какие газы дают кислотную среду

Гидролиз

Определение гидролиза

Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.

Условия гидролиза

Далеко не все соединения распадаются, вступая в реакцию с молекулами воды. Сейчас мы на примере солей рассмотрим, какие вещества подвергаются гидролизу, а какие нет, и от чего это зависит.

Начнем с того, что любая соль включает основание — амфотерный гидроксид, и кислотный остаток.

сульфат меди CuSO4состоит из основания Cu(ОН)2и кислоты H2SO4;

хлорид натрия NaCl состоит из основания NaOH и кислоты HCl;

хлорид цинка ZnCl2состоит из основания Zn(ОН)2 и кислоты HCI;

карбонат натрия Na2CO3состоит из основания NaOH и кислоты H2CO3.

В зависимости от того, какие соли подвергаются гидролизу — со слабым основанием или слабой кислотой, в итоге может получиться кислая, щелочная или нейтральная среда водного раствора.

А что происходит, если соль состоит из сильного основания и сильного кислотного остатка? Ничего. 🙂 В этом случае ее сильные катионы и анионы не взаимодействуют с ионами воды. Такая соль не распадается, то есть не подвержена гидролизу.

Схема химической реакции гидролиза выглядит так:

XY + HOH ↔ XH + HOY

XH — кислотный остаток;

Индикаторы среды раствора

Для определения среды раствора за считанные секунды используются специальные индикаторы. Самый распространенный из них — лакмусовая бумага, но также популярны фенолфталеин и метиловый оранжевый. В нейтральной среде они не меняют свой цвет, а в кислотной или щелочной — приобретают другую окраску.

Изменение цвета индикатора однозначно говорит о том, что произошла гидролизация. Однако если цвет остался тем же — это не всегда означает отсутствие гидролиза. Среда будет почти нейтральной и в том случае, когда гидролизу подвергается соль со слабым основанием и слабой кислотой. Но об этом поговорим дальше, а пока посмотрите таблицу.

Виды гидролиза

Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.

Соль с сильным основанием и сильной кислотой

Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.

Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).

Соль со слабым основанием и сильной кислотой

Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.

Соль с сильным основанием и слабой кислотой

Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.

Молекулярное уравнение: KNO₂ + H₂O ↔ HNO₂ + KOH

Ионное уравнение: K + + NO₂ − + HOH ↔ HNO₂ + K + + OH −

Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH − а анион кислоты связывает ионы H +

Среда водного раствора: нейтральная, слабокислая или слабощелочная.

Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.

Цианид аммония NH₄CN включает слабое основание NH₄OH и слабую кислоту HCN.

Молекулярное уравнение: NH₄CN + H₂O ↔ NH₄OH + HCN

Ионное уравнение: NH₄ + + CN − + HOH ↔ NH₄OH + HCN

Среда в данном случае будет слабощелочной.

Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.

Ступенчатый гидролиз

Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.

Как определить количество ступеней:

если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;

если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.

Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K₂CO₃. У нас есть двухосновная слабая кислота H₂CO₃, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.

I ступень: K₂CO₃+HOH ↔ KOH+KHCO₃, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO₃).

II ступень: K₂HCO₃+HOH ↔ KOH+H₂CO₃, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H₂CO₃).

Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.

Обратимый и необратимый гидролиз

Химические вещества могут гидролизоваться обратимо или необратимо. В первом случае распадается лишь некоторое количество частиц, а во втором — практически все. Если соль полностью разлагается водой, это необратимый процесс, и его называют полным гидролизом.

Необратимо гидролизуются соли, в составе которых есть слабые нерастворимые основания и слабые и/или летучие кислоты. Такие соединения могут существовать лишь в сухом виде, их не получить путем смешивания водных растворов других солей.

Например, полному гидролизу подвергается сульфид алюминия:

Как видите, в результате гидролизации образуется гидроксид алюминия и сероводород.

Необратимые реакции при взаимодействии с водой имеют место и в органической химии. В качестве примера рассмотрим полный гидролиз органического вещества — карбида кальция, в результате которого образуется ацетилен:

Степень гидролиза

Взаимодействие соли или другого химического соединения с водой может усиливаться или ослабляться в зависимости от нескольких факторов. Если нужно получить количественное выражение гидролиза, говорят о его степени, которая указывается в процентах.

h — степень гидролиза,

n_гидр. — количество гидролизованного вещества,

n_общ. — общее количество растворенного в воде вещества.

На степень гидролизации может повлиять:

температура, при которой происходит процесс;

концентрация водного раствора;

состав участвующих в гидролизе веществ.

Можно усилить гидролиз с помощью воды (просто разбавить полученный раствор) или стимулировать процесс повышением температуры. Более сложным способом будет добавление в раствор такого вещества, которое могло бы связать один из продуктов гидролиза. К соли со слабой кислотой и сильным основанием нужно добавить соль со слабым основанием и сильной кислотой.

Для ослабления гидролиза раствор охлаждают и/или делают более концентрированным. Также можно изменить его состав: если гидролизация идет по катиону — добавляют кислоту, а если по аниону — щелочь.

Итак, мы разобрались, что такое гидролиз солей и каким он бывает. Пора проверить свои знания и ответить на вопросы по материалу.

Вопросы для самопроверки:

Назовите необходимое условие для гидролиза.

Какие типы гидролиза вы знаете?

В каком случае в результате гидролиза может образоваться слабощелочная или слабокислая среда?

По какому типу гидролизуется соль с сильным основанием и слабым кислотным остатком?

При гидролизе соли с сильным основанием и слабой кислотой для ослабления процесса нужно добавить в раствор кислоту или щелочь?

Как воздействует на гидролиз разбавление раствора водой?

