Различни неоргански материи се подложени на хидролиза. Хидролиза
Хидролизата е реакција на размена на сол со вода ( солволиза со вода Во овој случај, оригиналната супстанција се уништува со вода, со формирање на нови супстанции.
Бидејќи хидролизата е реакција на размена на јони, нејзината движечка сила е формирање на слаб електролит (врнежи или (и) еволуција на гас). Важно е да се запамети дека реакцијата на хидролиза е реверзибилна реакција (во повеќето случаи), но има и неповратна хидролиза (се продолжува до крај, нема да има почетна супстанција во растворот). Хидролизата е ендотермичен процес (со зголемување на температурата, и брзината на хидролиза и приносот на производите од хидролиза се зголемуваат).
Како што може да се види од дефиницијата дека хидролизата е реакција на размена, може да се претпостави дека OH група оди во металот (+ можен киселински остаток ако се формира основна сол (за време на хидролиза на сол формирана од силна киселина и слаба полиацидна база)), а до киселинскиот остаток има водороден протон H + (+ можен метален јон и водороден јон, со формирање на кисела сол, ако солта формирана од слаба полибазна киселина се хидролизира )).
Постојат 4 типа на хидролиза:
1. Сол формирана од силна база и силна киселина. Бидејќи веќе беше споменато погоре, хидролизата е реакција на јонска размена и се одвива само во случај на формирање на слаб електролит. Како што е опишано погоре, групата OH оди во металот, а водородниот протон H + оди до киселинскиот остаток, но ниту силната база ниту силната киселина не се слаби електролити, затоа хидролизата не се јавува во овој случај:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
Реакцијата на медиумот е блиску до неутрална: pH≈7
2. Солта се формира од слаба база и силна киселина. Како што е наведено погоре: групата OH оди во металот, а водородниот протон H + оди до киселиот остаток. На пример:
NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +
Како што може да се види од примерот, хидролизата се одвива долж катјонот, реакцијата на медиумот е кисела pH вредност < 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. Солта е формирана од слаба киселина и силна база.Како што беше споменато погоре: OH група оди во металот, а водороден протон H + оди до киселински остаток. На пример:
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 -
Хидролизата продолжува по анјонот, реакцијата на медиумот е алкална, pH вредност > 7. При пишување на равенките за хидролиза на сол формирана од слаба полибазна киселина и силна база, формирањето на кисела сол треба да се запише на десната страна, хидролизата се одвива во 1 чекор. На пример:
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. Солта се формира од слаба база и слаба киселина. Ова е единствениот случај кога хидролизата оди до крај, е неповратна (додека првичната сол целосно не се потроши). На пример:
CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Ова е единствениот случај кога хидролизата оди до крај. Хидролизата се јавува и во анјонот и во катјонот; тешко е да се предвиди реакцијата на медиумот, но е блиску до неутрална: pH ≈ 7.
Исто така, постои константа на хидролиза, разгледајте ја користејќи го примерот на ацетатен јон, означувајќи ја Ac- . Како што може да се види од горенаведените примери, оцетната (етаноична) киселина е слаба киселина и, според тоа, нејзините соли се хидролизираат според шемата:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Да ја најдеме константата на рамнотежа за овој систем:
Знаејќи јонски производ на вода, преку него можеме да ја изразиме концентрацијата [Ох] -,
Заменувајќи го овој израз во равенката за константата на хидролиза, добиваме:
Заменувајќи ја константата на јонизација на водата во равенката, добиваме:
Но, константата дисоцијацијата на киселината (на примерот на хлороводородна киселина) е еднаква на:
Каде е хидриран водороден протон: . Слично за оцетна киселина, како во примерот. Заменувајќи ја вредноста на константата на дисоцијација на киселината во равенката на константата на хидролиза, добиваме:
Како што следува од примерот, ако солта е формирана од слаба база, тогаш именителот ќе ја содржи константата на дисоцијација на базата, пресметана на истата основа како и константата на дисоцијација на киселината. Ако солта е формирана од слаба база и слаба киселина, тогаш именителот ќе биде производ на константите на дисоцијација на киселината и базата.
степен на хидролиза.
