Гидролиз органических соединений примеры. Гидролиз. Взаимное усиление гидролиза

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.

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.

Гидролиз- обменная реакция соли с водой ( сольволизводой ).При этом исходное вещество разрушается водой, с образованием новых веществ.

Так как гидролиз является реакцией ионного обмена, то его движущей силой является образование слабого электролита (выпадение осадка или(и)выделение газа). Важно помнить, что реакция гидролиза является реакцией обратимой(в большинстве случаев), но также существует необратимый гидролиз(протекает до конца, исходного вещества в растворе не будет). Гидролиз- процесс эндотермический (при повышении температуры возрастает и скорость гидролиза, и выход продуктов гидролиза).

Как видно из определения, что гидролиз обменная реакция, то можно предположить, что к металлу идет OH - группа (+ возможный кислотный остаток, если образуется основная соль (при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым многокислотным основанием)), а к кислотному остатку идет протон водорода H + (+ возможный ион металла и ион водорода, с образованием кислой соли, если гидролизуется соль, образованная слабой многоосновной кислотой)).

Существует 4 типа гидролиза:

1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Так как уже было указанно выше гидролиз- реакция ионного обмена, и она протекает лишь в случае образования слабого электролита. Как описанной выше, к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + , но ни сильное основание, ни сильная кислота не являются слабыми электролитами, следовательно гидролиз в данном случае не идёт:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Реакция среды близка к нейтральной: pH≈7

2. Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой. Как указанно выше:к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H +. Например:

NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Как видно из примера-гидролиз идёт по катиону, реакция среды –кислая pH< 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:

FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl

Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -

Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +

3. Соль образованна слабой кислотой и сильным основанием.Как указанно выше: к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + Например:

CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH

СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -

СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -

Гидролиз идёт по аниону, реакция среды- щелочная, pH>7.При написании уравнений гидролиза соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, в правой части следует писать образование кислой соли, гидролиз идёт по 1 ступени. Например:

Na 2 CO 3 +HOH↔NaOH+NaHCO 3

2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -

CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -

4. Соль образованна слабым основанием и слабой кислотой. Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца, является необратимым(до полного расходования исходной соли).Например:

СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца. Гидролиз идёт и по аниону, и по катиону, реакцию среды предугадать сложно, но она близка к нейтральной: pH≈7.

Также существует константа гидролиза, рассмотрим ее на примере ацетатного иона, обозначив его Ac - . Как видно из примеров выше уксусная(этановая) кислота является слабой кислотой, а, следовательно, ее соли гидролизуются по схеме:

Ac - +HOH↔HAc+OH -

Найдём константу равновесия для этой системы:

Зная ионное произведение воды, мы можем через него выразить концентрацию [ OH ] - ,

Подставляя это выражение в уравнение для константы гидролиза, мы получаем:

Подставляя константу ионизации воды в уравнение, мы получаем:

Но константа диссоциации кислоты(на примере хлороводородной кислоты) равна:

Где представляет собой гидратированный протон водорода: . Аналогично и для уксусной кислоты, как в примере. Подставляя значение для константы диссоциации кислоты в уравнение константы гидролиза, мы получаем:

Как следует из примера, если соль образованна слабым основанием, то в знаменателе будет стоять константа диссоциации основания, вычисляемая по тому же признаку что и константа диссоциации кислоты. Если соль образованна слабым основанием и слабой кислотой, то в знаменателе будет стоять произведение констант диссоциаций кислоты и основания.

Степень гидролиза.

Так же есть еще одна величина, характеризующая гидролиз- степень гидролиза- α.Которая равна отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли Степень гидролиза зависит от концентрации соли, температуры раствора. Она увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры раствора. Напомним, что больше разбавлен раствор, тем меньше молярная концентрация исходной соли; а степень гидролиза возрастает при повышении температуры, так как гидролиз- процесс эндотермический, как было указанно выше.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Как следует из уравнения степени гидролиза и типов гидролиза: при необратимом гидролизе α≈1.

Степень гидролиза и константа гидролиза взаимосвязаны через уравнение Оствальда (Вильгельм Фридрих Оствальд-з акон разбавления Оствальда,выведен в 1888году ).Закон разбавления показывает, что степень диссоциации электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Примем начальную концентрацию вещества за C 0 , а продиссоциировавшую часть вещества- за γ, напомним, схему диссоциации вещества в растворе:

AB↔A + +B -

Тогда закон Оствальда можно выразить следующим образом:

Напомним, что в уравнение стоят концентрации в момент равновесия. Но если вещество малодиссоциировавшее, то (1-γ)→1, что приводит уравнение Оствальда в вид: K д =γ 2 C 0 .