Как определяется количество ступеней гидролиза?

Какая среда раствора образуется при гидролизации солей NaF, KCl, FeBr₂, Na₂PO₄? Ответов может быть несколько.

Какие из солей гидролизуются по катиону: Csl, FeSO₄, RbNO₃, CuSO₄, Mn(NO₃)₂? Ответов может быть несколько.

Какая из солей не подвергается гидролизу: K₂HPO₄, KNO₃, KCN, Ni(NO₃)₂?

Источник

Кислая среда

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Содержание

История

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

Значения pH в растворах различной кислотности

Методы определения значения pH

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83

Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

Источник

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Теория к заданию 23 из ЕГЭ по химии

Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Согласно теории электролитической диссоциации, в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаимодействие может привести к реакции гидролиза (от греч. hydro — вода, lysis — распад, разложение).

Гидролиз — это реакция обменного разложения вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические — соли, карбиды и гидриды металлов, галогениды неметаллов; органические — галогеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред — кислотную ($рН 7$), нейтральную ($рН = 7$). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Классификация солей

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей.

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Запишем полное ионное уравнение происходящего процесса (гидролиза):

Уравнение показывает, что:

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

а) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

б) химическое равновесие в таких реакциях сильно смещено влево;

в) реакция среды в растворах подобных солей щелочная ($рН > 7$);

г) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кислые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием.

В водном растворе соли происходят два процесса:

1) незначительная обратимая диссоциация молекул воды (очень слабого амфотерного электролита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав нашего организма. Например, в состав крови входят соли гидрокарбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заключается в поддержании определенной реакции среды. Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

Источник

Кислотность среды

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш»), — это мера активности (в случае разбавленных растворов отражает концентрацию) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на литр:

Содержание

История

Уравнения, связывающие pH и pOH

Вывод значения pH

Для удобства представления, чтобы избавиться от отрицательного показателя степени, вместо концентраций ионов водорода пользуются их десятичным логарифмом, взятым с обратным знаком, который собственно и является водородным показателем — pH).

Несколько меньшее распространение получила обратная pH величина — показатель основности раствора, pOH, равная отрицательному десятичному логарифму концентрации в растворе ионов OH − :

Значения pH в растворах различной кислотности

Методы определения значения pH

Для определения значения pH растворов широко используют несколько методик. Водородный показатель можно приблизительно оценивать с помощью индикаторов, точно измерять pH-метром или определять аналитически путём, проведением кислотно-основного титрования.

Для расширения рабочего интервала измерения pH используют так называемый универсальный индикатор, представляющий собой смесь из нескольких индикаторов. Универсальный индикатор последовательно меняет цвет с красного через жёлтый, зелёный, синий до фиолетового при переходе из кислой области в щелочную. Определения pH индикаторным методом затруднено для мутных или окрашенных растворов.

0.001 мол/Л HCl при 20 °C имеет pH=3, при 30 °C pH=3

0.001 мол/Л NaOH при 20 °C имеет pH=11.73, при 30 °C pH=10.83

Влияние температуры на значения pH объяснятеся различной диссоциацией ионов водорода (H + ) и не является ошибкой эксперимента. Температурный эффект невозможно компенсировать за счет электроники pH-метра.

Роль pH в химии и биологии

Кислотность среды имеет важное значение для множества химических процессов, и возможность протекания или результат той или иной реакции часто зависит от pH среды. Для поддержания определённого значения pH в реакционной системе при проведении лабораторных исследований или на производстве применяют буферные растворы, которые позволяют сохранять практически постоянное значение pH при разбавлении или при добавлении в раствор небольших количеств кислоты или щёлочи.

Водородный показатель pH широко используется для характеристики кислотно-основных свойств различных биологических сред.

Кислотность реакционной среды особое значение имеет для биохимических реакций, протекающих в живых системах. Концентрация в растворе ионов водорода часто оказывает влияние на физико-химические свойства и биологическую активность белков и нуклеиновых кислот, поэтому для нормального функционирования организма поддержание кислотно-основного гомеостаза является задачей исключительной важности. Динамическое поддержание оптимального pH биологических жидкостей достигается благодаря действию буферных систем организма.

Источник

Физиология и нарушения кислотно-основного состояния (методические материалы к практическим и семинарским занятиям)

Информация

Справочное пособие содержит информацию о физиологии кислотно- основного состояния (КОС). Представлена информация о методах лабораторной диагностики нарушений КОС. Перечислены варианты нарушений и методы коррекции. Предназначается для врачей всех специальностей, курсантов ФПК и студентов медвузов.

Физиология кислотно-основного состояния

В норме сильных кислот образуется 50 – 100 ммоль/сутки. При избыточном образовании они вызывают тяжелые нарушения. Это происходит при анаэробном окислении глюкозы.

В норме окисление глюкозы происходит аэробно: С₆Н₁₂О₂ + 6О₂ = 6Н₂О + 6СО₂ + 38 АТФ

Рис. 1. Доставка 0₂ к тканям и первые стадии элиминации CO₂

Рис. 2. В легких бикарбонат снова превращается в С0₂ и выводится

Транспорт кислорода из легких к тканям и из тканей к легким обусловлен изменениями, которые воздействуют на сродство кислорода к гемоглобину. На уровне тканей из-за снижения рН это сродство уменьшается (эффект Бора) и вследствие этого улучшается отдача кислорода. В крови легочных капилляров сродство гемоглобина к кислороду увеличивается из-за снижения рС0₂ и возрастания рН по сравнению с аналогичными показателями венозной крови, что приводит к повышению насыщения артериальной крови кислородом.

Первичные изменения КЩС и компенсаторные реакции

Источник

• таракан на теле примета →