Исто така, постои друга вредност што ја карактеризира хидролизата - степенот на хидролиза -α.Што е еднакво на односот на количината (концентрација) на сол што се подложува на хидролиза до вкупната количина (концентрација) на растворена солСтепенот на хидролиза зависи од концентрацијата на сол, температурата на растворот. Се зголемува со разредување на растворот на сол и со зголемување на температурата на растворот. Потсетиме дека колку повеќе се разредува растворот, толку е помала моларната концентрација на оригиналната сол; а степенот на хидролиза се зголемува со зголемување на температурата, бидејќи хидролизата е ендотермичен процес, како што е споменато погоре.
Степенот на хидролиза на сол е поголем, толку е послаба киселината или базата што ја формираат. Како што следува од равенката за степенот на хидролиза и видовите на хидролиза: со неповратна хидролизаα≈1.
Степенот на хидролиза и константата на хидролиза се меѓусебно поврзани преку Оствалдовата равенка (Вилхелм Фридрих Оствалд-сразредување akon Ostwald, одгледан во 1888година).Законот за разредување покажува дека степенот на дисоцијација на електролит зависи од неговата концентрација и константата на дисоцијација. Да ја земеме почетната концентрација на супстанцијата какоC 0 , а дисоцираниот дел од супстанцијата - заγ, потсети се на шемата на дисоцијација на супстанција во раствор:
AB↔A + +B -
Тогаш законот на Оствалд може да се изрази на следниов начин:
Потсетиме дека равенката содржи концентрации во моментот на рамнотежа. Но, ако супстанцијата е малку дисоцирана, тогаш (1-γ) → 1, што ја доведува Оствалдовата равенка во форма: K d \u003d γ 2 C 0.
Степенот на хидролиза е слично поврзан со неговата константа:
Во огромното мнозинство на случаи, оваа формула се користи. Но, доколку е потребно, можете да го изразите степенот на хидролиза преку следнава формула:
Посебни случаи на хидролиза:
1) Хидролиза на хидриди (соединенија на водород со елементи (тука ќе ги разгледаме само металите од групите 1 и 2 и метам), каде што водородот покажува состојба на оксидација од -1):
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH 2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + 2H 2
CH 4 +HOH→CO+3H 2
Реакцијата со метан е еден од индустриските методи за производство на водород.
2) Хидролиза на пероксиди.Пероксидите на алкалните и земноалкалните метали се разградуваат со вода, со формирање на соодветниот хидроксид и водород пероксид (или кислород):
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) Хидролиза на нитриди.
Ca 3 N 2 + 6HOH → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3
4) Хидролиза на фосфиди.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
гас што бега PH 3 -фосфин, многу отровен, влијае на нервниот систем. Тој е способен и за спонтано согорување при контакт со кислород. Дали некогаш сте поминале низ мочуриште ноќе или сте поминале покрај гробиштата? Видовме ретки изливи на светла - „залутани светла“, се појавуваат како изгореници од фосфин.
5) Хидролиза на карбиди. Овде ќе бидат дадени две реакции кои имаат практична примена, бидејќи со нивна помош се добиваат 1 член од хомологната серија на алкани (реакција 1) и алкини (реакција 2):
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакција 1)
CaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакција 2, производот е ацилен, според UPA со етин)
6) Хидролиза на силициди. Како резултат на оваа реакција, се формира 1 претставник на хомологната серија на силини (вкупно ги има 8) SiH 4 е мономерен ковалентен хидрид.
Mg 2 Si + 4HOH → 2Mg (OH) 2 + SiH 4
7) Хидролиза на фосфор халиди. Фосфорните хлориди 3 и 5, кои се киселински хлориди на фосфорни и фосфорни киселини, соодветно, ќе бидат разгледани овде:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl
8) Хидролиза на органски материи Мастите се хидролизираат со формирање на глицерол (C 3 H 5 (OH) 3) и карбоксилна киселина (пример за ограничувачка карбоксилна киселина) (C n H (2n + 1) COOH)
Естери:
CH 3 COOCH 3 + H 2 O↔CH 3 COOH + CH 3 OH
Алкохол:
C 2 H 5 ONa + H 2 O↔C 2 H 5 OH + NaOH
Живите организми вршат хидролиза на различни органски материи во текот на реакциитекатаболизам со учество ензими. На пример, за време на хидролиза со учество на дигестивни ензимипротеините се разложуваат на амино киселини, мастите во глицерол и масни киселини, полисахаридите во моносахариди (на пример, во гликоза).
Кога мастите се хидролизираат во присуство на алкалии, сапун; хидролиза на масти во присуствокатализатори се применува за да се добиеглицин и масни киселини.
