Všetky kyseliny, ich vlastnosti a zásady sú rozdelené na silné a slabé. Ale neopovážte sa zamieňať si pojmy ako „silná kyselina“ alebo „silná zásada“ s ich koncentráciou. Napríklad nemôžete pripraviť koncentrovaný roztok slabej kyseliny alebo zriedený roztok silnej zásady. Napríklad kyselina chlorovodíková, keď je rozpustená vo vode, dáva každej z dvoch molekúl vody jeden zo svojich protónov.

Keď dôjde k chemickej reakcii v hydróniovom ióne, vodíkový ión sa veľmi silno viaže na molekulu vody. Samotná reakcia bude pokračovať, kým sa jej činidlá úplne nevyčerpajú. Naša voda v tomto prípade zohráva úlohu zásady, keďže prijíma protón z kyseliny chlorovodíkovej. Kyseliny, ktoré sa vo vodných roztokoch úplne disociujú, sa nazývajú silné kyseliny.

Keď poznáme veľmi počiatočnú koncentráciu silnej kyseliny, potom v tomto prípade nie je ťažké vypočítať koncentráciu hydróniových iónov a chloridových iónov v roztoku. Napríklad, ak vezmete a rozpustíte 0,2 mol plynnej kyseliny chlorovodíkovej v 1 litri vody, koncentrácia iónov po disociácii bude úplne rovnaká.

Príklady silných kyselín:

1) HCl, kyselina chlorovodíková;
2) HBr, bromovodík;
3) HI, jód;
4) HNO3, kyselina dusičná;
5) HClO4 - kyselina chloristá;
6) H2SO4 je kyselina sírová.

Všetky známe kyseliny (s výnimkou kyseliny sírovej) sú uvedené vyššie a sú monoprotické, pretože z ich atómov je darovaný každý po jednom protóne; Molekuly kyseliny sírovej môžu ľahko darovať dva svoje protóny, a preto je kyselina sírová diprotická.

Elektrolyty sú silné zásady; vo vodných roztokoch úplne disociujú za vzniku hydroxidového iónu.

Podobne ako pri kyselinách je výpočet koncentrácie hydroxidových iónov veľmi jednoduchý, keď poznáte počiatočnú koncentráciu roztoku. Napríklad roztok NaOH s koncentráciou 2 mol/l disociuje na rovnakú koncentráciu iónov.

Slabé kyseliny. Základy a vlastnosti

Pokiaľ ide o slabé kyseliny, nedisociujú úplne, to znamená čiastočne. Rozlíšenie silných a slabých kyselín je veľmi jednoduché: ak je v referenčnej tabuľke vedľa názvu kyseliny uvedená jej konštanta, potom je táto kyselina slabá; ak nie je daná konštanta, tak je táto kyselina silná.

Slabé zásady tiež dobre reagujú s vodou a vytvárajú rovnovážny systém. Slabé kyseliny sa vyznačujú aj disociačnou konštantou K.

				základy
	stredná pevnosť
			Hydroxidy alkalických kovov (KOH, NaOH, ZiOH), Ba(OH) 2 atď.		Na 4 OH a vo vode nerozpustné zásady (Ca (OH) 2, Zi (OH) 2, AL (OH) 3 atď.

Konštanta hydrolýzy sa rovná pomeru súčinu koncentrácií produktov hydrolýzy ku koncentrácii nehydrolyzovanej soli.

Príklad 1 Vypočítajte stupeň hydrolýzy NH 4 Cl.

rozhodnutie: Z tabuľky nájdeme Kd (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -3, odtiaľto

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

Príklad 2 Vypočítajte stupeň hydrolýzy ZnCl 2 v 1 kroku v 0,5 M roztoku.

rozhodnutie: Iónová rovnica pre hydrolýzu Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +

Kd ZnOH +1 = 1,5.10-9; hγ=√(Kv/ [Kd základná ∙Cm]) = 10-14 /1,5∙10-9 ∙0,5=0,36∙10-2 (0,36 %).

