Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).

В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

Гидролиз по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

Особое место среди обменных реакций занимает гидролиз. В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Вода – одно из самых активных веществ. Она действует на самые различные классы соединений: соли, углеводы, белки, эфиры, жиры и т. д. При гидролизе соединений неметаллов обычно образуются две кислоты, например:

PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl

При этом изменяется кислотность растворов по сравнению с кислотностью растворителя.

В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т.е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды.

Гидролизом соли называется обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к изменению равновесия между ионами водорода и гидроксида в растворе.

Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой в водном растворе. Чем значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Упрощенно сущность процесса гидролиза можно представить следующим образом.

Катионы К n + связываются в растворе с гидратирующими их молекулами воды донорно-акцепторной связью; донором являются атомы кислорода молекулы воды, имеющие две неподеленные электронные пары, акцептором - катионы, имеющие свободные атомные орбитали. Чем больше заряд катиона и чем меньше его размер, тем значительнее поляризующее действие К n + на Н 2 O.

Анионы Аn‾ связываются с молекулами воды водородной связью. Сильное воздействие анионов может привести к полному отрыву протона от молекулы Н 2 O – водородная связь становится ковалентной. В результате образуется кислота или анион типа HS‾, НСО 3 ‾ и т. п.

Взаимодействие анионов An‾ с протонами тем значительнее, чем больше заряд аниона и меньше его радиус. Таким образом, интенсивность взаимодействия вещества с водой определяется силой поляризующего влияния К n+ и Аn‾ на молекулы Н 2 O. Так, катионы элементов побочных подгрупп и непосредственно следующих за ними элементов подвергаются более интенсивному гидролизу, чем другие ионы одинаковых с ними заряда и радиуса, так как ядра первых менее эффективно экранируются d-электронами.

Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.

Реакция нейтрализации:

2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O

сильный слабый сильный слабый

2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O

Реакция гидролиза:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3

SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + OH ‾

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н + или ОН -) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н + в растворе накапливаются ионы ОН − , реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН − накапливаются ионы Н + - среда будет кислая.

Различают четыре варианта действия воды на соли.

1. Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и большие размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т. е. взаимодействие соли с H 2 O практически не происходит. Это относится к катионам, гидроксиды которых являются щелочами (например, K + и Са 2+) и к анионам сильных кислот (например, Сl‾ и NО 3 ‾). Следовательно, соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды

H 2 O ↔ H + + OH‾

в присутствии ионов соли практически не нарушается. Поэтому растворы таких солей нейтральны (pH ≈ 7).

2. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (S 2- , CO 3 2- , CN‾ и др.), то происходит гидролиз по аниону . Пример – гидролиз соли СН 3 СООК. Ионы соли СН 3 СОО − и К + взаимодействуют с ионами Н + и ОН − из воды. При этом ацетат-ионы (СН 3 СОО −) связываются с ионами водорода (Н +) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CH 3 COOH), а ионы ОН − накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К + не могут связать ионы ОН − (КОН является сильным электролитом), pH > 7 .

Молекулярное уравнение гидролиза:

СН 3 СООК + H 2 O ↔ КОН + СН 3 ООН

Полное ионное уравнение гидролиза:

К + + СН 3 СОО − + НОН ↔ K + + ОН − + СН 3 СООН

сокращенное ионное уравнение гидролиза:

СН 3 СОО − + Н ОН ↔ ОН − + СН 3 СООН

Гидролиз соли Na 2 S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием (NaOH) и слабой двухосновной кислотой (H 2 S). В этом случае анион соли S 2− связывает ионы Н + воды, в растворе накапливаются ионы ОН − . Уравнение в сокращенной ионной и молекулярной форме имеет вид:

I. S 2− + Н ОН ↔ HS − + ОН −

Na 2 S + Н 2 О ↔ NaHS + NaOH

II. HS − + Н ОН ↔ H 2 S + ОН −

NaHS + Н 2 О ↔ NaOH + H 2 S

Вторая ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как, накапливаясь, ионы ОН − сообщают раствору сильнощелочную реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Поэтому гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, подавляется прибавлением щелочи.

Чем больше поляризующее влияние анионов, тем интенсивнее гидролиз. В соответствии с законом действия масс это означает, что гидролиз протекает тем интенсивнее, чем слабее кислота.

3. Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то происходит гидролиз по катиону . Например, это имеет место при гидролизе соли NH 4 Cl (NH 4 ОH - слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl − , так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH 4 + + НОН ↔ NH 4 OH + Н + (сокращенное ионное уравнение)

NH 4 Cl + Н 2 О ↔ NH 4 OH + НСl (молекулярное уравнение)

Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН − воды связываются в слабый электролит, ионы Н + накапливаются в растворе и cреда становится кислой (pH < 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.

Гидролиз соли, образованной многокислотным основанием (например, Zn(NO 3) 2) протекает ступенчато по катиону слабого основания.