Аналогично связанна степень гидролиза с его константой:

В подавляющем большинстве случаев используется именно эта формула. Но при необходимости, можно выразить степень гидролиза через такую формулу:

Особые случаи гидролиза:

1) Гидролиз гидридов (соединений водорода с элементами (тут мы рассмотрим только металлы 1 и 2 групп и метам), где водород проявляетстепень окисления -1):

NaH+HOH→NaOH+H 2

CaH 2 +2HOH→ Ca(OH) 2 +2H 2

CH 4 +HOH→CO+3H 2

Реакция с метаном- один из промышленных способов получения водорода.

2) Гидролиз пероксидов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой, с образованием соответствующего гидроксида и пероксида водорода (или кислорода):

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH+O 2

3) Гидролиз нитридов.

Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3

4) Гидролиз фосфидов.

K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3

Выделяющийся газ PH 3 -фосфин, очень ядовит, поражает нервную систему. Так же способен к самовозгоранию при контакте с кислородом. Гуляли когда-нибудь ночью по болоту или ходили мимо кладбищ? Видели редкие всплески огней- «блуждающие огни», появляются, так как горит фосфин.

5) Гидролиз карбидов. Здесь будут приведены две реакции имеющие практическое применение, так как с их помощью получаются 1 члены гомологического ряда алканов (реакция 1) и алкинов (реакция 2):

Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакция 1)

СaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакция 2, продукт – ацителен, по UPA С этин)

6) Гидролиз силицидов. В результате этой реакции образуется 1 представитель гомологического ряда силанов (всего их 8) SiH 4 - мономерный ковалентный гидрид.

Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH) 2 +SiH 4

7) Гидролиз галогенидов фосфора. Здесь будут рассмотрены хлориды фосфора 3 и 5, являющиеся хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот соответственно:

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

PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl

8) Гидролиз органических веществ.Жиры гидролизуются, с образованием глицерина (C 3 H 5 (OH) 3) и карбоновой кислоты(пример предельной карбоновой кислоты) (C n H (2n+1) COOH)

Сложные эфиры:

СH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH

Алкоголята:

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры - на глицерин и жирные кислоты, полисахариды - на моносахариды (например, на глюкозу).

При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот.

Задачи

1) Степень диссоциации а уксусной кислоты в 0,1 М растворе при 18 °С равна 1,4·10 –2 . Рассчитайте константу диссоциации кислоты К д.(подсказка- используйте уравнение Оствальда.)

2) Какую массу гидрида кальция нужно растворить в воде, чтобы выделившемся газом восстановить до железа 6,96г оксида железа(II , III )?

3) Напишите уравнение реакции Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Рассчитайте степень, константу гидролиза соли Na 2 SO 3 для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. (Константу диссоциации сернистой кислоты принять равной 6,3∙10 -8)

Решения:

a) Подставим данные задачи в закон разбавления Оствальда:

b) K д = ·[C] = (1,4·10 –2)·0,1/(1 – 0,014) = 1,99·10 –5

Ответ. К д = 1,99·10 –5 .

c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe

CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2

Находим количество молей оксида железа(II,III), оно равно отношению массы данного вещества к его молярной массе, получаем 0,03(моль).По УХР находим, что моли гидрида кальция равны 0,06(моль).Значит масса гидрида кальция равна 2,52(грамма).

Ответ: 2,52(грамма).

d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3СO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4

e) Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7):
SO 3 2- + H 2 O <--> OH - + HSO 3 -
Константа гидролиза (уравнение смотрите выше)равна: 10 -14 / 6,3*10 -8 = 1,58*10 -7
Степень гидролиза рассчитывается по формуле α 2 /(1 - α) = К h /С 0 .
Итак, α = (К h /С 0) 1/2 = (1,58*10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10 -3

Ответ: K h = 1,58*10 -7 ;α =2,3*10 -3

Редактор: Харламова Галина Николаевна

Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаи­модействие может привести к реакции гидролиза.

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), щелоч­ную (рН > 7), нейтральную (рН = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному хи­мическому взаимодействию катионов или анио­нов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном рас­творе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.

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 .

Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:

В водном растворе соли происходят два процесса:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита - цианистоводо­родной кислоты HCN, тогда как гидроксид - ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по ани­ону CN — .

Запишем полное ионное уравнение происходя­щего процесса (гидролиза):

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода - значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — , и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную сре­ду (рН > 7);

2) в реакции с водой участвуют ионы CN — , в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, кото­рые участвуют в реакции с водой:

Муравьиной HCOOH - анион HCOO — ;

Уксусной CH 3 COOH - анион CH 3 COO — ;

Азотистой HNO 2 - анион NO 2 — ;

Сероводородной H 2 S - анион S 2- ;

Угольной H 2 CO 3 - анион CO 3 2- ;

Сернистой H 2 SO 3 - анион SO 3 2- .