Príklad 3 Zostavte iónovo-molekulárne a molekulové rovnice hydrolýzy solí: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnS04. Určite reakciu stredných roztokov týchto solí.

rozhodnutie: a) Kyanid draselný KCN je soľ slabej jednosýtnej kyseliny (pozri tabuľku I v prílohe) HCN a silnej zásady KOH. Po rozpustení vo vode sa molekuly KCN úplne disociujú na katióny K + a anióny CN -. Katióny K + nemôžu viazať ióny OH - vody, pretože KOH je silný elektrolyt. Anióny, na druhej strane, CN - viažu H + ióny vody, tvoriace molekuly slabého elektrolytu HCN. Soľ hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy

CN + H20 HCN + OH -

alebo v molekulárnej forme

KCN + H20 HCN + KOH

V dôsledku hydrolýzy sa v roztoku objaví určitý prebytok OH - iónov, preto má roztok KCN alkalickú reakciu (pH > 7).

b) Uhličitan sodný Na 2 CO 3 je soľ slabej viacsýtnej kyseliny a silnej zásady. V tomto prípade anióny CO 3 2- soli, viažuce vodíkové ióny vody, tvoria anióny kyslej soli HCO - 3, a nie molekuly H 2 CO 3, pretože ióny HCO - 3 sa disociujú oveľa ťažšie ako H 2 CO 3 molekuly. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha v prvom stupni. Soľ hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy

CO2-3 + H2OHCO - 3 + OH -

alebo v molekulárnej forme

Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH

V roztoku sa objavuje nadbytok OH - iónov, takže roztok Na 2 CO 3 má zásaditú reakciu (pH> 7).

c) Síran zinočnatý ZnSO 4 - soľ slabej polykyselinovej zásady Zn (OH) 2 a silnej kyseliny H 2 SO 4. V tomto prípade katióny Zn + viažu hydroxidové ióny vody za vzniku katiónov základnej soli ZnOH +. K tvorbe molekúl Zn(OH) 2 nedochádza, pretože ióny ZnOH + disociujú oveľa ťažšie ako molekuly Zn(OH) 2. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha v prvom stupni. Soľ sa hydrolyzuje na katióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy

Zn2+ + H2OZnOH++ H+

alebo v molekulárnej forme

2ZnSO4 + 2H20 (ZnOH)2S04 + H2S04

V roztoku sa objavuje prebytok vodíkových iónov, takže roztok ZnSO 4 má kyslú reakciu (pH< 7).

Príklad 4 Aké produkty vznikajú zmiešaním roztokov A1(NO 3) 3 a K 2 CO 3? Vytvorte rovnicu iónovo-molekulárnej a molekulárnej reakcie.

rozhodnutie. Soľ A1 (NO 3) 3 je hydrolyzovaná katiónom a K 2 CO 3 - aniónom:

A13+ + H20 A10H2+ + H+

CO2-3 + H20 HCO - s + OH -

Ak sú roztoky týchto solí v tej istej nádobe, potom sa hydrolýza každej z nich vzájomne zosilní, pretože ióny H + a OH - tvoria slabú molekulu elektrolytu H 2 O. V tomto prípade sa hydrolytická rovnováha posunie do doprava a hydrolýza každej z odobratých solí končí za vzniku A1(OH)3 a C02(H2CO3). Iónovo-molekulárna rovnica:

2A1 3+ + ZSO 2-3 + ZN20 \u003d 2A1 (OH)3 + ZSO2

molekulová rovnica: ZSO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (OH) 3

Pred diskusiou o chemických vlastnostiach zásad a amfotérnych hydroxidov si jasne definujme, čo to je?

1) Zásady alebo zásadité hydroxidy zahŕňajú hydroxidy kovov v oxidačnom stave +1 alebo +2, t.j. ktorých vzorce sú zapísané buď ako MeOH alebo ako Me(OH)2. Existujú však aj výnimky. Hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2 teda nepatria medzi zásady.

2) Medzi amfotérne hydroxidy patria hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, +4 a výnimočne hydroxidy Zn (OH) 2, Be (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2. Hydroxidy kovov v oxidačnom stave +4 sa v USE priradeniach nenachádzajú, preto sa nebudú brať do úvahy.

Chemické vlastnosti zásad

Všetky základne sú rozdelené na:

Pripomeňme, že berýlium a horčík nie sú kovy alkalických zemín.

Okrem toho, že alkálie sú rozpustné vo vode, veľmi dobre disociujú aj vo vodných roztokoch, kým nerozpustné zásady majú nízky stupeň disociácie.

Tento rozdiel v rozpustnosti a schopnosti disociovať medzi alkáliami a nerozpustnými hydroxidmi vedie k výrazným rozdielom v ich chemických vlastnostiach. Najmä alkálie sú chemicky aktívnejšie zlúčeniny a často sú schopné vstúpiť do reakcií, do ktorých nerozpustné zásady nevstupujú.