I. Zn 2+ + НОН ↔ ZnOH + + H + (сокращенное ионное уравнение)

Zn(NO 3) 2 + Н 2 О ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (молекулярное уравнение)

Ионы ОН − связываются в слабое основание ZnOH + , ионы Н + накапливаются.

Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях , так как в результате накопления ионов H + в растворе создается сильнокислая среда и равновесие реакции гидролиза по 2-ой ступени смещено влево:

II. ZnOH + + НОН ↔ Zn (OH ) 2 + H + (сокращенное ионное уравнение)

ZnOHNO 3 + Н 2 О ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (молекулярное уравнение)

Очевидно, чем слабее основание, тем полнее идет гидролиз.

4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по катиону и по аниону. Примером служит процесс гидролиза соли СН 3 СООNH 4 . Запишем уравнение в ионной форме:

NH 4 + + CH 3 COO − + НОН ↔ NH 4 OH + СН 3 СООН

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.

Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (K Д):

если K Д (основания) > K Д (кислоты) , то pH > 7;

если K Д (основания) < K Д (кислоты), то pH < 7.

В случае гидролиза CH 3 COONH 4:

K Д (NH 4 OH) = 1,8·10 -5 ; K Д (CH 3 COOH)=1,8·10 -5 ,

поэтому реакция водного раствора этой соли будет почти нейтральной (pH ≈ 7).

Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. В этом случае речь идет о необратимом или полном гидролизе.

Именно полный гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например Сr 2 (CO 3) 3 , Al 2 S 3 и др. Например:

Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:

2Al + 3S – t ° → Al 2 S 3 ,

и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.

Реакцией обмена в водном растворе такие соединения нельзя получить. При взаимодействии солей А1 3+ , Сr 3+ и Fe 3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:

2AlCl 3 +3Na 2 S +6Н 2 О → 3Н 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓ +6NaCl

2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(ОН) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl

В рассмотренных примерах происходит взаимное усиление гидролиза двух солей (АlСl 3 и Na 2 S или СrСl 3 и Nа 2 СО 3) и реакция идет до конца, так как продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа.

Гидролиз солей в ряде случаев может протекать очень сложно. (Простые уравнения реакции гидролиза в общепринятой записи часто являются условными.) Продукты гидролиза можно установить лишь на основании аналитического исследования. К примеру, продуктами гидролиза солей, содержащих многозарядные катионы, могут быть полиядерные комплексы. Так, если в раствоpax Hg 2+ содержатся только одноядерные комплексы, то в растворах Fe 3+ помимо комплексов 2+ и + обнаруживается двухъядерный комплекс 4+ ; в растворах Ве 2+ в основном образуются многоядерные комплексы состава [Ве 3 (OH) 3 ] 3+ ; в растворах Sn 2+ образуются комплексные ионы 2+ , 2+ , + ; в растворах Bi 3+ наряду с [ВiOН] 2+ находятся комплексные ионы состава 6+ . Реакции гидролиза, приводящие к образованию полиядерных комплексов, можно представить следующим образом:

mM k+ + nH 2 О ↔ М m (OН) n (mk - n)+ + nН + ,

где m изменяется от 1 до 9, а n может принимать значения от 1 до 15. Такого рода реакции возможны для катионов более чем 30 элементов. Установлено, что каждому заряду иона в большинстве случаев отвечает определенная форма комплекса. Так, для ионов М 2+ характерна форма димеров 3+ , для ионов М 3+ – 4+ , а для М 4+ – форма 5+ и более сложные, например 8+ .

При высоких температурах и больших значениях рН образуются и оксокомплексы:

2MOH ↔ MOM + H 2 O или

Например,

BiCl 3 + H 2 O « Bi(OH) 2 Cl + 2HCl

Катион Bi(OH) 2 + легко теряет молекулу воды, образуя катион висмутила ВiO + , который с хлорид-ионом дает белый кристаллический осадок:

Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.

Структурно полиядерные комплексы можно представить в виде октаэдров, соединенных между собой по вершине, ребру или грани посредством различных мостиков (О, ОН и др.).

Сложный состав имеют продукты гидролиза карбонатов ряда металлов. Так, при взаимодействии растворимых солей Mg 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , Рb 2+ с карбонатом натрия образуются не средние карбонаты, а менее растворимые гидроксокарбонаты , например Сu 2 (ОН) 2 СО 3 , Zn 5 (ОН) 6 (СО 3) 2 , Рb 3 (ОН) 2 (СО 3) 2 . В качестве примера можно привести реакции:

5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + Н 2 O → Мg 5 (ОН) 2 (СО 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + СO 2

2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2

Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К Г.

Степень гидролиза показывает, какая часть соли, содержащаяся в растворе (С М), подверглась гидролизу (С Мгид) и рассчитывается как отношение:

h = С М гид / С М (100%).

Очевидно, что для обратимого процесса гидролиза h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h = 1 (100%). Кроме природы соли, степень гидролиза зависит от концентрации соли и температуры раствора.

В растворах с умеренной концентрацией растворенного вещества степень гидролиза при комнатной температуре обычно невелика. Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, она практически равна нулю; для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, она составляет ≈ 1%. Так, для 0,01 М раствора NH 4 Cl h = 0,01%; для 0,1 н. раствора CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.

Гидролиз – процесс обратимый, поэтому к нему применим закон действующих масс.

Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза , и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше К Г, тем необратимее гидролиз. К Г имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.

Выведем выражение для константы гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания на примере NaCN:

NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;

Na + + CN – +H 2 O ↔ Na + + OH – + HCN;

CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –

К равн = / .

Имеет наибольшую величину, которая в ходе реакции практически не изменяется, поэтому ее можно условно считать постоянной. Тогда помножив числитель и знаменатель на концентрацию протонов и введя постоянную концентрацию воды в константу, получим:

К равн = K W / К Д(кисл) = K Г

так как / = 1/ К Д(кисл)

Поскольку K W величина постояннаяи равна 10 -14 , очевидно, что чем меньше К Д слабой кислоты, анион которой входит в состав соли, тем больше K Г.

Аналогично, для соли, гидролизующейся по катиону (например NH 4 Cl), получим:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (сокращенное уравнение гидролиза)

К равн = /

K Г = К равн = K W / К Д(осн)

В этом выражении числитель и знаменатель дроби умножили на . Очевидно, что чем меньше К Д слабого основания, катион которого входит в состав соли, тем больше K Г.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой (на примере NH 4 CN), то сокращенное уравнение гидролиза имеет вид:

NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

К равн = / ,

В этом выражении для К равн числитель и знаменатель дроби умножаем на ·, поэтому выражение для K Г принимает вид:

K Г = K W / (К Д(кислоты) К Д(осн)).

Как следует из приведенных выражений, константа гидролиза обратно пропорциональна константе диссоциации слабого электролита , участвующего в образовании соли (если в образовании соли участвуют два слабых электролита, то K Г обратно пропорциональна произведению их констант диссоциации).

Рассмотрим гидролиз многозарядного иона. Возьмем Na 2 CO 3 .

I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –

K Г (I) = / × ( / ) = K W / К Д (II) ,

то есть в выражение для константы гидролиза по первой ступени в знаменатель входит вторая константа диссоциации, и для второй ступени гидролиза

HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –

K Г (II) = / × ( / ) = K W / К Д (I)

K Д (I) = 4×10 -7 K Д (II) = 2.5×10 -8

K Г (II) = 5.6×10 -11 K Г (I) = 1.8×10 -4

Таким образом, K Г(I) >> K Г(II) , константа, а следовательно, и степень первой стадии гидролиза много больше последующих.

Степень гидролиза является величиной аналогичной степени диссоциации. Взаимосвязь степени и константы гидролиза аналогична таковой для степени и константы диссоциации.

Если в общем случае исходную концентрацию аниона слабой кислоты обозначить через С о (моль/л), то С о h (моль/л) – концентрация той части аниона A – , которая подверглась гидролизу и образовалось С о h (моль/л) слабой кислоты HA и С о h (моль/л) гидроксидных групп.

A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,

С о -С о h С о h С о h

тогда K Г = / = С о h ·С о h / (С о -С о h ) = С о h 2 / (1-h ).

Приh << 1 K Г = С о h 2 h = √К Д / С о.

Очень похоже на закон разбавления Оствальда.

С о h , получим:

K Г = С о h ·С о h / С о = 2 / С о, откуда

= √К Г ·С о.

Аналогично, можно показать, что при гидролизе по катиону

= √К Г ·С о.

Таким образом, способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:

свойств ионов, образующих соль;

внешних факторов.

Как сдвинуть равновесие гидролиза?

1) Добавление одноименных ионов . Поскольку при обратимом гидролизе устанавливается динамическое равновесие, то в соответствии с законом действия масс равновесие можно сместить в ту или иную сторону введением в раствор кислоты или основания. Введение кислоты (катионов Н +) подавляет гидролиз по катиону, добавление щелочи (анионов OH –) подавляет гидролиз по аниону. Этим часто пользуются для усиления или подавления процесса гидролиза.

2) Из формулы для h видно, что разбавление способствует гидролизу . Рост степени гидролиза карбоната натрия

Na 2 CO 3 + НОН ↔ NaHCO 3 + NaOH

при разбавлении раствора иллюстрирует рис. 20.

Рис. 20. Зависимость степени гидролиза Na 2 CO 3 от разбавления при 20°С

3) Повышение температуры способствует гидролизу . Константа диссоциации воды увеличивается при повышении температуры в большей степени, чем константы диссоциации продуктов гидролиза - слабых кислот и оснований, поэтому при нагревании степень гидролиза возрастает. К этому выводу легко прийти и иначе: так как реакция нейтрализации экзотермична (DH= –56 кДж/моль), то гидролиз, будучи противоположным ей процессом, эндотермичен, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье нагревание вызывает усиление гидролиза. Рис. 21 иллюстрирует влияние температуры на гидролиз хлорида хрома (III)

СrСl 3 + НОН ↔ CrOHCl 2 + НСl

Рис. 21. Зависимость степени гидролиза СrСl 3 от температуры

В химической практике весьма распространен гидролиз по катиону солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом, например АlС1 3 . В растворах этих солей менее диссоциированное соединение образуется в результате присоединения одного гидроксид-иона к иону металла. Учитывая, что ион Аl 3+ в растворе гидратирован, первую стадию гидролиза можно выразить уравнением

3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +

При обычной температуре гидролиз солей многозарядных катионов практически ограничивается этой стадией. При нагревании происходит гидролиз по второй ступени:

2+ + HOH ↔ + + H 3 O +

Таким образом, кислая реакция водного раствора соли объясняется тем, что гидратированный катион теряет протон и аквагруппа Н 2 O превращается в гидроксогруппу ОН‾. В рассмотренном процессе могут образоваться и более сложные комплексы, например 3+ , а также комплексные ионы вида 3- и [АlO 2 (ОН) 2 ] 3- . Содержание различных продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также длительность протекания процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных катионов обычно достигается медленно.

Химия, как и большинство точных наук, требующих много внимания и твердых знаний, никогда не была любимой дисциплиной школьников. А зря, ведь с ее помощью можно понять множество процессов, происходящих вокруг и внутри человека. Взять, к примеру, реакцию гидролиза: на первый взгляд кажется, что она имеет значение только для ученых-химиков, но на самом деле без нее ни один организм не мог бы полноценно функционировать. Давайте узнаем об особенностях данного процесса, а также о его практическом значении для человечества.

Реакция гидролиза: что это такое?

Данным словосочетанием называется специфическая реакция обменного разложения между водой и растворяемым в ней веществом с образованием новых соединений. Гидролиз также можно назвать сольволизом в воде.

Данный химический термин образован от 2 греческих слов: «вода» и «разложение».

Продукты гидролиза

Рассматриваемая реакция может происходить при взаимодействии Н 2 О как с органическими, так и неорганическими веществами. Ее результат напрямую зависит от того, с чем контактировала вода, а также использовались ли при этом дополнительные вещества-катализаторы, изменялись ли температура и давление.

К примеру, реакция гидролиза соли способствует образованию кислот и щелочей. А если речь идет об органических веществах, получаются другие продукты. Водный сольволиз жиров способствует возникновению глицерина и высших жирных кислот. Если процесс происходит с белками, в результате образовывается различные аминокислоты. Углеводы (полисахариды) разлагаются на моносахариды.

В теле человека, неспособном полноценно усваивать белки и углеводы, реакция гидролиза «упрощает» их до веществ, которые организм в состоянии переварить. Так что сольволиз в воде играет важную роль в нормальном функционировании каждой биологической особи.

Гидролиз солей

Узнав, гидролиза, стоит ознакомиться с ее протеканием в веществах неорганического происхождения, а именно солях.

Особенностями данного процесса является то, что при взаимодействии этих соединений с водой ионы слабого электролита в составе соли отсоединяются от нее и образуют с Н 2 О новые вещества. Это может быль либо кислота, либо либо и то, и другое. Вследствие всего этого происходит смещение равновесия диссоциации воды.

Обратимый и необратимый гидролиз

В приведенном выше примере в последнем можно заметить вместо одной стрелки две, причем обе направлены в разные стороны. Что это значит? Данный знак сигнализирует о том, что реакция гидролиза имеет обратимый характер. На практике это означает, что, взаимодействуя с водой, взятое вещество одновременно не только разлагается на составляющие (которые позволяют возникать новым соединениям), но и образовывается вновь.

Однако не всякий гидролиз имеет обратимый характер, иначе бы он не имел смысла, так как новые вещества были бы нестабильны.

Существует ряд факторов, которые могут способствовать тому, чтобы подобная реакция стала необратимой:

• Температура. От того, повышается она или понижается, зависит то, в какую сторону смещается равновесие в происходящей реакции. Если она становится выше, происходит смещение к эндотермической реакции. Если же наоборот, температура понижается, преимущество оказывается на стороне экзотермической реакции.
• Давление. Это еще одна термодинамическая величина, активно влияющая на ионный гидролиз. Если оно повышается, химическое равновесие оказывается смещено в сторону реакции, которую сопровождает уменьшение общего количества газов. Если понижается, наоборот.
• Высокая или низкая концентрация веществ, участвующих в реакции, а также наличие дополнительных катализаторов.

Виды реакций гидролиза в солевых растворах

• По аниону (ион с отрицательным зарядом). Сольволиз в воде солей кислот слабых и сильных оснований. Такая реакция из-за свойств взаимодействующих веществ имеет обратимый характер.

Степень гидролиза

Изучая особенности гидролиза в солях, стоит обратить внимание на такое явление, как его степень. По этим словом подразумевается соотношение солей (которые уже вступили в реакцию разложения с Н 2 О) к общему количеству содержащегося данного вещества в растворе.

