Forskellige uorganiske stoffer undergår hydrolyse. Hydrolyse

Hydrolyse er udvekslingsreaktionen mellem salt og vand ( solvo-derivat I dette tilfælde ødelægges det oprindelige stof af vand med dannelse af nye stoffer.

Da hydrolyse er en ionbytterreaktion, er det Drivkraft er dannelsen af ​​en svag elektrolyt (fældning og/eller gasudvikling). Det er vigtigt at huske, at hydrolysereaktionen er en reversibel reaktion (i de fleste tilfælde), men der er også irreversibel hydrolyse (fortsat til afslutning, der vil ikke være noget udgangsstof i opløsningen). Hydrolyse er en endoterm proces (med stigende temperatur stiger både hydrolysehastigheden og udbyttet af hydrolyseprodukter).

Som det fremgår af definitionen af, at hydrolyse er en udvekslingsreaktion, kan det antages, at en OH-gruppe går til metallet (+ en eventuel sur rest, hvis der dannes et basisk salt (under hydrolysen af ​​et salt dannet af en stærk syre). og en svag polysyrebase)), og til den sure rest går hydrogenprotonen H+ (+ mulig metalion og hydrogenion, der danner et surt salt, hvis saltet dannet af en svag polybasisk syre hydrolyseres)).

Der er 4 typer hydrolyse:

1. Et salt dannet af en stærk base og en stærk syre. Som allerede nævnt ovenfor hydrolysereaktion ionbytning, og det sker kun i tilfælde af dannelse af en svag elektrolyt. Som beskrevet ovenfor går en OH-gruppe til metallet, og en hydrogenproton H + går til den sure rest, men hverken en stærk base eller en stærk syre er svage elektrolytter, derfor forekommer hydrolyse ikke i dette tilfælde:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Mediets reaktion er tæt på neutral: pH≈7

2. Et salt dannes af en svag base og en stærk syre. Som nævnt ovenfor: en OH - gruppe går til metallet, og en hydrogenproton H + går til den sure rest. For eksempel:

NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH4+ +HOH↔NH4OH+H+

Som det kan ses af eksemplet, sker hydrolyse langs kationen, reaktionen af ​​mediet er sur 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:

FeCl2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl

Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -

Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H+

3. Et salt dannes af en svag syre og en stærk base. Som nævnt ovenfor: en OH-gruppe går til metallet, og en hydrogenproton H + går til den sure rest. F.eks.

CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH

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

CH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -

Hydrolyse sker ved anionen, reaktionen af ​​mediet er alkalisk, pH >7. Når man skriver ligninger for hydrolysen af ​​et salt dannet af en svag polybasisk syre og en stærk base, skal dannelsen af ​​et surt salt skrives på højre side, hydrolysen forløber i 1 trin. For eksempel:

Na2CO3 +HOH↔NaOH+NaHCO3

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

CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -

4. Et salt dannes af en svag base og en svag syre. Det her det eneste tilfælde, når hydrolysen fortsætter til afslutning, er den irreversibel (indtil det oprindelige salt er helt opbrugt). For eksempel:

CH3COONH4+HOH↔NH4OH+CH3COOH

Dette er det eneste tilfælde, når hydrolysen er afsluttet. Hydrolyse sker både ved anionen og ved kationen; mediets reaktion er svær at forudsige, men den er tæt på neutral: pH≈7.

Der er også en hydrolysekonstant; overvej det ved at bruge eksemplet med acetationen, der betegner det Ac- . Som det kan ses af eksemplerne ovenfor, er eddikesyre (ethansyre) en svag syre, og derfor hydrolyseres dens salte i henhold til følgende skema:

Ac - +HOH↔HAc+OH -

Lad os finde ligevægtskonstanten for dette system:

At vide ionisk produkt af vand, kan vi udtrykke koncentrationen gennem det [ÅH] - ,

Ved at erstatte dette udtryk i ligningen for hydrolysekonstanten får vi:

Ved at erstatte vands ioniseringskonstanten i ligningen får vi:

Men konstanten syredissociation (ved at bruge eksemplet med saltsyre) er lig med:

Hvor er den hydrerede brintproton: . Det samme gælder for eddikesyre, som i eksemplet. Ved at erstatte værdien for syredissociationskonstanten i ligningen for hydrolysekonstanten får vi:

Som det følger af eksemplet, hvis saltet er dannet af en svag base, så vil nævneren indeholde dissociationskonstanten for basen, beregnet efter samme princip som syrens dissociationskonstant. Hvis et salt dannes af en svag base og en svag syre, så vil nævneren være produktet af dissociationskonstanter for syren og basen.

Grad af hydrolyse.

Der er også en anden mængde, der karakteriserer hydrolyse - graden af ​​hydrolyse -α.Som er lig med forholdet mellem mængden (koncentrationen) af salt, der undergår hydrolyse til samlet antal(koncentration) af opløst saltGraden af ​​hydrolyse afhænger af saltkoncentrationen og opløsningstemperaturen. Den stiger, når saltopløsningen fortyndes, og opløsningens temperatur stiger. Lad os huske på, at jo mere fortyndet opløsningen er, jo lavere er den molære koncentration af det oprindelige salt; og graden af ​​hydrolyse stiger med stigende temperatur, da hydrolyse er en endoterm proces, som nævnt ovenfor.

Graden af ​​hydrolyse af et salt er højere, jo svagere syre eller base, der danner det. Som følger af ligningen for hydrolysegraden og hydrolysetyper: med irreversibel hydrolyseα≈1.

Graden af ​​hydrolyse og hydrolysekonstanten er indbyrdes forbundne gennem Ostwald-ligningen (Wilhelm Friedrich OstwaldOstwalds udvandingslov, afledt af 1888år).Fortyndingsloven viser, at graden af ​​dissociation af en elektrolyt afhænger af dens koncentration og dissociationskonstant. Lad os tage den oprindelige koncentration af stoffet til at væreC 0 , og den dissocierede del af stoffet erγ, lad os huske dissociationsskemaet for et stof i opløsning:

AB↔A + +B -

Så kan Ostwalds lov udtrykkes som følger:

Husk, at ligningen inkluderer koncentrationer i ligevægtsøjeblikket. Men hvis stoffet er lidt dissocieret, så (1-γ)→1, hvilket bringer Ostwald-ligningen til formen: Kd = y2C0.

Graden af ​​hydrolyse er på samme måde relateret til dens konstant:

I langt de fleste tilfælde bruges denne formel. Men om nødvendigt kan du udtrykke graden af ​​hydrolyse gennem følgende formel:

Særlige tilfælde af hydrolyse:

1) Hydrolyse af hydrider (brintforbindelser med grundstoffer (her vil vi kun overveje metaller fra gruppe 1 og 2 og metas), hvor hydrogen udviser en oxidationstilstand på -1):

NaH+HOH→NaOH+H 2

CaH2+2HOH→ Ca(OH)2+2H2

CH4+HOH→CO+3H2

Reaktionen med metan er en af ​​de industrielle metoder til fremstilling af brint.

2) Hydrolyse af peroxider.Peroxider af alkali- og jordalkalimetaller nedbrydes med vand og danner det tilsvarende hydroxid og hydrogenperoxid (eller oxygen):

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

Na2O2+2H2O→2NaOH+O2

3) Hydrolyse af nitrider.

Ca3N2+6HOH→3Ca(OH)2+2NH3

4) Hydrolyse af phosphider.

K3P+3HOH→3KOH+PH 3

Udledt gas PH 3 - phosphin, meget giftig, påvirker nervesystem. Det er også i stand til spontan forbrænding ved kontakt med ilt. Har du nogensinde gået gennem en sump om natten eller gået forbi kirkegårde? Vi så sjældne lysudbrud - "will-o'-the-wisps", der fremstår som fosfinforbrændinger.