Reakcia zásad s kyselinami

Alkálie reagujú úplne so všetkými kyselinami, dokonca aj s veľmi slabými a nerozpustnými. Napríklad:

Nerozpustné zásady reagujú s takmer všetkými rozpustnými kyselinami, nereagujú s nerozpustnou kyselinou kremičitou:

Je potrebné poznamenať, že silné aj slabé zásady so všeobecným vzorcom vo forme Me (OH) 2 môžu tvoriť zásadité soli s nedostatkom kyseliny, napríklad:

Interakcia s oxidmi kyselín

Alkálie reagujú so všetkými kyslými oxidmi za vzniku solí a často vody:

Nerozpustné zásady sú schopné reagovať so všetkými vyššími oxidmi kyselín zodpovedajúcimi stabilným kyselinám, napríklad P 2 O 5, SO 3, N 2 O 5, za vzniku stredných solí:

Nerozpustné zásady vo forme Me (OH) 2 reagujú v prítomnosti vody s oxidom uhličitým výlučne za vzniku zásaditých solí. Napríklad:

Cu(OH)2 + C02 = (CuOH)2C03 + H20

S oxidom kremičitým vďaka jeho výnimočnej inertnosti reagujú len tie najsilnejšie zásady, alkálie. V tomto prípade sa tvoria normálne soli. Reakcia neprebieha s nerozpustnými zásadami. Napríklad:

Interakcia zásad s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi

Všetky alkálie reagujú s amfotérnymi oxidmi a hydroxidmi. Ak sa reakcia uskutočňuje fúziou amfotérneho oxidu alebo hydroxidu s pevnou zásadou, vedie takáto reakcia k tvorbe solí bez vodíka:

Ak sa použijú vodné roztoky alkálií, vytvoria sa hydroxokomplexné soli:

V prípade hliníka vzniká pôsobením nadbytku koncentrovanej alkálie namiesto Na soli Na3 soľ:

Interakcia zásad so soľami

Akákoľvek báza reaguje s akoukoľvek soľou iba vtedy, ak sú súčasne splnené dve podmienky:

1) rozpustnosť východiskových zlúčenín;

2) prítomnosť zrazeniny alebo plynu medzi reakčnými produktmi

Napríklad:

Tepelná stabilita podkladov

Všetky alkálie, okrem Ca(OH) 2, sú odolné voči teplu a topia sa bez rozkladu.

Všetky nerozpustné zásady, ako aj slabo rozpustný Ca (OH) 2 sa zahrievaním rozkladajú. Najvyššia teplota rozkladu hydroxidu vápenatého je asi 1000 o C:

Nerozpustné hydroxidy majú oveľa nižšie teploty rozkladu. Takže napríklad hydroxid meďnatý sa rozkladá už pri teplotách nad 70 o C:

Chemické vlastnosti amfotérnych hydroxidov

Interakcia amfotérnych hydroxidov s kyselinami

Amfotérne hydroxidy reagujú so silnými kyselinami:

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyselinami ako sú H 2 S, H 2 SO 3 a H 2 CO 3, pretože soli, ktoré by mohli vznikať v dôsledku takýchto reakcií, podliehajú ireverzibilnej hydrolýze na pôvodný amfotérny hydroxid a zodpovedajúca kyselina:

Interakcia amfotérnych hydroxidov s oxidmi kyselín

Amfotérne hydroxidy reagujú s vyššími oxidmi, ktoré zodpovedajú stabilným kyselinám (SO 3, P 2 O 5, N 2 O 5):

Amfotérne hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3, t.j. typu Me (OH) 3, nereagujú s kyslými oxidmi SO 2 a CO 2.

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásadami

Zo zásad reagujú amfotérne hydroxidy len s alkáliami. V tomto prípade, ak sa použije vodný roztok alkálie, potom sa vytvoria hydroxokomplexné soli:

A keď sa amfotérne hydroxidy tavia s pevnými zásadami, získajú sa ich bezvodé analógy:

Interakcia amfotérnych hydroxidov so zásaditými oxidmi

Amfotérne hydroxidy reagujú pri fúzii s oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín:

Tepelný rozklad amfotérnych hydroxidov

Všetky amfotérne hydroxidy sú nerozpustné vo vode a ako všetky nerozpustné hydroxidy sa pri zahriatí rozkladajú na zodpovedajúci oxid a vodu.

Hydrolýza soli“ - Vytvoriť predstavu o chémii ako produktívnej sile spoločnosti. Kyselina octová CH3COOH je najstaršia z organických kyselín. V kyselinách - karboxylové skupiny, Ale všetky kyseliny sú tu slabé.