Чем слабее кислоты или основания, участвующее в гидролизе, тем выше его степень. Она измеряется в пределах 0-100 % и определяется по формуле, представленной ниже.

N - число молекул вещества, прошедших гидролиз, а N 0 - общее их количество в растворе.

В большинстве случаев степень водного сольволиза в солях невелика. К примеру, в растворе ацетата натрия 1%-м она составляет всего 0,01 % (при температуре в 20 градусов).

Гидролиз в веществах органического происхождения

Изучаемый процесс может происходить и в органических химических соединениях.

Практически во всех живых организмах происходит гидролиз как часть энергетического обмена (катаболизма). С его помощью расщепляются белки, жиры и углеводы на легко усвояемые вещества. При этом часто сама вода редко оказывается в состоянии запустить процесс сольволиза, поэтому организмам приходится использовать различные ферменты в качестве катализаторов.

Если же речь идет о химической реакции с органическими веществами, направленной на получение новых веществ в условиях лаборатории или производства, то для ускорения и улучшения его в раствор добавляют сильные кислоты или щелочи.

Гидролиз в триглицеридах (триацилглицеринах)

Этим сложно произносимым термином именуются жирные кислоты, которые большинству из нас известны как жиры.

Они бывают как животного, так и растительного происхождения. Однако всем известно, что вода не способна растворять подобные вещества, как же происходит гидролиз жиров?

Рассматриваемая реакция именуется омылением жиров. Это водный сольволиз триацилглицеринов под влиянием ферментов в щелочной или кислотной среде. В зависимости от нее, выделяется щелочной гидролиз и кислотный.

В первом случае в результате реакции образуются соли высших жирных кислот (более известные всем как мыла). Таким образом, из NaOH получается обычное твердое мыло, а из КОН - жидкое. Так что щелочной гидролиз в триглицеридах - это процесс образования моющих средств. Стоит отметить, что его можно свободно проводить в жирах как растительного, так и животного происхождения.

Рассматриваемая реакция является причиной того, что мыло довольно плохо стирает в жесткой воде и вообще не мылится в соленой. Дело в том, что жесткой называется Н 2 О, в которой содержится в избытке ионов кальция и магния. А мыло, попав в воду, вновь подвергается гидролизу, распадаясь на ионы натрия и углеводородный остаток. В результате взаимодействия этих веществ в воде образуются нерастворимые соли, которые и выглядят как белые хлопья. Чтобы этого не произошло, в воду добавляется гидрокарбонат натрия NaHCO 3 , более известный как пищевая сода. Это вещество увеличивает щелочность раствора и тем самым помогает мылу выполнять свои функции. Кстати, чтобы избежать подобных неприятностей, в современной промышленности изготавливают синтетические моющие средства из других веществ, например из солей сложных эфиров высших спиртов и серной кислоты. В их молекулах содержится от двенадцати до четырнадцати углеродных атомов, благодаря чему они не теряют своих свойств в соленой или жесткой воде.

Если среда, в которой происходит реакция, кислая, такой процесс называется кислотным гидролизом триацилглицеринов. В данном случае под действием определенной кислоты вещества эволюционируют до глицерина и карбоновых кислот.

Гидролиз жиров имеет еще один вариант - это гидрогенизация триацилглицеринов. Данный процесс используется в некоторых видах очистки, например при удалении следов ацетилена из этилена или кислородных примесей из различных систем.

Гидролиз углеводов

Рассматриваемые вещества являются одними из наиболее важных составляющих пищи человека и животных. Однако сахароза, лактоза, мальтоза, крахмал и гликоген в чистом виде организм не способен усвоить. Поэтому, так же как и в случае с жирами, эти углеводы расщепляются на усвояемые элементы с помощью реакции гидролиза.

Также водный сольволиз углеродов активно применяется и в промышленности. Из крахмала, вследствие рассматриваемой реакции с Н 2 О, добывают глюкозу и патоку, которые входят в состав практически всех сладостей.

Еще один полисахарид, который активно используется в промышленности для изготовления многих полезных веществ и продуктов, - это целлюлоза. Из нее добывают технический глицерин, этиленгликоль, сорбит и хорошо известный всем этиловый спирт.

Гидролиз целлюлозы происходит при длительном воздействии высокой температуры и наличии минеральных кислот. Конечным продуктом этой реакции является, как и в случае с крахмалом, глюкоза. При этом стоит учитывать, что гидролиз целлюлозы проходит более сложно чем, у крахмала, поскольку этот полисахарид устойчивее к воздействию минеральных кислот. Однако поскольку целлюлоза является главной составляющей клеточных оболочек всех высших растений, сырье, ее содержащее, обходится дешевле, чем для крахмала. При этом целлюлозную глюкозу более используют для технических нужд, в то время как продукт гидролиза крахмала считается лучше пригодным для питания.

Гидролиз белков

Белки - это основной строительный материал для клеток всех живых организмов. Они состоят из многочисленных аминокислот и являются весьма важным продуктом для нормального функционирования организма. Однако являясь высокомолекулярными соединения, они могут плохо усваиваться. Чтобы упростить данную задачу, происходит их гидролиз.

Как и в случае с другими органическими веществами, данная реакция разрушает белки до низкомолекулярных продуктов, легко усваиваемых организмом.

Транскрипт

1 ГИДРОЛИЗ ОРГАНИЧЕСКИХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

2 Гидро лиз (от древне греческого «ὕδωρ» вода и «λύσις» разложение) один из видов химических реакций, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: - соли, углеводы, жиры, сложные эфиры и др. имеет существенные различия

3 Гидролиз органических веществ Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций при участии ФЕРМЕНТОВ. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов БЕЛКИ расщепляются на АМИНОКИСЛОТЫ, ЖИРЫ на ГЛИЦЕРИН и ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ, ПОЛИСАХАРИДЫ (например, крахмал и целлюлоза) на МОНОСАХАРИДЫ (например, на ГЛЮКОЗУ), НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ на свободные НУКЛЕОТИДЫ. При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.

4 1. Гидролиз органических соединений жиры гидролизуются с получением глицерина и карбоновых кислот (с NaOH омыление):

5 крахмал и целлюлоза гидролизуются до глюкозы:

7 ТЕСТ 1. При гидролизе жиров образуются 1) спирты и минеральные кислоты 2) альдегиды и карбоновые кислоты 3) одноатомные спирты и карбоновые кислоты 4) глицерин и карбоновые кислоты ОТВЕТ: 4 2. Гидролизу подвергается: 1) Ацетилен 2) Целлюлоза 3) Этанол 4) Метан ОТВЕТ: 2 3. Гидролизу подвергается: 1) Глюкоза 2) Глицерин 3) Жир 4) Уксусная кислота ОТВЕТ: 3

8 4. При гидролизе сложных эфиров образуются: 1) Спирты и альдегиды 2) Карбоновые кислоты и глюкоза 3) Крахмал и глюкоза 4) Спирты и карбоновые кислоты ОТВЕТ: 4 5. При гидролизе крахмала получается: 1) Сахароза 2) Фруктоза 3) Мальтоза 4) Глюкоза ОТВЕТ: 4

9 2. Обратимый и необратимый гидролиз Почти все рассмотренные реакции гидролиза органических веществ обратимы. Но есть и необратимый гидролиз. Общее свойство необратимого гидролиза - один (лучше оба) из продуктов гидролиза должен быть удален из сферы реакции в виде: - ОСАДКА, - ГАЗА. СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ При гидролизе солей: Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3CH₄ Al₂S₃ + 6 H₂O CaH₂ + 2 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S = 2Ca(OH)₂ + H₂

10 Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й Гидролиз солей разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде («связывание ионов»). Различают обратимый и необратимый гидролиз солей. 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону). 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону). 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания (необратимый) Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу

12 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону): (раствор имеет щелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени) 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): (раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

13 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа). Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

14 СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ NaOH сильное основание Na₂CO₃ H₂CO₃ слабая кислота > [H]+ ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по АНИОНУ

15 Первая ступень гидролиза Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO₃ Вторая ступень гидролиза NaHCO₃ + H₂O = NaOH + H₂CO ₃ CO₂ H₂O Na+ + HCO₃ + H₂O = Na+ + OH + CO₂ + H₂O HCO₃ + H₂O = OH + CO₂ + H₂O

16 СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II) Cu(OH)₂ слабое основание CuCl₂ HCl сильная кислота < [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

17 Первая ступень гидролиза CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H₂O (CuOH)+ + H+ Вторая ступень гидролиза (СuOH)Cl + H₂O Cu(OH)₂ + HCl (Cu OH)+ + Cl + H₂O Cu(OH)₂ + H+ + Cl (CuOH)+ + H₂O Cu(OH)₂ + H+

18 СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S слабое основание слабая кислота = [H]+ НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ СРЕДЫ гидролиз необратимый

19 Al₂S₃ + 6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S ГИДРОЛИЗ ХЛОРИДА НАТРИЯ NaCl NaOH HCl сильное основание сильная кислота = [ H ]+ НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ СРЕДЫ гидролиз не идет NaCl + H₂O = NaOH + HCl Na+ + Cl + H₂O = Na+ + OH + H+ + Cl

20 Преобразование земной коры Обеспечение слабощелочной среды морской воды РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ЖИЗНИ ЧЕЛОВЕКА Стирка Мытье посуды Умывание с мылом Процессы пищеварения

21 Напишите уравнения гидролиза: А) К₂S Б)FeCl₂ В) (NH₄)₂S Г) BaI₂ K₂S: KOH - сильное основание H₂S слабая кислота ГИДРОЛИЗ ПО АНИОНУ СОЛЬ КИСЛАЯ СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ K₂S + H₂O KHS + KOH 2K+ + S ² + H₂O K+ + HS + K+ + OH S ² + H₂O HS + OH FeCl₂ : Fe(OH)₂ - слабое основание HCL - сильная кислота ГИДРОЛИЗ ПО КАТИОНУ СОЛЬ ОСНОВНАЯ СРЕДА КИСЛАЯ FeCl₂ + H₂O (FeOH)Cl + HCl Fe+² + 2Cl + H₂O (FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+

22 (NH₄)₂S: NH₄OH - слабое основание; H₂S - слабая кислота ГИДРОЛИЗ НЕОБРАТИМЫЙ (NH₄)₂S + 2H₂O = H₂S + 2NH₄OH 2NH₃ 2H₂O BaI₂ : Ba(OH)₂ - сильное основание; HI - сильная кислота ГИДРОЛИЗА НЕТ

23 Выполните на листе бумаги. На следующем уроке сдайте работу учителю.