5) Hydrolyse af carbider. Her vil vi vise to reaktioner praktisk brug, da der med deres hjælp opnås 1 medlem af den homologe serie af alkaner (reaktion 1) og alkyner (reaktion 2):

Al4C3+12HOH →4Al (OH)3 +3CH4 (reaktion 1)

CaC2+2HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reaktion 2, produktet er acitelen, iflg. UPA S ethin)

6) Hydrolyse af silicider. Som et resultat af denne reaktion dannes 1 repræsentant for den homologe serie af silaner (der er 8 i alt): SiH 4 - et monomert kovalent hydrid.

Mg2Si+4HOH→2Mg(OH)2+SiH4

7) Hydrolyse af fosforhalogenider. Her vil vi overveje fosforchlorid 3 og 5, som er syrechlorider af fosfor og phosphorsyre henholdsvis:

PC13 +3H20=H3PO3 +3HCl

PCl5+4H20=H3P04+5HCl

8) Hydrolyse af organiske stoffer Fedtstoffer hydrolyseres til glycerol (C 3 H 5 (OH) 3) og carboxylsyre (et eksempel på mættet carboxylsyre) (C n H (2n + 1) COOH)

Estere:

CH 3 COOCH 3 + H 2 O↔CH 3 COOH + CH 3 OH

Alkohol:

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH

Levende organismer hydrolyserer forskellige organiske stoffer under reaktioner katabolisme med deltagelse enzymer. For eksempel under hydrolyse med deltagelse af fordøjelsesenzymer proteiner nedbrydes til aminosyrer, fedtstoffer til glycerol og fedtsyrer, polysaccharider til monosaccharider (for eksempel glucose).

Når fedtstoffer hydrolyseres i nærværelse af alkalier, opnås de sæbe; hydrolyse af fedtstoffer i nærvær katalysatorer bruges til at få glycin og fedtsyrer.

Opgaver

1) Dissociationsgraden a af eddikesyre i en 0,1 M opløsning ved 18 °C er 1,4·10 –2. Beregn syredissociationskonstanten K d. (tip - brug Ostwald-ligningen.)

2) Hvilken masse af calciumhydrid skal opløses i vand for at reducere 6,96 g jernoxid til jern af den frigivne gas? II, III)?

3) Skriv ligningen for reaktionen Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Beregn graden og hydrolysekonstanten for Na 2 SO 3-saltet for en koncentration Cm = 0,03 M, idet der kun tages hensyn til 1. hydrolysetrin. (Tag dissociationskonstanten for svovlsyrling til at være 6,3∙10 -8)

Løsninger:

a) Lad os erstatte disse problemer med Ostwalds fortyndingslov:

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

Svar. Kd = 1,99·10 –5.

c) Fe304 +4H2 ->4H20+3Fe

CaH2+HOH→Ca(OH)2+2H2

Vi finder antallet af mol jern(II,III)oxid, det er lig med forholdet mellem massen af ​​dette stof og dets molære masse, vi får 0,03 (mol) Ved hjælp af den kemiske ligning finder vi, at mol calcium hydrid er lig med 0,06 (mol).Dette betyder, at massen af ​​calciumhydrid er lig med 2,52(gram).

Svar: 2,52 (gram).

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

e) Natriumsulfit undergår hydrolyse ved anionen, reaktionen af ​​saltopløsningen er alkalisk (pH > 7):
SO32- + H2O<-->OH - + HSO 3 -
Hydrolysekonstanten (se ligningen ovenfor) er lig med: 10 -14 / 6,3*10 -8 = 1,58*10 -7
Hydrolysegraden beregnes ved formlen α 2 /(1 - α) = K h /C 0.
Så α = (K h / C 0) 1/2 = (1,58*10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10 -3

Svar: Kh = 1,58*10-7; a=2,3*10-3

Redaktør: Galina Nikolaevna Kharlamova

Hydrolyse indtager en særlig plads blandt metaboliske reaktioner. Generelt er hydrolyse nedbrydning af stoffer med vand. Vand er et af de mest aktive stoffer. Det virker på en lang række klasser af forbindelser: salte, kulhydrater, proteiner, estere, fedtstoffer osv. Ved hydrolysering af ikke-metalforbindelser dannes der normalt to syrer, f.eks.

PC13 + 3 H2O = H3PO3 + 3 HCl

I dette tilfælde ændres surhedsgraden af ​​opløsningerne i forhold til opløsningsmidlets surhedsgrad.

I uorganisk kemi har man oftest at gøre med hydrolyse af salte, dvs. med udvekslingsinteraktionen af ​​saltioner med vandmolekyler, som et resultat af hvilken ligevægten af ​​elektrolytisk dissociation af vand skifter.

Salthydrolyse er den reversible vekselvirkning mellem saltioner og vandioner, hvilket fører til en ændring i ligevægten mellem brint- og hydroxidioner i opløsning.

Hydrolyse er resultatet af polariseringsinteraktion mellem saltioner og deres hydreringsskal i vandig opløsning. Jo mere signifikant denne interaktion er, jo mere intens forekommer hydrolysen. På en forenklet måde kan essensen af ​​hydrolyseprocessen repræsenteres som følger.

K n + kationer binder i opløsning til vandmolekylerne, der hydrerer dem ved donor-acceptorbindinger; Donoren er iltatomerne i vandmolekylet, som har to ensomme elektronpar; acceptoren er kationerne, som har frie atomorbitaler. Jo større ladning af kationen og jo mindre dens størrelse, jo større er den polariserende effekt af K n + på H 2 O.

Anioner An‾ binder til vandmolekyler gennem hydrogenbindinger. Stærk påvirkning anioner kan føre til fuldstændig fjernelse af en proton fra H 2 O-molekylet - hydrogenbindingen bliver kovalent. Som et resultat dannes en syre eller anion af typen HS‾, HCO 3‾ osv..

Jo større ladningen af ​​anionen og jo mindre dens radius, jo mere betydningsfuld er interaktionen mellem An‾ anioner og protoner. Således bestemmes intensiteten af ​​et stofs interaktion med vand af styrken af ​​den polariserende påvirkning af Kn+ og An‾ på H2O-molekylerne.Kationer af grundstoffer i sideundergrupper og grundstofferne umiddelbart efter dem gennemgår således mere intens hydrolyse end andre ioner med samme ladning og radius, da førstnævntes kerner er mindre effektivt screenet af d-elektroner.

Hydrolyse - den omvendte proces af neutraliseringsreaktionen. Hvis neutraliseringsreaktionen er en eksoterm og irreversibel proces, så er hydrolyse en endoterm og reversibel proces.

Neutraliseringsreaktion:

2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O

stærk svag stærk svag

2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O

Hydrolyse reaktion:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3

SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + Åh‾

Under hydrolyse skifter vands dissociationsligevægt på grund af bindingen af ​​en af ​​dets ioner (H + eller OH -) til et svagt elektrolytsalt. Når H + ioner binder, ophobes OH − ioner i opløsningen, vil reaktionen af ​​mediet være alkalisk, og når OH − ioner binder, ophobes H + ioner - mediet vil være surt.

Der er fire muligheder for vands virkning på salt.

1. Hvis kationer og anioner har små ladninger og store størrelser, så er deres polariserende effekt på vandmolekyler lille, det vil sige, at vekselvirkningen mellem salt og H 2 O praktisk talt ikke forekommer. Dette gælder kationer, hvis hydroxider er alkalier (f.eks. K+ og Ca 2+) og anioner af stærke syrer (f.eks. Cl‾ og NO 3‾). Derfor, salte dannet af en stærk base og en stærk syre undergår ikke hydrolyse. I dette tilfælde er vanddissociationsligevægten

H 2 O ↔ H + + OH‾

i nærværelse af saltioner er det praktisk talt ikke forstyrret. Derfor er opløsninger af sådanne salte neutrale (pH ≈ 7).

2. Hvis et salt dannes af en kation af en stærk base og en anion af en svag syre(S 2-, CO 3 2-, CN‾ osv.), derefter hydrolyse sker ved anionen. Et eksempel er hydrolysen af ​​CH 3 COOC saltet. Saltioner CH 3 COO − og K + interagerer med H + og OH − ioner fra vand. I dette tilfælde binder acetationer (CH 3 COO −) med hydrogenioner (H +) til molekyler af en svag elektrolyt - eddikesyre (CH 3 COOH), og OH - ioner akkumuleres i opløsningen, hvilket giver den en alkalisk reaktion, da K + ioner ikke kan binde OH − ioner (KOH er en stærk elektrolyt), pH > 7 .

Molekylær ligning for hydrolyse:

CH 3 COOK + H 2 O ↔ KOH + CH 3 UN

Den komplette ioniske ligning for hydrolyse er:

K + + CH3COO − + NOH ↔ K + + OH − + CH3COOH

forkortet ionisk hydrolyseligning:

CH 3 SÅ − + N HAN ↔ OH − + CH 3 UNS

Hydrolyse af Na2-salt S forløber i etaper. Et salt dannes af en stærk base (NaOH) og en svag dibasisk syre (H 2 S). I dette tilfælde binder saltanionen S 2− H + ioner af vand, og OH − ioner ophobes i opløsningen. Ligningen i reduceret ionisk og molekylær form er:

JEG. S 2− + N HAN ↔HS − + OH -

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

II. H.S. − + N HAN ↔ H 2 S+ OH -

NaHS + H2O ↔ NaOH + H2S

Det andet trin af hydrolyse finder praktisk talt ikke sted under normale forhold, da OH - ioner, når de akkumuleres, giver opløsningen en stærkt alkalisk reaktion, hvilket fører til en neutraliseringsreaktion, et ligevægtsskift til venstre i overensstemmelse med Le Chateliers princip. Derfor undertrykkes hydrolysen af ​​salte dannet af en stærk base og en svag syre ved tilsætning af alkali.

Jo større polariserende indflydelse af anioner, jo mere intens er hydrolysen. I overensstemmelse med massevirkningsloven betyder det, at hydrolyse forløber mere intenst, jo svagere syren er.

3. Hvis salt dannes af en kation af en svag base og en anion af en stærk syre, hvorefter hydrolyse sker ved kationen. For eksempel sker dette under hydrolysen af ​​saltet NH 4 Cl (NH 4 OH er en svag base, HCl er en stærk syre). Lad os kassere Cl - ionen, da den giver en stærk elektrolyt med vandkationen, så vil hydrolyseligningen antage følgende form:

N.H. 4 + + N HAN ↔ N.H. 4 Åh+H+ (forkortet ionligning)

NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (molekylær ligning)

Fra den forkortede ligning er det tydeligt, at vandets OH − ioner er bundet til en svag elektrolyt, H + ioner akkumuleres i opløsningen, og mediet bliver surt (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.

Hydrolyse af et salt dannet af en polysyrebase (for eksempel Zn(NO 3) 2) sker trinvist over kationen af ​​en svag base.

JEG. Zn 2+ + N HAN ↔ ZnOH + +H+ (kort ionligning)

Zn(NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (molekylær ligning)

OH − ioner binder sig til den svage base ZnOH + , H + ioner ophobes.

Det andet trin af hydrolyse forekommer praktisk talt ikke under normale forhold, da der som følge af akkumulering af H + ioner i opløsningen skabes et stærkt surt miljø, og ligevægten af ​​hydrolysereaktionen i 2. trin forskydes til venstre:

II. ZnOH + + N HAN ↔ Zn(Åh) 2 +H+ (kort ionligning)

ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (molekylær ligning)

Det er klart, at jo svagere basen er, jo mere fuldstændig opstår hydrolysen.

4. Et salt dannet af en kation af en svag base og en anion af en svag syre undergår hydrolyse ved kationen og ved anionen. Et eksempel er processen med hydrolyse af saltet CH 3 COONH 4. Lad os skrive ligningen i ionisk form:

NH 4 + + CH 3 COO − + HON ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH

Hydrolysen af ​​sådanne salte er meget stærk, da den resulterer i dannelsen af ​​både en svag base og en svag syre.

Mediets reaktion i dette tilfælde afhænger af den relative styrke af basen og syren, dvs. fra deres dissociationskonstanter (K ​​D):

    hvis K D (baser) > K D (syrer), så pH > 7;

    hvis K D (base)< K Д (кислоты), то pH < 7.

I tilfælde af hydrolyse af CH 3 COONH 4:

KD (NH40H) = 1,8-10-5; KD (CH3COOH) = 1,8 10-5,

derfor vil reaktionen af ​​en vandig opløsning af dette salt være næsten neutral (pH ≈ 7).

Hvis basen og syren, der danner saltet, ikke kun er svage elektrolytter, men også dårligt opløselige eller ustabile og nedbrydes med dannelse af flygtige produkter, så fortsætter hydrolysen af ​​saltet i dette tilfælde gennem alle stadier til slutningen, dvs. indtil der dannes en svag, tungtopløselig base og en svag syre. I dette tilfælde vi taler om O irreversibel eller fuldstændig hydrolyse.

Det er fuldstændig hydrolyse, der er årsagen til, at vandige opløsninger af nogle salte ikke kan fremstilles, f.eks. Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3, osv. F.eks.

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

Derfor kan aluminiumsulfid ikke eksistere i form af vandige opløsninger; det kan kun opnås ved "tørmetoden", for eksempel fra grundstoffer ved høje temperaturer:

2Al + 3S – t ° → Al 2S 3,

og skal opbevares i lukkede beholdere for at forhindre fugt i at trænge ind.

Sådanne forbindelser kan ikke opnås ved en udvekslingsreaktion i en vandig opløsning. Når salte A1 3+, Cr 3+ og Fe 3+ interagerer i opløsning med sulfider og carbonater, er det ikke sulfiderne og carbonaterne af disse kationer, der udfælder, men deres hydroxider:

2AlCl3 +3Na2S +6H2O → 3H2S + 2Al(OH)3 ↓ +6NaCl

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

I de betragtede eksempler er hydrolysen af ​​to salte (AlCl 3 og Na 2 S eller CrCl 3 og Na 2 CO 3) gensidigt forbedret, og reaktionen fortsætter til afslutning, da reaktionsprodukterne frigives fra opløsningen i form af sediment og gas.