Všetky kyseliny, ich vlastnosti a zásady sú rozdelené na silné a slabé. Napríklad nemôžete pripraviť koncentrovaný roztok slabej kyseliny alebo zriedený roztok silnej zásady. Naša voda v tomto prípade zohráva úlohu zásady, keďže prijíma protón z kyseliny chlorovodíkovej. Kyseliny, ktoré sa vo vodných roztokoch úplne disociujú, sa nazývajú silné kyseliny.

Pre oxidy hydratované neurčitým počtom molekúl vody, napríklad Tl2O3 n H2O, je neprijateľné písať vzorce ako Tl(OH)3. Nazývať takéto zlúčeniny hydroxidmi sa tiež neodporúča.

Pre zásady je možné kvantifikovať ich silu, teda schopnosť odštiepiť protón od kyseliny. Všetky základne sú pevné látky s rôznymi farbami. Pozor! Alkálie sú veľmi žieravé látky. Pri kontakte s pokožkou spôsobujú alkalické roztoky ťažké dlho sa hojace popáleniny, ak sa dostanú do očí, môžu spôsobiť slepotu. Pri pražení kobaltových minerálov obsahujúcich arzén sa uvoľňuje prchavý toxický oxid arzén.

Tieto vlastnosti molekuly vody sú vám už známe. II) a roztok kyseliny octovej. HNO2) - iba jeden protón.

Všetky základy sú pevné látky, ktoré majú rôzne farby. 1. Pôsobia na indikátoroch. Indikátory menia svoju farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. Pri interakcii so zásadami menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby zožltne, lakmusový indikátor sa zmení na modrý a fenolftaleín sa zmení na fuchsiovú.

Nádoby ochlaďte, napríklad umiestnením do nádoby naplnenej ľadom. Tri roztoky zostanú číre a štvrtý sa rýchlo zakalí, začne vypadávať biela zrazenina. Tu sa nachádza báryová soľ. Odložte túto nádobu nabok. Uhličitan bárnatý môžete rýchlo určiť iným spôsobom. Výroba je pomerne jednoduchá, všetko, čo potrebujete, sú porcelánové odparovacie poháre a liehová lampa. Ak ide o lítiovú soľ, farba bude jasne červená. Mimochodom, ak by sa soľ bária testovala rovnakým spôsobom, farba plameňa mala byť zelená.

Elektrolyt je látka, ktorá je v pevnom stave dielektrikom, to znamená, že nevedie elektrický prúd, ale v rozpustenej alebo roztavenej forme sa stáva vodičom. Pamätajte, že stupeň disociácie a teda sila elektrolytu závisí od mnohých faktorov: od povahy samotného elektrolytu, rozpúšťadla a teploty. Preto je toto samotné rozdelenie do určitej miery podmienené. Koniec koncov, tá istá látka môže byť za rôznych podmienok silným elektrolytom aj slabým elektrolytom.

Nedochádza k hydrolýze, nevznikajú žiadne nové zlúčeniny, kyslosť média sa nemení. Ako sa mení kyslosť prostredia? Reakčné rovnice sa ešte nedajú zapísať. Zostáva nám postupne diskutovať o 4 skupinách solí a pre každú z nich uviesť špecifický "scenár" hydrolýzy. V ďalšej časti začneme soľami vytvorenými zo slabej zásady a silnej kyseliny.

Po prečítaní článku budete vedieť rozdeliť látky na soli, kyseliny a zásady. H roztoku, aké sú všeobecné vlastnosti kyselín a zásad. Ak majú na mysli definíciu Lewisovej kyseliny, potom sa v texte takáto kyselina nazýva Lewisova kyselina.

Čím je táto hodnota nižšia, tým je kyselina silnejšia. Silný alebo slabý - to je potrebné v referenčnej knihe Ph.D. pozerať, ale treba poznať klasiku. Silné kyseliny sú kyseliny, ktoré dokážu vytesniť anión inej kyseliny zo soli.

Zadefinovali sme hydrolýza si spomenul na niektoré fakty soli. Teraz si rozoberieme silné a slabé kyseliny a zistíme, že „scenár“ hydrolýzy závisí práve od toho, ktorá kyselina a ktorá zásada vytvorila túto soľ.

← Hydrolýza solí. I. časť

Silné a slabé elektrolyty

Dovoľte mi pripomenúť, že všetky kyseliny a zásady možno podmienečne rozdeliť na silný a slabý. Silné kyseliny (a vo všeobecnosti silné elektrolyty) disociujú takmer úplne vo vodnom roztoku. Slabé elektrolyty sa v malej miere rozkladajú na ióny.