25 7. Водный раствор какой из солей имеет нейтральную среду? а) Al(NO₃)₃ б) ZnCl₂ в) BaCl₂ г) Fe(NO₃)₂ 8. В каком растворе цвет лакмуса будет синим? а) Fe₂(SO₄)₃ б) K₂S в) CuCl₂ г) (NH₄)₂SO₄

26 9. Гидролизу не подвергаются 1) карбонат калия 2) этан 3) хлорид цинка 4) жир 10. При гидролизе клетчатки (крахмала) могут образовываться: 1) глюкоза 2) только сахароза 3) только фруктоза 4) углекислый газ и вода 11. Среда раствора в результате гидролиза карбоната натрия 1) щёлочная 2) сильно кислая 3) кислая 4) нейтральная 12. Гидролизу подвергается 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4)Na 2 SO 4

27 13.Гидролизу не подвергаются 1) сульфат железа 2) спирты 3) хлорид аммония 4) сложные эфиры 14.Среда раствора в результате гидролиза хлорида аммония: 1) слабощёлочная 2) сильнощёлочная 3) кислая 4) нейтральная

28 ПРОБЛЕМА Объясните почему при сливании растворов - FeCl₃ и Na₂CO₃ - выпадает осадок и выделяется газ? 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

29 Fe+³ + H₂O (FeOH)+² + H+ CO₃ ² + H₂O HCO₃ + OH CO₂ + H₂O Fe(OH)₃

Гидролиз это реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз Органических веществ Неорганических веществ Солей Гидролиз органических веществ Белков Галогеноалканов Сложных эфиров (жиров) Углеводов

ГИДРОЛИЗ Общие представления Гидролиз обменная реакция взаимодействия веществ с водой, приводящая к их разложению. Гидролизу могут подвергаться неорганические и органические вещества различных классов.

11 класс. Тема 6. Урок 6. Гидролиз солей. Цель урока: сформировать у учащихся понятие о гидролизе солей. Задачи: Обучающие: научить учащихся определять характер среды растворов солей по их составу, составлять

МОУ СОШ 1 г.серухова Московской области Антошина Татьяна Александровна, учитель химии «Изучение гидролиза в 11-ом классе». С гидролизами учащиеся знакомятся впервые в 9-м классе на примере неорганических

Гидролиз солей Работу выполнила Учитель высшей категории Тимофеева В.Б. Что такое гидролиз Гидролиз процесс обменного взаимодействия сложных веществ с водой Гидролиз Взаимодействие соли с водой, в результате

Разработал: преподаватель Химии ГБОУ СПО «Закаменский агропромышленный техникум» Салисова Любовь Ивановна Методическое пособие по химии тема «Гидролиз» В данном учебном пособии представлен подробный теоретический

1 Теория. Ионно-молекулярные уравнения реакций ионного обмена Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами. Реакции ионного

18. Ионные реакции в растворах Электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация это распад молекул в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Полнота распада зависит

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ КРАСНОДАРСКОГО КРАЯ государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение Краснодарского края «Краснодарский информационно-технологический техникум» Перечень

12. Карбонильные соединения. Карбоновые кислоты. Углеводы. Карбонильные соединения К карбонильным соединениям относятся альдегиды и кетоны, в молекулах которых присутствует карбонильная группа Альдегиды

Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы подавления и усиления гидролиза Решение тестов В4 Водородный

П\п Тема Урок I II III 9 класс, 2014-2015 учебный год, базовый уровень, химия Тема урока Колво часов Примерные сроки Знания, умения, навыки. Теория электролитической диссоциации (10 часов) 1 Электролиты

Соли Определение Cоли сложные вещества, образованные атомом металла и кислотным остатком. Классификация солей 1. Средние соли, состоят из атомов металла и кислотных остатков: NaCl хлорид натрия. 2. Кислые

Задания А24 по химии 1. Одинаковую реакцию среды имеют растворы хлорида меди(ii) и 1) хлорида кальция 2) нитрата натрия 3) сульфата алюминия 4) ацетата натрия Хлорид меди(ii)- соль, образована слабым основанием

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа 4 г. Балтийска Рабочая программа учебного предмета «Химия» 9 класс, ступень базовый уровень Балтийск 2017год 1.Пояснительная

Банк заданий к промежуточной аттестации учащихся 9 класса А1. Строение атома. 1. Заряд ядра атома углерода 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Заряд ядра атома натрия 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Число протонов в ядре

3 Растворы электролитов Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. В неэлектролитах растворенное

Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества

Требования к уровню подготовки учащихся После изучения материала 9 класса учащиеся должны: Называть химические элементы по символам, вещества по формулам, признаки и условия осуществления химических реакций,

Занятие 14 Гидролиз солей Тест 1 1. Щелочную среду имеет раствор l) Pb(NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. В водном растворе какого вещества среда нейтральная? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO

СОДЕРЖАНИЕ ПРОГРАММЫ Раздел 1. Химический элемент Тема 1. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Современные представления о строении атомов.