Hydrolyse af salte kan i nogle tilfælde være meget vanskelig. ( Simple ligninger hydrolysereaktioner i den almindeligt accepterede notation er ofte betingede.) Hydrolyseprodukterne kan kun bestemmes på grundlag af en analytisk undersøgelse. For eksempel kan produkterne af hydrolyse af salte indeholdende flerladede kationer være polynukleære komplekser. Hvis opløsninger af Hg 2+ således kun indeholder mononukleære komplekser, så indeholder opløsninger af Fe 3+, foruden komplekserne 2+ og +, et binukleært kompleks 4+; i Be 2+ opløsninger dannes hovedsageligt multinukleære komplekser af sammensætningen [Be 3 (OH) 3 ] 3+; i opløsninger af Sn 2+ dannes komplekse ioner 2+, 2+, +; i opløsninger af Bi 3+ er der sammen med [ВiОН] 2+ komplekse ioner med sammensætning 6+. Hydrolysereaktioner, der fører til dannelsen af ​​polynukleære komplekser, kan repræsenteres som følger:

mM k+ + nH 2 O ↔ M m (OH) n (mk - n)+ + nH + ,

hvor m varierer fra 1 til 9, og n kan tage værdier fra 1 til 15. Denne form for reaktion er mulig for kationer med mere end 30 grundstoffer. Det er blevet fastslået, at hver ladning af ionen i de fleste tilfælde svarer til en bestemt form af komplekset. Således er M 2+ ioner karakteriseret ved formen af ​​dimerer 3+, M 3+ ioner er karakteriseret ved 4+, og M 4+ er karakteriseret ved formen 5+ og mere komplekse, for eksempel 8+.

Ved høje temperaturer og høje pH-værdier dannes der også oxokomplekser:

2MOH ↔ MOM + H2O eller

For eksempel,

BiCl3 + H2O « Bi(OH) 2 Cl + 2HCl

Bi(OH) 2+-kationen mister let et vandmolekyle og danner bismuthylkationen BiO+, som med chloridionen giver et hvidt krystallinsk bundfald:

Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.

Strukturelt kan polynukleære komplekser repræsenteres i form af oktaedre, forbundet med hinanden langs en top, kant eller flade ved hjælp af forskellige broer (O, OH, etc.).

Hydrolyseprodukterne af carbonater af en række metaller har en kompleks sammensætning. Når opløselige salte Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ således interagerer med natriumcarbonat, dannes der ikke mellemstore carbonater, men mindre opløselige. hydroxycarbonater, for eksempel Cu 2 (OH) 2 CO 3, Zn 5 (OH) 6 (CO 3) 2, Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2. Eksempler på reaktioner omfatter:

5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + H 2 O → Mg 5 (OH) 2 (CO 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + CO 2

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

Hydrolyse er kvantitativt karakteriseret ved graden af ​​hydrolyse h og hydrolysekonstant KG.

Hydrolysegraden viser, hvilken del af saltet indeholdt i opløsningen (С М) der har gennemgået hydrolyse (С Мgid) og beregnes som forholdet:

h = S M guide / S M (100%).

Det er indlysende, at for en reversibel hydrolyseproces h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100%). Ud over saltets beskaffenhed afhænger hydrolysegraden af ​​saltkoncentrationen og opløsningens temperatur.

I opløsninger med moderate koncentrationer af opløst stof er hydrolysegraden ved stuetemperatur normalt lille. For salte dannet af en stærk base og en stærk syre er den praktisk talt nul; for salte dannet af en svag base og en stærk syre eller en stærk base og en svag syre er den ≈ 1 %. Så for en 0,01 M opløsning af NH4Cl h= 0,01%; for 0,1 n. opløsning CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.

Hydrolyse er en reversibel proces, så loven om massehandling gælder for den.

Hydrolysekonstanten er ligevægtskonstanten for hydrolyseprocessen, og bestemmer i sin fysiske betydning graden af ​​irreversibilitet af hydrolyse. Jo højere KG, jo mere irreversibel er hydrolysen. KG har sit eget udtryk for hvert tilfælde af hydrolyse.

Lad os udlede et udtryk for hydrolysekonstanten af ​​et salt af en svag syre og en stærk base ved at bruge NaCN som eksempel:

NaCN + H2O ↔ NaOH + HCN;

Na + + CN – +H2O ↔ Na + + OH – + HCN;

CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –

K lig = / .

Den har den største værdi, som praktisk talt ikke ændres under reaktionen, så den kan betinget betragtes som konstant. Derefter, ved at gange tælleren og nævneren med koncentrationen af ​​protoner og indføre den konstante koncentration af vand i konstanten, får vi:

K lig = K W / K D (sur) = K G

siden / = 1/ K D(sur)

Da K W-værdien er konstant og lig med 10 -14, er det indlysende, at jo lavere K D af den svage syre, hvis anion er en del af saltet, jo større K G.

Tilsvarende opnår vi for et salt, der er hydrolyseret af en kation (f.eks. NH4Cl),:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (forkortet hydrolyseligning)

K lig = /

K G = K lig = K W / K D(hoved)

I dette udtryk ganges brøkens tæller og nævner med . Det er klart, at jo mindre KD af en svag base, hvis kation er en del af saltet, jo større er KG.

Hvis saltet er dannet af en svag base og en svag syre (ved at bruge NH 4 CN som eksempel), så er den forkortede hydrolyseligning:

NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

K lig = / ,

I dette udtryk for K multiplicerer vi brøkens tæller og nævner med ·, så udtrykket for K Г har formen:

K G = K W / (K D(syre) K D(basisk)).

Som det følger af ovenstående udtryk, hydrolysekonstanten er omvendt proportional med dissociationskonstanten for den svage elektrolyt involveret i dannelsen af ​​et salt (hvis to svage elektrolytter er involveret i dannelsen af ​​et salt, så er KG omvendt proportional med produktet af deres dissociationskonstanter).

Lad os overveje hydrolysen af ​​en flerdobbelt ladet ion. Lad os tage Na 2 CO 3.

I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –

K G (I) = / × ( / ) = K W / K D (II) ,

det vil sige, at udtrykket for hydrolysekonstanten for det første trin inkluderer den anden dissociationskonstant i nævneren og for det andet trin af hydrolyse

    HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –

K G (II) = / × ( / ) = K W / K D (I)

K D (I) = 4×10 -7 K D (II) = 2,5×10 -8

K G (II) = 5,6×10 -11 K G (I) = 1,8×10 -4

Således er KG(I) >> KG(II), en konstant, og følgelig er graden af ​​det første hydrolysetrin meget større end de efterfølgende.

Grad af hydrolyse er en værdi svarende til graden af ​​dissociation. Forholdet mellem graden og konstanten af ​​hydrolyse svarer til det for graden og dissociationskonstanten.

Hvis startkoncentrationen af ​​den svage syreanion generelt er angivet med C o (mol/l), så er C o h(mol/l) – koncentration af den del af A – anionen, der gennemgik hydrolyse og dannede CO h(mol/l) svag syre HA og C o h(mol/l) hydroxidgrupper.

A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,

Så så h S om h S om h

derefter K Г = / = С о h· Fra h/ (Så så h) = Co h 2 / (1-h).

På h << 1 K Г = С о h 2 h= √K D / S o.

Meget lig Ostwalds udvandingslov.

S om h, vi får:

K G = Co h· Fra h/ С о = 2 / С о, hvorfra

= √К Г·С о.

Tilsvarende kan det påvises, at under hydrolyse ved kationen

= √К Г·С о.

Saltenes evne til at undergå hydrolyse afhænger således af to faktorer:

    egenskaber af de ioner, der danner saltet;

    eksterne faktorer.

Hvordan ændres hydrolyseligevægten?

1) Tilføjelse som ioner. Da dynamisk ligevægt etableres under reversibel hydrolyse, i overensstemmelse med loven om massevirkning, kan ligevægten forskydes i den ene eller anden retning ved at indføre en syre eller base i opløsningen. Indførelsen af ​​syre (H + kationer) undertrykker hydrolyse af kationen, tilsætning af alkali (OH - anioner) undertrykker hydrolyse af anionen. Dette bruges ofte til at forbedre eller undertrykke hydrolyseprocessen.

2) Fra formlen for h det er klart det fortynding fremmer hydrolyse. Forøgelse af graden af ​​hydrolyse af natriumcarbonat

Na 2 CO 3 + HON ↔ NaHCO 3 + NaOH

når opløsningen fortyndes er illustreret i fig. 20.

Ris. 20. Afhængighed af hydrolysegraden af ​​Na 2 CO 3 af fortynding ved 20°C

3) Øget temperatur fremmer hydrolyse. Vandets dissociationskonstant stiger med stigende temperatur i højere grad end dissociationskonstanterne for hydrolyseprodukter - svage syrer og baser, derfor stiger hydrolysegraden ved opvarmning. Det er let at komme til denne konklusion på en anden måde: da neutraliseringsreaktionen er eksoterm (DH = –56 kJ/mol), er hydrolyse, som er den modsatte proces, endoterm, og derfor forårsager opvarmning i overensstemmelse med Le Chateliers princip en stigning i hydrolyse. Ris. 21 illustrerer virkningen af ​​temperatur på hydrolysen af ​​chrom(III)chlorid

CrCl3 + HOH ↔ CrOHCl2 + HCl

Ris. 21. Afhængighed af graden af ​​hydrolyse af CrCl 3 af temperaturen

I kemisk praksis er kationisk hydrolyse af salte dannet af en flerdobbelt ladet kation og en enkeltladet anion, for eksempel A1C13, meget almindelig. I opløsninger af disse salte dannes en mindre dissocieret forbindelse som et resultat af tilsætningen af ​​en hydroxidion til en metalion. I betragtning af at Al 3+ ionen i opløsning er hydreret, kan det første trin af hydrolyse udtrykkes ved ligningen

3+ + HOH ↔ 2+ + H3O+

Ved almindelige temperaturer er hydrolysen af ​​salte af flerladede kationer praktisk talt begrænset til dette trin. Ved opvarmning sker hydrolyse i anden fase:

2+ + HOH ↔ + + H3O+

Den sure reaktion af en vandig saltopløsning forklares således ved, at den hydrerede kation mister en proton, og vandgruppen H 2 O omdannes til en hydroxogruppe OH‾. I den betragtede proces kan der dannes mere komplekse komplekser, for eksempel 3+, samt komplekse ioner af typen 3- og [AlO 2 (OH) 2] 3-. Indholdet af forskellige hydrolyseprodukter afhænger af reaktionsbetingelserne (opløsningskoncentration, temperatur, tilstedeværelse af andre stoffer). Varigheden af ​​processen er også vigtig, da ligevægt under hydrolysen af ​​salte af flerladede kationer normalt opnås langsomt.

Afskrift

1 HYDROLYSE AF ORGANISKE OG UORGANISKE STOFFER

2 Hydrolyse (fra det oldgræske "ὕδωρ" vand og "λύσις" nedbrydning) er en af ​​typerne kemiske reaktioner, hvor når stoffer interagerer med vand, nedbrydes det oprindelige stof med dannelse af nye forbindelser. Mekanismen for hydrolyse af forbindelser af forskellige klasser: - salte, kulhydrater, fedtstoffer, estere osv. har betydelige forskelle

3 Hydrolyse af organiske stoffer Levende organismer udfører hydrolyse af forskellige organiske stoffer under reaktioner med deltagelse af ENZYMER. For eksempel, under hydrolyse med deltagelse af fordøjelsesenzymer, nedbrydes PROTEINER til AMINOSYRER, FEDT til GLYCEROL og FEDTSYRER, POLYSACCARIDER (f.eks. stivelse og cellulose) til MONOSACCARIDER (f.eks. GLUCOSE), NUKLEINSYRER til frie NUKLEINSYRER . Når fedtstoffer hydrolyseres i nærværelse af alkalier, opnås sæbe; hydrolyse af fedtstoffer i nærværelse af katalysatorer bruges til at opnå glycerol og fedtsyrer. Ethanol opnås ved hydrolyse af træ, og tørvehydrolyseprodukter anvendes til fremstilling af fodergær, voks, kunstgødning mv.

4 1. Hydrolyse af organiske forbindelser fedtstoffer hydrolyseres til fremstilling af glycerol og carboxylsyrer(med NaOH-forsæbning):

5 stivelse og cellulose hydrolyseres til glucose:

7 TEST 1. Ved hydrolysen af ​​fedtstoffer dannes 1) alkoholer og mineralsyrer 2) aldehyder og carboxylsyrer 3) monovalente alkoholer og carboxylsyrer 4) glycerin og carboxylsyrer SVAR: 4 2. Hydrolyse er underlagt: 1) Acetylen 2) Cellulose 3) Ethanol 4) Methan SVAR: 2 3. Hydrolyse er underlagt: 1) Glukose 2) Glycerol 3) Fedt 4) Eddikesyre SVAR: 3

8 4. Hydrolysen af ​​estere giver: 1) Alkoholer og aldehyder 2) Carboxylsyrer og glukose 3) Stivelse og glukose 4) Alkoholer og carboxylsyrer SVAR: 4 5. Hydrolysen af ​​stivelse giver: 1) Saccharose 3) Fructose Maltose 4) Glukose SVAR: 4

9 2. Reversibel og irreversibel hydrolyse Næsten alle betragtede reaktioner ved hydrolyse af organiske stoffer er reversible. Men der er også irreversibel hydrolyse. En generel egenskab ved irreversibel hydrolyse er, at det ene (fortrinsvis begge) af hydrolyseprodukterne skal fjernes fra reaktionssfæren i form af: - SEDIMENT, - GAS. Saz₂ + 2n₂o = sa (it) ₂ + s₂n₂ med hydrolyse af salte: al₄c₃ + 12 h₂o = 4 al (oh) ₃ + 3ch₄ al₂s₃ + 6 h₂o 2 h₂ + 3 h₂o cah₂ + 3 h₂o 2 h₂ + = 2ca ( oh )2 + H2

10 HYDROLYSE AF SALT Hydrolyse af salte er en type hydrolysereaktion, der forårsages af forekomsten af ​​ionbytterreaktioner i opløsninger af (vandige) opløselige elektrolytsalte. Drivkraften i processen er interaktionen af ​​ioner med vand, hvilket fører til dannelsen af ​​en svag elektrolyt i ionisk eller molekylær form ("ionbinding"). Der skelnes mellem reversibel og irreversibel hydrolyse af salte. 1. Hydrolyse af et salt af en svag syre og en stærk base (anionhydrolyse). 2. Hydrolyse af et salt af en stærk syre og en svag base (kationhydrolyse). 3. Hydrolyse af et salt af en svag syre og en svag base (irreversibel) Et salt af en stærk syre og en stærk base undergår ikke hydrolyse

12 1. Hydrolyse af et salt af en svag syre og en stærk base (hydrolyse ved en anion): (opløsningen har et alkalisk medium, reaktionen forløber reversibelt, hydrolyse i andet trin sker i ubetydelig grad) 2. Hydrolyse af et salt af en stærk syre og en svag base (hydrolyse af en kation): (opløsningen har et surt medium, reaktionen forløber reversibelt, hydrolyse i andet trin forekommer i ubetydelig grad)

13 3. Hydrolyse af et salt af en svag syre og en svag base: (ligevægten forskydes mod produkterne, hydrolysen forløber næsten fuldstændigt, da begge reaktionsprodukter forlader reaktionszonen i form af et bundfald eller gas). Saltet af en stærk syre og en stærk base undergår ikke hydrolyse, og opløsningen er neutral.

14 SKEMA FOR NATRIUMCARBONATHYDROLYSE NaOH stærk base Na₂CO₃ H2CO₃ svag syre > [H]+ ALKALISK MIDDELSUR SALT, hydrolyse med ANION

15 Første trin af hydrolyse Na₂CO3 + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO3 Andet trin af hydrolyse H₂ ₂CO + CO₂CO NaH₂CO + CO₂CO Na+ + HCO3+ H2O = Na+ + OH + CO2 + H2O HCO3 + H2O = OH + CO2 + H2O

16 SKEMA FOR HYDROLYSE AF KOBBER(II)CHLORID Cu(OH)₂ svag base CuCl₂ HCl stærk syre< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

17 Første hydrolysetrin CuCl₂ + H2O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H2O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H2O (CuOH)+ + H+ Andet hydrolysetrin (СuOH) Cl + H2O Cu(OH)2 + HCl (Cu OH)+ + Cl + H2O Cu(OH)2 + H+ + Cl (CuOH)+ + H2O Cu(OH)2 + H+

18 SKEMA FOR HYDROLYSE AF ALUMINIUMSULPHID Al₂S3 Al(OH)₃ H2S svag base svag syre = [H]+ NEUTRAL REAKTION AF MIDLETS hydrolyse irreversibel

19 Al₂S₃ + ​​6 H2O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S HYDROLYSE AF NATRIUMCLORID NaCl NaOH HCl stærk base stærk syre = [ H ]+ NEUTRAL MILJØREAKTION hydrolyse forekommer ikke NaCl + H₂O NaCl + H₂O + H2O = Na+ + OH + H+ + Cl

20 Forvandling jordskorpen Sikkerheden er svag alkalisk miljø havvand HYDROLYSENS ROLLE I MENNESKELIV Vask Opvask Vask med sæbe Fordøjelsesprocesser

21 Skriv hydrolyseligningerne: A) K₂S B) FeCl₂ C) (NH₄)₂S D) BaI₂ K₂S: KOH - stærk base H₂S svag syre HYDROLYSE VED ANIONSALT SUR ALKALINE K₂S + H₂O K²+ + H₂O K²+ + H₂O K²+ (FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H2O (FeOH)+ + H+

22 (NH4)2S: NH4OH - svag base; H2S - svag syre IRREVERSIBEL HYDROLYSE (NH4)2S + 2H2O = H2S + 2NH4OH 2NH3 2H2O BaI2: Ba(OH)2 - stærk base; HI - stærk syre INGEN HYDROLYSE

23 Udfyldes på et stykke papir. Ved næste lektion skal du aflevere dit arbejde til læreren.

25 7. En vandig opløsning af hvilket salt har et neutralt medium? a) Al(NO₃)3 b) ZnCl₂ c) BaCl₂ d) Fe(NO₃)₂ 8. I hvilken opløsning vil lakmusfarven være blå? a) Fe2(SO4)3 b) K2S c) CuCl₂ d) (NH4)₂SO4

26 9. 1) kaliumcarbonat 2) ethan 3) zinkchlorid 4) fedt er ikke udsat for hydrolyse 10. Ved hydrolysen af ​​fiber (stivelse) kan der dannes følgende: 1) glucose 2) kun saccharose 3) kun fructose 4) carbondioxid og vand 11. Opløsningsmediet som følge af hydrolyse af natriumcarbonat er 1) basisk 2) stærkt surt 3) surt 4) neutralt 12. Hydrolyse udsættes for 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4) Na 2 SO 4

27 13. Følgende er ikke underlagt hydrolyse: 1) jernsulfat 2) alkoholer 3) ammoniumchlorid 4) estere 14. Opløsningsmediet som følge af ammoniumchloridhydrolyse: 1) svagt basisk 2) stærkt basisk 3) surt 4 ) neutral

28 OPGAVE Forklar hvorfor, når opløsningerne - FeCl₃ og Na₂CO₃ - smeltes sammen, dannes et bundfald, og der frigives gas? 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


Hydrolyse er en reaktion af metabolisk nedbrydning af stoffer med vand. Hydrolyse af organiske stoffer Uorganiske stoffer Salte Hydrolyse af organiske stoffer Proteiner Halogenalkaner Estere (fedtstoffer) Kulhydrater

HYDROLYSE Generelle begreber Hydrolyse er en udvekslingsreaktion mellem stoffer og vand, der fører til deres nedbrydning. Uorganisk og organisk stof forskellige klasser.

11. klasse. Emne 6. Lektion 6. Hydrolyse af salte. Formål med lektionen: at udvikle elevernes forståelse af hydrolyse af salte. Mål: Pædagogisk: at lære eleverne at bestemme naturen af ​​miljøet for saltopløsninger ved deres sammensætning, at komponere

Kommunal uddannelsesinstitution Secondary School 1, Serukhova, Moskva-regionen Tatyana Aleksandrovna Antoshina, kemilærer "Studie af hydrolyse i 11. klasse." Eleverne introduceres for første gang i hydrolyse i 9. klasse ved at bruge eksemplet uorganisk

Hydrolyse af salte Arbejdet blev afsluttet af Læreren højeste kategori Timofeeva V.B. Hvad er hydrolyse? Hydrolyse er processen med metabolisk vekselvirkning af komplekse stoffer med vand. Hydrolyse. vekselvirkningen mellem salt og vand, hvilket resulterer i

Udviklet af: lærer i kemi, GBOU SPO "Zakamensky Agro-Industrial College" Salisova Lyubov Ivanovna Værktøjskasse i kemi emnet "Hydrolyse" I denne lærebog en detaljeret teori

1 Teori. Ion-molekylære ligninger for ionbytningsreaktioner Ionbytterreaktioner er reaktioner mellem opløsninger af elektrolytter, som et resultat af, at de udveksler deres ioner. Ioniske reaktioner

18. Ioniske reaktioner i opløsninger Elektrolytisk dissociation. Elektrolytisk dissociation er nedbrydning af molekyler i opløsning til dannelse af positivt og negativt ladede ioner. Fuldstændigheden af ​​forfald afhænger

UDDANNELSES- OG VIDENSKABSMINISTERIET I KRASNODAR REGIONEN statsbudgetfaglig uddannelsesinstitution Krasnodar-territoriet "Krasnodar Information Technology College" Liste

12. Carbonylforbindelser. Carboxylsyrer. Kulhydrater. Carbonylforbindelser Carbonylforbindelser omfatter aldehyder og ketoner, hvis molekyler indeholder en carbonylgruppe.

Hydrogen pH-indikator Indikatorer Essensen af ​​hydrolyse Typer af salte Algoritme til at sammensætte ligninger for hydrolyse af salte Hydrolyse af forskellige typer salte Metoder til at undertrykke og forbedre hydrolyse Løsning af tests B4 Hydrogen

Fag Lektion I II III 9. klasse, 2014-2015 Akademi år, et grundlæggende niveau af, kemi Lektionens emne Antal timer Cirka datoer Viden, evner, færdigheder. Teori om elektrolytisk dissociation (10 timer) 1 Elektrolytter

Salte Definition af Salt komplekse stoffer dannet af et metalatom og en syrerest. Klassificering af salte 1. Mellemstore salte, består af metalatomer og syrerester: NaCl-chlorid natrium 2. Surt

Opgaver A24 i kemi 1. Opløsninger af kobber(ii)chlorid og 1) calciumchlorid 2) natriumnitrat 3) aluminiumsulfat 4) natriumacetat har samme reaktion som mediet Kobber(ii)chlorid er et salt dannet af en svag base

Kommunalt budget uddannelsesinstitution gennemsnit helhedsskole 4 Baltiysk Arbejdsprogram akademisk fag "Kemi" 9. klasse, grundniveau Baltiysk 2017 1. Forklarende

Bank af opgaver til mellemcertificering af 9. klasses elever A1. Atomets struktur. 1. Ladning af kernen af ​​et carbonatom 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Ladning af kernen af ​​et natriumatom 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Antal protoner i kernen

3 Elektrolytopløsninger Flydende opløsninger opdeles i elektrolytopløsninger, der er i stand til at lede elektricitet og opløsninger af ikke-elektrolytter, der ikke er elektrisk ledende. Opløst i ikke-elektrolytter

Grundlæggende principper for teorien om elektrolytisk dissociation Faraday Michael 22. IX.1791 25.VIII. 1867 engelsk fysiker og kemiker. I første halvdel af 1800-tallet. introducerede begrebet elektrolytter og ikke-elektrolytter. Stoffer

Krav til elevforberedelsesniveau Efter at have læst 9. klasses materialet skal eleverne: Benævne kemiske grundstoffer ved symboler, stoffer ved formler, tegn og betingelser for kemiske reaktioner,

Lektion 14 Hydrolyse af salte Test 1 1. Opløsningen har et alkalisk miljø l) Pb(NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. I en vandig opløsning af hvilket stof er miljøneutral? l) NaNO3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO

PROGRAMMETS INDHOLD Afsnit 1. Kemisk grundstof Emne 1. Atomernes struktur. Periodisk lov og periodiske system kemiske elementer DI. Mendeleev. Moderne repræsentationer om atomernes opbygning.

Saltenes kemiske egenskaber (gennemsnit) SPØRGSMÅL 12 Salte er komplekse stoffer bestående af metalatomer og syrerester Eksempler: Na 2 CO 3 natriumcarbonat; FeCl3 jern(III)chlorid; Al 2 (SO 4) 3

1. Hvilket af følgende udsagn er sandt for mættede opløsninger? 1) en mættet opløsning kan koncentreres, 2) en mættet opløsning kan fortyndes, 3) en mættet opløsning kan ikke

Kommunal budgetuddannelsesinstitution gymnasium 1 i landsbyen Pavlovskaya kommunal dannelse Pavlovsk-distriktet i Krasnodar-regionen Studenteruddannelsessystem

UNDERVISNINGS- OG VIDENSKABSMINISTERIET FOR KRASNODAR REGIONEN STATSBUDGET UDDANNELSESINSTITUTIONEN FOR ERHVERVSUDDANNELSEN "NOVOROSSIYSK COLLEGE OF RADIO-ELECTRONIC INSTRUMENT ENGINEERING"

I. Krav til niveauet af elevforberedelse Eleverne skal som resultat af at beherske afsnittet kende/forstå: kemisk symbolik: tegn på kemiske grundstoffer, formler kemiske stoffer og kemiske ligninger

Mellemcertificering i kemi klasse 10-11 Prøve A1. Kulstofatomerne og 1) nitrogen 2) oxygen 3) silicium 4) fosfor A2 har en lignende konfiguration af det eksterne energiniveau. Blandt elementerne er aluminium

Gentagelse af A9 og A10 (egenskaber af oxider og hydroxider); A11 Karakteristisk Kemiske egenskaber salte: medium, sure, basiske; kompleks (ved at bruge eksemplet med aluminium- og zinkforbindelser) A12 Sammenhæng mellem uorganisk

FORKLARENDE BEMÆRKNING Arbejdsprogrammet er baseret på Eksempel program vigtigste almen uddannelse i kemi, samt kemikurser for studerende i 8-9 klassetrin på almene uddannelsesinstitutioner

Kemitest klasse 11 (basisniveau) Test “Typer af kemiske reaktioner (kemiklasse 11, grundniveau) Mulighed 1 1. Udfyld reaktionsligningerne og angiv deres type: a) Al 2 O 3 + HCl, b) Na 2 O + H 2 O,

Opgave 1. I hvilken af ​​disse blandinger kan saltene adskilles fra hinanden ved hjælp af vand og en filteranordning? a) BaSO 4 og CaCO 3 b) BaSO 4 og CaCl 2 c) BaCl 2 og Na 2 SO 4 d) BaCl 2 og Na 2 CO 3 Opgave

Elektrolytopløsninger MULIGHED 1 1. Skriv ligninger for processen med elektrolytisk dissociation af hypoiodsyre, kobber(I)hydroxid, orthoarsensyre, kobber(II)hydroxid. Skriv udtryk

Kemi lektion. (9. klasse) Emne: Ionbytterreaktioner. Mål: At danne begreber om ionbytningsreaktioner og betingelserne for deres forekomst, færdiggøre og forkorte ion-molekylære ligninger og gøre sig bekendt med algoritmen

HYDROLYSE AF SALT T. A. Kolevich, Vadim E. Matulis, Vitaly E. Matulis 1. Vand som en svag elektrolyt pH-værdi af en opløsning Lad os huske strukturen af ​​vandmolekylet. Iltatom bundet til hydrogenatomer

Emne: ELEKTROLYTISK DISSOCIATION. IONBYTTE REAKTIONER Testet indholdselement Opgaveform Max. punkt 1. Elektrolytter og ikke-elektrolytter af VO 1 2. Elektrolytisk dissociation af VO 1 3. Betingelser for irreversibel

18 Nøgle til mulighed 1 Skriv reaktionsligninger svarende til følgende sekvenser af kemiske transformationer: 1. Si SiH 4 SiO 2 H 2 SiO 3 ; 2. Cu. Cu(OH)2Cu(NO3)2Cu2(OH)2CO3; 3. Metan

Ust-Donetsk distrikt x. Krim kommunale budgetuddannelsesinstitution Krim gymnasiet GODKENDT Bekendtgørelse af 2016 Skoledirektør I.N. Kalitventseva arbejdsprogram

Individuel lektier 5. BRINTINDIKATOR FOR MILJØET. HYDROLYSE AF SALT TEORETISK DEL Elektrolytter er stoffer, der leder elektrisk strøm. Processen med nedbrydning af et stof til ioner under påvirkning af et opløsningsmiddel

1. Hovedegenskaberne udvises af grundstoffets ydre oxid: 1) svovl 2) nitrogen 3) barium 4) kulstof 2. Hvilken af ​​formlerne svarer til udtrykket for elektrolytters dissociationsgrad: 1) α = n \n 2) V m = V\n 3) n =

Opgaver A23 i kemi 1. Den forkortede ionligning svarer til vekselvirkningen For at udvælge stoffer, hvis vekselvirkning vil give en sådan ionligning, er det nødvendigt, ved hjælp af opløselighedstabellen,

1 Hydrolyse Svarene på opgaverne er et ord, sætning, tal eller rækkefølge af ord, tal. Skriv svaret ned uden mellemrum, kommaer osv. yderligere tegn. Match mellem

Opgavebank 11. klasse kemi 1. Den elektroniske konfiguration svarer til ionen: 2. Partiklerne og og og har samme konfiguration 3. Magnesium-atomerne og har en lignende konfiguration af det ydre energiniveau

KOMMUNAL BUDGETMÆSSIG UDDANNELSESINSTITUTION "SKOLE 72" I BYDISTRIKTET SAMARA behandlet på mødet metodisk forening lærere (formand for Moskva-regionen: underskrift, fulde navn) protokol dateret 20

Vi studerer effekten af ​​en universel indikator på opløsninger af visse salte

Som vi kan se, er miljøet i den første opløsning neutral (pH = 7), den anden er sur (pH)< 7), третьего щелочная (рН >7). Hvordan kan vi forklare sådan et interessant faktum? 🙂

Lad os først huske, hvad pH er, og hvad det afhænger af.

pH- pH-værdi, et mål for koncentrationen af ​​hydrogenioner i en opløsning (ifølge de første bogstaver latinske ord potentia hydrogeni - brints kraft).

pH beregnes som den negative decimallogaritme af hydrogenionkoncentrationen udtrykt i mol pr. liter:

I rent vand ved 25 °C er koncentrationerne af hydrogenioner og hydroxidioner de samme og udgør 10 -7 mol/l (pH=7).