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na 2 CO 3:

Происходит гидролиз соли по аниону CO 3 2- .

Продукты гидролиза - кис­лая соль NaHCO 3 и гидроксид натрия NaOH.

Среда водного раство­ра карбоната натрия - ще­лочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO 3 тоже может подвергаться гидро­лизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

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

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

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

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

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

2. Соли, образованные сильной кислотой и сла­бым основанием .

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH 4 Cl.

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):

Образующиеся при этом ионы OH — и NH 4 взаимодействуют между собой с получением NH 3 H 2 O (слабый электролит), тогда как ионы Н + остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие сме­щено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н 2 О - значительно более слабый элек­тролит, чем гидрат аммиака NH 3 H 2 O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные ионы водорода Н + , и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7);

2) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH + ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и много­зарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ …), кроме катионов щелочноземель­ных металлов, трехзарядные М 3 + (например, Fe 3 +, Al 3 +, Cr 3+ …).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO 3) 2 , гидролиз соли по катиону:

Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Продукты гидролиза - основная соль NiOHNO 3 и азотная кислота HNO 3 .

Среда водного раствора нитрата никеля кислот­ная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .

Гидролиз соли NiOHNO 3 протекает в значитель­но меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой .

Такие соли подвергаются гидролизу и по кати­ону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы ОН — из молекул воды, образуя слабое основание; ани­он слабой кислоты связывает ионы Н + из молекул воды, образуя слабую кислоту. Ре­акция растворов этих солей может быть нейтральной, сла­бокислотной или слабощелоч­ной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов - кислоты и основания, которые об­разуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония NH 4 CH 3 COO и формиата аммония NH 4 HCCO:

В водных растворах этих солей катионы сла­бого основания NH + взаимодействуют с гидрок­сид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоци­ирует H 2 O = H + + OH —), а анионы слабых кислот CH 3 COO — и HCOO — взаимодействуют с катионами Н + с образованием молекул слабых кислот - ук­сусной CH 3 COOH и муравьиной HCOOH.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования про­дуктов гидролиза - двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. K д (CH 3 COOH) = K д (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5 . Во втором случае среда раствора будет сла­бокислотной (pH < 7), т. к. K д (HCOOH) = 2,1 10 -4 и K д (NH 3 H 2 O) < K д HCOOH), где K д - константа диссоциации.

Гидролиз большинства солей является обрати­мым процессом. В состоянии химического равно­весия гидролизована лишь часть соли. Однако не­которые соли полностью разлагаются водой, т. е. их гидролиз является необратимым процессом.

Сульфид алюминия Al 2 S 3 в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н + связываются обра­зующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образова­нию нерастворимого гидроксида алюминия и газо­образного сероводорода:

Поэтому сульфид алюминия Al 2 S 3 нельзя полу­чить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl 3 и сульфида натрия Na 2 S.

В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:

1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реак­ция среды при этом или нейтральная, или сла­бокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образу­ющихся основания и кислоты;

2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из про­дуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой , не подвергаются гидролизу .

Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K + + Cl —), но при взаимодействии с водой сла­бый электролит образоваться не может. Среда рас­твора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ио­нов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, гало­гениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и да­же сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды (уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотер­мическая диссоциация воды:

А значит, увеличивается количество Н + и ОН — , которые необходимы для осуществления гидро­лиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труд­норастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, ги­дролиз цианида аммония NH 4 CN будет зна­чительно усиливаться за счет разложения ги­драта аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды Н 2 О:

Гидролиз можно подавить (значительно умень­шить количество подвергающейся гидролизу со­ли), действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного веще­ства;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентриро­ванными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подще­лачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и био­логическое значение .

Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K 2 CO 3 , который в воде гидролизуется по аниону, во­дный раствор приобретает мылкость за счет образу­ющихся при гидролизе ионов ОН — .

В настоящее время в бы­ту мы используем мыло, сти­ральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла - это на­триевые и калиевые соли высших жирных кар­боновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C 17 H 35 COONa выра­жается следующим ионным уравнением:

т. е. раствор имеет слабощелочную среду.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом прояви­теле. Это карбонат натрия Na 2 CO 3 , карбонат калия K 2 CO 3 , бура Na 2 B 4 O 7 и другие соли, гидролизующи­еся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у рас­тений появляется болезнь - хлороз. Ее призна­ки - пожелтение или побеление листьев, отстава­ние в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

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:

Если в крови избыток ионов Н + , они связыва­ются с гидроксид-ионами ОН — , и равновесие сме­щается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO 4 — . Благодаря им в полости рта поддер­живается определенная среда (рН = 7-7,5).

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости