apa, luând cationii de hidrogen H + din moleculele sale.

Motive:

Puternic: hidroxizi metalici solubili; Ca(OH)2; Sr(OH)2. Cationii lor metalici nu interacționează cu apa.

Slab: hidroxizi metalici insolubili; hidroxid de amoniu (NH4OH). Și aici cationii metalici interacționează cu apa.

Pe baza acestui material, luați în consideraretipuri de sare :

Săruri cu o bază puternică și un acid puternic. De exemplu: Ba (NO3)2, KCI, Li2SO4. Caracteristici: nu interactioneaza cu apa, ceea ce inseamna ca nu sufera hidroliza. Soluțiile unor astfel de săruri au un mediu de reacție neutru.

Săruri cu o bază tare și un acid slab. De exemplu: NaF, K 2 CO 3 , Li 2 S. Caracteristici: reziduurile acide ale acestor săruri interacționează cu apa, are loc hidroliza anionică. Mediul soluțiilor apoase este alcalin.

Săruri cu baze slabe și acizi tari. De exemplu: Zn (NO 3) 2, Fe 2 (SO 4) 3, CuSO 4. Caracteristici: numai cationii metalici interactioneaza cu apa, are loc hidroliza cationilor. Miercuri este acru.

Săruri cu o bază slabă și un acid slab. De exemplu: CH 3 COONН 4, (NH 4) 2 CO 3 , HCOONН 4. Caracteristici: atât cationii, cât și anionii reziduurilor acide interacționează cu apa, hidroliza are loc prin cation și anion.

Un exemplu de hidroliză la cation și formarea unui mediu acid:

Hidroliza clorurii ferice FeCl 2

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

Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - ↔ FeOH + + 2Cl - + H+ (ecuația ionică completă)

Fe 2+ + H 2 O ↔ FeOH + + H + (ecuația ionică abreviată)

Un exemplu de hidroliză anionică și formarea unui mediu alcalin:

Hidroliza acetatului de sodiu CH 3 COONa

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

Na + + CH 3 COO - + H 2 O ↔ Na + + CH 3 COOH + OH- (ecuația ionică completă)

CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -(ecuația ionică abreviată)

Un exemplu de co-hidroliză:

• Hidroliza sulfurei de aluminiu Al 2 S 3

Al 2 S 3 + 6H2O ↔ 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

În acest caz, vedem hidroliza completă, care are loc dacă sarea este formată dintr-o bază slabă insolubilă sau volatilă și un acid slab insolubil sau volatil. În tabelul de solubilitate există liniuțe pe astfel de săruri. Dacă în timpul reacției de schimb ionic se formează o sare care nu există într-o soluție apoasă, atunci este necesar să scrieți reacția acestei săruri cu apa.

De exemplu:

2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 ↔ Fe2 (CO3)3+ 6NaCl

Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O ↔ 2Fe(OH) 3 + 3H 2 O + 3CO 2

Adăugăm aceste două ecuații, apoi ceea ce se repetă în părțile din stânga și din dreapta, reducem:

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

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+ în soluție.

Apa pură se disociază într-o măsură foarte mică în ioni H + și ioni hidroxil OH - .

Valoarea pH-ului

pH-ul este o modalitate convenabilă și comună 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, puteți 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, conține mai puțini ioni H + decât OH - ; o soluție cu un pH mai mic de 7 este acidă, există mai mulți ioni H + în ea decât OH - .

Lichidele utilizate în practică au o concentrație de ioni de hidrogen care variază 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 dintr-o soluție. Cu ajutorul indicatorilor determinați reacția mediului. Cei mai cunoscuți indicatori sunt bromobenzen, bromotimol, fenolftaleina, metil portocală etc. Fiecare dintre indicatori funcționează în anumite intervale de pH. De exemplu, bromtimolul se schimbă 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 jari galben 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 limpede. Cu o ușoară modificare a mediului spre alcalinitate, soluția indicator capătă o nuanță verzuie, cu o creștere a alcalinității - albastru. Cu cât alcalinitatea lichidului de testat este mai mare, cu atât culoarea albastră devine mai intensă.

Odată cu o ușoară modificare a mediului spre aciditate, soluția indicatorului universal devine roz, cu o creștere a acidității - roșu/carmin sau nuanță pestriță/.

Modificări în reacția mediului în tablouri apar ca urmare a deteriorării acestora de către mucegai; adesea apar modificări în zonele în care etichetele sunt lipite cu clei alcalin/cazeină, birou etc./.

Pentru analiză, trebuie să aveți, pe lângă indicatorul universal, apă distilată, hârtie de filtru albă curată și o baghetă de sticlă.

Progresul analizei

O picătură de apă distilată se aplică pe hârtia 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, cu culoarea căreia se compară picătura înmuiată în soluția din zona de testare. Discrepanța 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 este continuat până când întreaga zonă este complet neutralizată.

După o săptămână, verificați mediul ar trebui repetat.

NEUTRALIZAREA ACIDĂ

Zona de tratat este umezită cu o soluție apoasă 2% de hidroxid de amoniu/amoniac/. Procedura de neutralizare este aceeași ca și în cazul unui mediu alcalin.

Verificarea media trebuie repetată după o săptămână.

AVERTIZARE: Procesul de neutralizare necesită o mare grijă, deoarece supratratarea poate duce la supraacidificarea sau supraalcalinizarea zonei tratate. În plus, apa din soluții poate provoca contracția pânzei.

Hidroliza este interacțiunea substanțelor cu apa, în urma căreia mediul soluției se schimbă.

Cationii și anionii electroliților slabi sunt capabili să interacționeze cu apa pentru a forma compuși sau ioni stabili cu disociere scăzută, în urma cărora mediul de soluție se schimbă. Formulele de apă în ecuațiile de hidroliză sunt de obicei scrise ca H-OH. Când reacționează cu apa, cationii bazelor slabe îndepărtează ionul hidroxil din apă și se formează un exces de H + în soluție. Soluția devine acidă. Anionii acizilor slabi atrag H + din apă, iar reacția mediului devine alcalină.

În chimia anorganică, cel mai adesea 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 variante de hidroliză.

1. Sarea este formată dintr-o bază tare și un acid tare.

O astfel de sare practic nu este supusă hidrolizei. În același timp, echilibrul de disociere a apei în prezența ionilor de sare aproape nu este perturbat, prin urmare pH = 7, mediul este neutru.

Na + + H2OCI - + H2O

2. Dacă sarea este formată dintr-un cation al unei baze tare și un anion al unui acid slab, atunci la anion are loc hidroliza.

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

Deoarece ionii OH se acumulează în soluție, mediul este alcalin, pH> 7.

3. Dacă sarea este formată dintr-un cation al unei baze slabe și un anion al unui acid puternic, atunci hidroliza are loc de-a lungul cationului.

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

СuCl 2 + HOH \(\leftrightarrow\) CuOHCl + 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 hidroliză atât la cation, cât și la anion.

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

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

Soluțiile de astfel de săruri au fie un mediu ușor acid, fie ușor alcalin, adică valoarea pH-ului este apropiată de 7. Reacția mediului depinde de raportul dintre constantele de disociere a acizilor 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.

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

Atunci când se determină mediul unei soluții de sare, trebuie 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 mediul soluției este acid. Dacă baza este un electrolit puternic, atunci este alcalină.

Exemplu. Soluția are un mediu alcalin

1) Pb(N03)2; 2) Na2C03; 3) NaCI; 4) NaNO 3

1) Pb (NO 3) 2 azotat de plumb (II). Sarea este alcătuită dintr-o bază slabă și acid puternic, înseamnă mediul de soluție acru.

2) Na2C03 carbonat de sodiu. S-a format sare bază puternicăși un acid slab, apoi mediul de soluție alcalin.

3) NaCI; 4) NaNO 3 Sărurile sunt formate din baza tare NaOH și acizii tari HCl și HNO 3 . Mediul soluției este neutru.

Răspuns corect 2) Na2CO3

O hârtie indicatoare a fost scufundată în soluțiile sărate. În soluțiile de NaCl și NaNO 3, nu și-a schimbat culoarea, ceea ce înseamnă mediul de soluție neutru. Într-o soluție de Pb (NO 3) 2 a devenit roșu, mediul de soluție acru.Într-o soluție de Na 2 CO 3 a devenit albastru, mediul de soluție alcalin.

Hidroliza sării. Mediul soluțiilor apoase: 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, dezintegrare).

Hidroliza este o reacție de descompunere metabolică a unei substanțe de către apă.

Diverse substanțe suferă hidroliză: anorganice - săruri, carburi și hidruri ale metalelor, 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 datorează faptului că sărurile din soluțiile apoase pot suferi hidroliză.

Esența hidrolizei se reduce la schimbul de interacțiune chimică a cationilor de sare sau a anionilor cu moleculele de apă. Ca rezultat al acestei interacțiuni, se formează un compus cu disociere scăzută (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 sării

Orice sare poate fi considerată ca fiind produsul interacțiunii 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.

Luați în considerare comportamentul sărurilor de diferite tipuri în soluție.

1. Săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab.

De exemplu, sarea cianură de potasiu $KCN$ este formată din baza tare $KOH$ și acidul slab $HCN$:

$(KOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←KCN→(HCN)↙(\text"acid monoacid slab")$

1) o ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi scrisă într-un mod simplificat folosind ecuația

$H_2O(⇄)↖(←)H^(+)+OH^(-);$

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

Ionii $H^(+)$ și $CN^(-)$ formați în timpul acestor procese interacționează între ei, legându-se în molecule electrolitice slabe - acidul cianhidric $HCN$, în timp ce hidroxidul - $OH^(-)$ ionul rămâne în soluție, făcându-l astfel alcalin. Hidroliza are loc la anionul $CN^(-)$.

Scriem 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 (în direcția de formare a 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, deci soluția de sare $KCN$ are mediu alcalin($pH > 7$);

b) Ionii $CN^(-)$ participă la reacția cu apa, caz în care ei spun că există hidroliza anionică. Alte exemple de anioni care reacționează cu apa sunt:

Luați în considerare hidroliza carbonatului de sodiu $Na_2CO_3$.

$(NaOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←Na_2CO_3→(H_2CO_3)↙(\text"acid dibazic slab")$

Sarea este hidrolizată 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 hidroliză - sare acidă$NaHCO_3$ și hidroxid de sodiu $NaOH$.

Mediul unei solutii apoase de carbonat de sodiu este alcalin ($pH > 7$), deoarece concentratia ionilor $OH^(-)$ creste in solutie. Sarea acidă $NaHCO_3$ poate suferi și hidroliză, care se desfășoară într-o măsură foarte mică și poate fi neglijată.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza anionică:

a) la anionul sării, de regulă, se hidrolizează reversibil;

b) echilibrul chimic în astfel de reacții este puternic deplasat spre stânga;

c) reacţia mediului în soluţii de săruri similare este alcalină ($рН > 7$);

d) în timpul hidrolizei sărurilor formate din acizi polibazici slabi se obțin săruri acide.

2. Săruri formate dintr-un acid puternic și o bază slabă.

Luați în considerare hidroliza clorurii de amoniu $NH_4Cl$.

$(NH_3 H_2O)↙(\text"bază monoacid slabă")←NH_4Cl→(HCl)↙(\text"acid monobazic puternic")$

Două procese au loc într-o soluție apoasă de sare:

1) o ușoară disociere reversibilă a moleculelor de apă (un electrolit amfoter foarte slab), care poate fi scrisă într-un mod simplificat folosind 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 obține $NH_3 H_2O$ (electrolit slab), în timp ce ionii $H^(+)$ rămân în soluție, provocând cea mai mare parte a mediului său acid.