Når koncentrationerne af begge typer ioner i en opløsning er lige store, er opløsningen neutral. Når > opløsningen er sur, og når > den er basisk.

Hvad forårsager en krænkelse af ligheden mellem koncentrationer af hydrogenioner og hydroxidioner i nogle vandige opløsninger af salte?

Faktum er, at der er et skift i ligevægten for vanddissociation på grund af bindingen af ​​en af ​​dens ioner ( eller ) med saltioner med dannelsen af ​​et let dissocieret, tungtopløseligt eller flygtigt produkt. Dette er essensen af ​​hydrolyse.

- dette er den kemiske interaktion mellem saltioner og vandioner, hvilket fører til dannelsen af ​​en svag elektrolyt - en syre (eller et surt salt) eller en base (eller et basisk salt).

Ordet "hydrolyse" betyder nedbrydning med vand ("hydro" - vand, "lyse" - nedbrydning).

Afhængigt af hvilken saltion der interagerer med vand, skelnes der mellem tre typer hydrolyse:

  1. hydrolyse ved kation (kun kationen reagerer med vand);
  2. hydrolyse af anion (kun anionen reagerer med vand);
  3. ledhydrolyse - hydrolyse ved kationen og ved anionen (både kationen og anionen reagerer med vand).

Ethvert salt kan betragtes som et produkt dannet ved interaktionen mellem en base og en syre:


Hydrolyse af et salt er vekselvirkningen af ​​dets ioner med vand, hvilket fører til udseendet af et surt eller alkalisk miljø, men ikke ledsaget af dannelsen af ​​bundfald eller gas.
Hydrolyseprocessen sker kun med deltagelse opløselig salte og består af to faser:
1)dissociation salte i opløsning - irreversible reaktion (grad af dissociation, eller 100%);
2) faktisk , dvs. interaktion af saltioner med vand, - reversibel reaktion (hydrolysegrad ˂ 1 eller 100%)
Ligninger for 1. og 2. trin - den første af dem er irreversibel, den anden er reversibel - du kan ikke tilføje dem!
Bemærk, at salte dannet af kationer alkalier og anioner stærk syrer undergår ikke hydrolyse; de ​​dissocierer kun, når de opløses i vand. I opløsninger af salte KCl, NaNO 3, NaSO 4 og BaI, mediet neutral.

Hydrolyse ved anion

I tilfælde af interaktion anioner opløst salt med vand kaldes processen hydrolyse af salt ved anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissociation)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydrolyse)
Dissociationen af ​​KNO 2-saltet sker fuldstændig, hydrolysen af ​​NO 2-anionen sker i meget lille udstrækning (for en 0,1 M opløsning - med 0,0014%), men dette er nok til at opløsningen bliver basisk(blandt hydrolyseprodukterne er der en OH - ion), den indeholder s H = 8,14.
Anioner undergår kun hydrolyse svag syrer (i i dette eksempel– nitrition NO 2, svarende til svag salpetersyrling HNO 2). Anionen af ​​en svag syre tiltrækker hydrogenkationen til stede i vand og danner et molekyle af denne syre, mens hydroxidionen forbliver fri:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Eksempler:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Bemærk venligst, at du i eksempler (c-e) ikke kan øge antallet af vandmolekyler og i stedet for hydroanioner (HCO 3, HPO 4, HS) skal du skrive formlerne for de tilsvarende syrer (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hydrolyse er en reversibel reaktion, og den kan ikke fortsætte "til slutningen" (indtil dannelsen af ​​syre).
Hvis en sådan ustabil syre som H 2 CO 3 blev dannet i en opløsning af dens salt NaCO 3, så ville frigivelsen af ​​CO 2 gas fra opløsningen blive observeret (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Men når sodavand opløses i vand, dannes der en gennemsigtig opløsning uden gasudvikling, hvilket er bevis på ufuldstændigheden af ​​hydrolysen af ​​anionen med tilstedeværelsen i opløsningen af ​​kun kulsyrehydranioner HCO 3 -.
Graden af ​​hydrolyse af saltet med anion afhænger af graden af ​​dissociation af hydrolyseproduktet - syren. Jo svagere syren er, jo højere grad af hydrolyse. For eksempel hydrolyseres CO 3 2-, PO 4 3- og S 2- ioner i højere grad end NO 2-ionen, da dissociationen af ​​H 2 CO 3 og H 2 S er i 2. trin, og H 3 PO 4 i 3. trin forløber betydeligt mindre end dissociationen af ​​syren HNO 2. Derfor vil løsninger for eksempel Na 2 CO 3, K 3 PO 4 og BaS være meget alkalisk(hvilket er let at se på, hvor sæbeagtig sodavandet er at røre ved) .

Overskydende OH-ioner i opløsning kan let påvises med en indikator eller måles specielle enheder(pH meter).
Hvis i en koncentreret opløsning af et salt, der er stærkt hydrolyseret af anionen,
for eksempel Na 2 CO 3, tilsæt aluminium, så vil sidstnævnte (på grund af amfotericitet) reagere med alkali og frigivelse af brint vil blive observeret. Dette er yderligere bevis på hydrolyse, fordi vi ikke tilsatte NaOH alkali til sodaopløsningen!

Betal venligst Særlig opmærksomhed på salte af syrer af middel styrke - orthophosphorsyre og svovlholdig. I det første trin dissocierer disse syrer ganske godt, så deres sure salte undergår ikke hydrolyse, og opløsningsmiljøet for sådanne salte er surt (på grund af tilstedeværelsen af ​​en hydrogenkation i saltet). Og medium salte hydrolyseres ved anionen - mediet er basisk. Så hydrosulfitter, hydrogenphosphater og dihydrogenphosphater hydrolyserer ikke ved anionen, mediet er surt. Sulfitter og fosfater hydrolyseres af anion, mediet er alkalisk.

Hydrolyse ved kation

Når en opløst saltkation interagerer med vand, kaldes processen
hydrolyse af salt ved kation

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (dissociation)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hydrolyse)

Dissociationen af ​​Ni(NO 3) 2-saltet sker fuldstændigt, hydrolysen af ​​Ni 2+-kationen sker i meget lille udstrækning (for en 0,1 M opløsning - med 0,001%), men dette er nok til at mediet bliver surt (H+-ionen er til stede blandt hydrolyseprodukterne).

Kun kationer af dårligt opløselige basiske og amfotere hydroxider og ammoniumkation undergår hydrolyse NH4+. Metalkationen spalter hydroxidionen fra vandmolekylet og frigiver hydrogenkationen H+.

Som et resultat af hydrolyse danner ammoniumkationen en svag base - ammoniakhydrat og en hydrogenkation:

NH4+ + H2O ↔ NH3H2O ​​+ H+

Bemærk venligst, at du ikke kan øge antallet af vandmolekyler og skrive hydroxidformler (for eksempel Ni(OH) 2) i stedet for hydroxokationer (for eksempel NiOH +). Hvis der blev dannet hydroxider, ville der dannes udfældning fra saltopløsningerne, hvilket ikke observeres (disse salte danner gennemsigtige opløsninger).
Overskydende brintkationer kan let detekteres med en indikator eller måles med specielle enheder. Magnesium eller zink tilsættes til en koncentreret opløsning af et salt, der hydrolyseres kraftigt af kationen, og sidstnævnte reagerer med syren for at frigive hydrogen.

Hvis saltet er uopløseligt, er der ingen hydrolyse, fordi ionerne ikke interagerer med vand.