Химические свойства солей (средних) ВОПРОС 12 Соли это сложные вещества состоящие из атомов металлов и кислотных остатков Примеры: Na 2 CO 3 карбонат натрия; FeCl 3 хлорид железа (III); Al 2 (SO 4) 3

1. Какое из следующих утверждений справедливо для насыщенных растворов? 1) насыщенный раствор может быть концентрированным, 2) насыщенный раствор может быть разбавленным, 3) насыщенный раствор не может

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа 1 станицы Павловской муниципального образования Павловский район Краснодарского края Система подготовки учащихся

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ КРАСНОДАРСКОГО КРАЯ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «НОВОРОССИЙСКИЙ КОЛЛЕДЖ РАДИОЭЛЕКТРОННОГО ПРИБОРОСТРОЕНИЯ»

I.Требования к уровню подготовки учащихся Учащиеся в результате усвоения раздела должны знать/понимать: химическую символику: знаки химических элементов, формулы химических веществ и уравнения химических

Промежуточная аттестация по химии 10-11 классы Образец А1.Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы углерода и 1) азота 2) кислорода 3) кремния 4) фосфора А2. В ряду элементов алюминий

Повторение А9 и А10 (свойства оксидов и гидроксидов); А11 Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка) А12 Взаимосвязь неорганических

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Рабочая программа составлена на основе Примерной программы основного общего образования по химии, а также программы курса химии для учащихся 8 9 классов общеобразовательных учреждений

Тест по химии 11 класс (базовый уровень) Тест «Типы химических реакций (химия 11 класс, базовый уровень) Вариант 1 1. Закончить уравнения реакций и указать их тип: а) Al 2 O 3 +HCl, б) Na 2 O + H 2 O,

Задание 1. В какой из данных смесей можно отделить соли друг от друга, используя воду и прибор для фильтрования? а) BaSO 4 и CaCO 3 б) BaSO 4 и CaCl 2 в) BaCl 2 и Na 2 SO 4 г) BaCl 2 и Na 2 CO 3 Задание

Растворы электролитов ВАРИАНТ 1 1. Написать уравнения для процесса электролитической диссоциации йодноватистой кислоты, гидроксида меди (I), ортомышьяковистой кислоты, гидроксида меди (II). Записать выражения

Урок по химии. (9 класс) Тема: Реакции ионного обмена. Цель: Сформировать понятия о реакциях ионного обмена и условиях их протекания, полном и сокращѐнном ионно-молекулярном уравнениях и ознакомить с алгоритмом

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Т. А. Колевич, Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис 1. Вода как слабый электролит Водородный показатель (рн) раствора Вспомним строение молекулы воды. Атом кислорода связан с атомами водорода

Тема ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА Проверяемый элемент содержания Форма задания Макс. балл 1. Электролиты и неэлектролиты ВО 1 2. Электролитическая диссоциация ВО 1 3. Условия необратимого

18 Ключ к варианту 1 Написать уравнения реакций, соответствующих следующим последовательностям химических превращений: 1. Si SiH 4 SiО 2 H 2 SiО 3 ; 2. Cu. Cu(OH) 2 Cu(NO 3) 2 Cu 2 (OH) 2 CO 3 ; 3. Метан

Усть-Донецкий район х. Крымский муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение Крымская средняя общеобразовательная школа УТВЕРЖДЕНА Приказ от 2016г Директор школы И.Н. Калитвенцева Рабочая программа

Индивидуальное домашнее задание 5. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени диссоциации электролитов: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

Задания А23 по химии 1. Сокращённому ионному уравнению соответствует взаимодействие Чтобы подобрать вещества, взаимодействие которых будет давать такое ионное уравнение, надо, используя таблицу растворимости,

1 Гидролиз Ответами к заданиям являются слово, словосочетание, число или последовательность слов, чисел. Запишите ответ без пробелов, запятых и других дополнительных символов. Установите соответствие между

Банк заданий 11 класс химия 1. Электронная конфигурация соответствует иону: 2. Одинаковую кофигурацию имеют частицы и и и и 3. Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы магния и

МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «ШКОЛА 72» ГОРОДСКОГО ОКРУГА САМАРА РАССМОТРЕНО на заседании методического объединения учителей (Председатель МО: подпись, ФИО) протокол от 20 г.