Ecuația completă a hidrolizei ionice:

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

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 $NH_3·H_2O$.

Ecuația abreviată a hidrolizei ionice:

$NH_4^(+)+H_2O⇄H^(+)+NH_3 H_2O.$

Ecuația arată că:

a) în soluție există ioni de hidrogen liberi $H^(+)$, iar concentrația lor este mai mare decât în ​​apa pură, deci soluția de sare are mediu acid($pH

b) cationii de amoniu $NH_4^(+)$ participă la reacția cu apa; în cazul ăsta spun că vine hidroliza cationilor.

La reacția cu apa pot participa, de asemenea, cationi multiîncărcați: două lovituri$M^(2+)$ (de exemplu, $Ni^(2+), Cu^(2+), Zn^(2+)…$), cu excepția cationilor metalelor alcalino-pământoase, trei lovituri$M^(3+)$ (de exemplu, $Fe^(3+), Al^(3+), Cr^(3+)…$).

Să luăm în considerare hidroliza azotatului de nichel $Ni(NO_3)_2$.

$(Ni(OH)_2)↙(\text"bază diacid slabă")←Ni(NO_3)_2→(HNO_3)↙(\text"acid monobazic puternic")$

Sarea este hidrolizată la cationul $Ni^(2+)$.

Ecuația completă a hidrolizei ionice:

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

Ecuația abreviată a hidrolizei ionice:

$Ni^(2+)+H_2O⇄NiOH^(+)+H^(+).$

Produse de hidroliză - sare de bază$NiOHNO_3$ și acid azotic $HNO_3$.

Mediul unei soluții apoase de azotat de nichel este acid ($ pH

Hidroliza sării $NiOHNO_3$ are loc într-un grad mult mai mic și poate fi neglijată.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza cationilor:

a) prin cationul sării, de regulă, se hidrolizează reversibil;

b) echilibrul chimic al reacţiilor este puternic deplasat spre stânga;

c) reacția mediului în soluții de astfel de săruri este acidă ($ pH

d) în timpul hidrolizei sărurilor formate din baze poliacide slabe se obţin săruri bazice.

3. Sărurile formate dintr-o bază slabă și un acid slab.

Este evident deja clar pentru tine că astfel de săruri suferă hidroliză atât la cation, cât și la anion.

Un cation de bază slab leagă ionii $OH^(-)$ din moleculele de apă, formând bază slabă; anionul unui acid slab leagă ionii $H^(+)$ din moleculele de apă, formând acid slab. Reacția soluțiilor acestor săruri poate fi neutră, ușor acidă sau ușor alcalină. Depinde de constantele de disociere a doi electroliți slabi - un acid și o 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 de bază slabă $NH_4^(+)$ interacționează cu ionii de hidroxid $OH^(-)$ (amintim că apa disociază $H_2O⇄H^(+)+OH^(-)$), iar anionii acizi slabi $CH_3COO^(-)$ și $HCOO^(-)$ interacționează cu $Н^(+)$ cationi pentru a forma molecule de acizi slabi — acetic $CH_3COOH$ și 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 produșilor de hidroliză - doi electroliți slabi.

În primul caz, mediul soluție este neutru ($рН = 7$), deoarece $K_D(CH_3COOH)=K+D(NH_3 H_2O)=1,8 10^(-5)$. În al doilea caz, mediul soluției 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 descompune în mediul acvatic” - 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 la cation sunt legați de ionii $OH^(-)$ formați în timpul hidrolizei la anion. 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 ireversibilitatea procesului este necesar ca cel puțin unul dintre produșii de hidroliză să părăsească sfera de reacție.