Medzi silné kyseliny patria:

• H2SO4 (kyselina sírová),
• HClO 4 (kyselina chloristá),
• HClO 3 (kyselina chlórová),
• HNO 3 (kyselina dusičná),
• HCl (kyselina chlorovodíková),
• HBr (kyselina bromovodíková),
• HI (kyselina jodovodíková).

Nasleduje zoznam slabých kyselín:

• H2SO3 (kyselina sírová),
• H2CO3 (kyselina uhličitá),
• H2SiO3 (kyselina kremičitá),
• H3PO3 (kyselina fosforitá),
• H3PO4 (kyselina ortofosforečná),
• HClO2 (kyselina chlórna),
• HClO (kyselina chlórna),
• HNO 2 (kyselina dusitá),
• HF (kyselina fluorovodíková),
• H2S (kyselina sírová),
• väčšina organických kyselín, napríklad octová (CH3COOH).

Prirodzene, nie je možné vymenovať všetky kyseliny, ktoré existujú v prírode. Uvedené sú len tie „najpopulárnejšie“. Treba tiež pochopiť, že rozdelenie kyselín na silné a slabé je skôr ľubovoľné.

Veci sú oveľa jednoduchšie so silnými a slabými základmi. Môžete použiť tabuľku rozpustnosti. Všetky silné základy sú rozpustný v zásaditej vode, okrem NH4OH. Tieto látky sa nazývajú alkálie (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 atď.)

Slabé základy sú:

• všetky vo vode nerozpustné hydroxidy (napr. Fe(OH) 3, Cu(OH) 2 atď.),
• NH40H (hydroxid amónny).

Hydrolýza soli. Kľúčové fakty

Tým, ktorí čítajú tento článok, sa môže zdať, že sme už zabudli na hlavnú tému rozhovoru a odišli niekam nabok. To nie je pravda! Náš rozhovor o kyselinách a zásadách, o silných a slabých elektrolytoch priamo súvisí s hydrolýzou solí. Teraz sa o tom presvedčíte.

Dovoľte mi teda uviesť základné fakty:

1. Nie všetky soli podliehajú hydrolýze. Existovať hydrolyticky stabilný zlúčeniny ako chlorid sodný.
2. Hydrolýza solí môže byť úplná (ireverzibilná) a čiastočná (reverzibilná).
3. Počas hydrolytickej reakcie vzniká kyselina alebo zásada, mení sa kyslosť média.
4. Určuje sa zásadná možnosť hydrolýzy, smer zodpovedajúcej reakcie, jej reverzibilita alebo ireverzibilita kyslá sila a silou založenia ktoré tvoria túto soľ.
5. V závislosti od sily zodpovedajúcej kyseliny a resp. zásady, všetky soli možno rozdeliť na 4 skupiny. Každá z týchto skupín má svoj vlastný „scenár“ hydrolýzy.

Príklad 4. Soľ NaNO 3 je tvorená silnou kyselinou (HNO 3) a silnou zásadou (NaOH). Nedochádza k hydrolýze, nevznikajú žiadne nové zlúčeniny, kyslosť média sa nemení.

Príklad 5. Soľ NiSO 4 je tvorená silnou kyselinou (H 2 SO 4) a slabou zásadou (Ni (OH) 2). Na katióne dochádza k hydrolýze, pri reakcii vzniká kyselina a zásaditá soľ.

Príklad 6. Uhličitan draselný vzniká zo slabej kyseliny (H 2 CO 3) a silnej zásady (KOH). Aniónová hydrolýza, tvorba alkalických a kyslých solí. Alkalický roztok.

Príklad 7. Sulfid hlinitý je tvorený slabou kyselinou (H 2 S) a slabou zásadou (Al (OH) 3). K hydrolýze dochádza na katióne aj na anióne. nezvratná reakcia. Počas procesu sa tvorí H 2 S a hydroxid hlinitý. Mierne sa mení kyslosť prostredia.

Vyskúšajte sami:

Cvičenie 2. Aké sú tieto soli: FeCl 3, Na 3 PO 3, KBr, NH 4 NO 2? Podliehajú tieto soli hydrolýze? Katión alebo anión? Čo vzniká pri reakcii? Ako sa mení kyslosť prostredia? Reakčné rovnice sa ešte nedajú zapísať.

Zostáva nám postupne diskutovať o 4 skupinách solí a uviesť špecifický "scenár" hydrolýzy pre každú z nich. V ďalšej časti začneme soľami vytvorenými zo slabej zásady a silnej kyseliny.