Pentru a rezuma ceea ce ați învățat despre hidroliza atât a cationilor, cât și a anionilor:

a) dacă sărurile sunt hidrolizate reversibil atât prin cation, cât și prin anioni, atunci echilibrul chimic în reacțiile de hidroliză este deplasat spre dreapta;

b) reacția mediului este fie neutră, fie ușor acidă, fie ușor alcalină, ceea ce depinde de raportul constantelor de disociere dintre baza și acidul format;

c) sărurile pot fi hidrolizate atât de cation cât și de anion 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.

Luați în considerare comportamentul $KCl$ în soluția de clorură de potasiu.

$(KOH)↙(\text"bază monoacid puternic")←KCl→(HCl)↙(\text"acid monobazic puternic").$

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 soluție este neutru ($рН=7$), deoarece concentrațiile ionilor $H^(+)$ și $OH^(-)$ în soluție sunt egale, ca și în apa pură.

Alte exemple de astfel de săruri pot fi halogenuri de metale alcaline, nitraţi, percloraţi, sulfaţi, cromaţi şi dicromaţi, halogenuri de metale alcalino-pământoase (altele decât fluorurile), nitraţi şi percloraţi.

De asemenea, trebuie remarcat faptul că reacția de hidroliză reversibilă este complet supusă principiului lui Le Chatelier. Asa de hidroliza sării poate fi îmbunătățită(și chiar să o facă ireversibilă) în următoarele moduri:

a) adăugați apă (reduceți concentrația);

b) încălziți soluția, crescând astfel disocierea endotermă a apei:

$H_2O⇄H^(+)+OH^(-)-57$ kJ,

ceea ce înseamnă că cantitatea de $H^(+)$ și $OH^(-)$, care sunt necesare hidrolizei 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 mult îmbunătățită prin descompunerea hidratului de amoniac cu formarea amoniacului $NH_3$ și a apei $H_2O$:

$NH_4^(+)+CN^(-)+H_2O⇄NH_3 H_2O+HCN.$

$NH_3()↖(⇄)H_2$

Hidroliza sării

Legendă:

Hidroliza poate fi suprimată (reducerea semnificativă a cantității de sare supusă hidrolizei) procedând după cum urmează:

a) crește concentrația de dizolvat;

b) se răcește soluția (pentru a slăbi hidroliza, soluțiile sărate trebuie păstrate concentrate și la temperaturi scăzute);

c) se introduce în soluţie unul dintre produşii de hidroliză; de exemplu, acidulează soluția dacă mediul ei este acid ca urmare a hidrolizei sau alcalinizează dacă este alcalină.

Semnificația hidrolizei

Hidroliza sării are semnificație atât practică, cât și biologică. Din cele mai vechi timpuri, cenușa a fost folosită ca detergent. Cenuşa conţine carbonat de potasiu $K_2CO_3$, care este hidrolizat ca anion în apă, soluţia apoasă devine săpunoasă datorită ionilor $OH^(-)$ formaţi în timpul hidrolizei.

În prezent, folosim în viața de zi cu zi 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. solutia este usor alcalina.

În compoziția pudrelor de spălat și a altor detergenți se introduc special săruri ale acizilor anorganici (fosfați, carbonați), care sporesc efectul de spălare 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 hidrolizate de anion.

Dacă aciditatea solului este insuficientă, plantele dezvoltă o boală - cloroza. Semnele sale sunt îngălbenirea sau albirea frunzelor, întârziere în creștere și dezvoltare. 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 de către cationul care trece în sol:

$NH_4^(+)+H_2O⇄NH_3 H_2O$

Rolul biologic al hidrolizei unor săruri care alcătuiesc corpul nostru este de neprețuit. De exemplu, compoziția sângelui include săruri de bicarbonat și 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 există un exces de ioni $H^(+)$ în sânge, 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, în cavitatea bucală se menține un anumit mediu ($рН=7-7,5$).