Задачи
1) Степенот на дисоцијација a на оцетна киселина во раствор од 0,1 М на 18 ° C е 1,4 10 -2. Пресметајте ја константата на дисоцијација на киселината K d. (Совет - користете ја Оствалдовата равенка.)
2) Која маса на калциум хидрид треба да се раствори во вода за да се намали ослободениот гас на железо 6,96 g железен оксид ( II, III)?
3) Напиши ја равенката за реакцијата Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Пресметајте го степенот, константата на хидролизата на солта на Na 2 SO 3 за концентрацијата Cm = 0,03 M, земајќи ја предвид само првата фаза на хидролиза. (Константата на дисоцијација на сулфурна киселина се зема еднаква на 6,3∙10 -8)
Решенија:
а) Заменете ги овие проблеми во законот за разредување на Оствалд:
б) K d \u003d [C] \u003d (1,4 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 10 -5
Одговори. K d \u003d 1,99 10 -5.
в) Fe 3 O 4 + 4H 2 → 4H 2 O + 3Fe
CaH2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2
Го наоѓаме бројот на молови железен оксид (II, III), тој е еднаков на односот на масата на дадена супстанција со нејзината моларна маса, добиваме 0,03 (мол).Според CRS, откриваме дека моловите на калциум хидрид се 0,06 (mol), што значи дека масата на калциум хидрид е еднаква на 2,52 (грами).
Одговор: 2,52 (грами).
г) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
д) Натриум сулфит се подложува на анјонска хидролиза, реакцијата на медиумот со раствор на сол е алкална (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Константата на хидролиза (види равенка погоре) е: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
Степенот на хидролиза се пресметува со формулата α 2 /(1 - α) = K h /C 0 .
Значи, α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 \u003d 2,3 * 10 -3
Одговор: K h \u003d 1,58 * 10 -7; α \u003d 2,3 * 10 -3
Уредник: Карламова Галина Николаевна
Хидролизата зазема посебно место меѓу реакциите на размена. Општо земено, хидролизата е распаѓање на супстанции со вода. Водата е една од најактивните супстанции. Дејствува на широк спектар на класи на соединенија: соли, јаглени хидрати, протеини, естри, масти итн. При хидролиза на неметални соединенија, обично се формираат две киселини, на пример:
PCl 3 + 3 H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3 HCl
Во овој случај, киселоста на растворите се менува во споредба со киселоста на растворувачот.
Во неорганската хемија, најчесто треба да се работи со хидролиза на соли, т.е. со размена на интеракција на јони на сол со молекули на вода, како резултат на што се поместува рамнотежата на електролитичката дисоцијација на водата.
Хидролиза на солнаречена реверзибилна интеракција на јони на сол со водни јони, што доведува до промена на рамнотежата помеѓу водородните и хидроксидните јони во растворот.
Хидролизата е резултат на поларизациската интеракција на јоните на сол со нивната хидратациона обвивка во воден раствор. Колку е позначајна оваа интеракција, толку е поинтензивна хидролизата. Едноставно, суштината на процесот на хидролиза може да се претстави на следниов начин.
K n + катјоните се врзуваат во раствор со молекули на вода кои ги хидрираат со врска донор-акцептор; донатор се атомите на кислород на молекулата на водата, кои имаат два единствени електронски парови, акцептор се катјоните, кои имаат слободни атомски орбитали. Колку е поголем полнежот на катјонот и колку е помала неговата големина, толку е поголем поларизирачкиот ефект на K n + на H 2 O.
Анјоните An‾ се врзуваат за молекулите на водата со водородно поврзување. Силниот ефект на анјоните може да доведе до целосно одвојување на протонот од молекулата H 2 O - водородната врска станува ковалентна. Како резултат на тоа, се формира киселина или анјон од типот HS‾, HCO 3 ‾ итн.
Интеракцијата на An‾ анјоните со протоните е позначајна, толку е поголем полнежот на анјонот и помал неговиот радиус. Така, интензитетот на интеракцијата на супстанцијата со водата се одредува со јачината на поларизирачкото влијание на K n+ и An‾ врз молекулите H 2 O. Така, катјоните на елементите на страничните подгрупи и елементите веднаш по нив подлежат на поинтензивна хидролиза од другите јони со ист полнеж и радиус, бидејќи јадрата на првите се помалку ефикасно прегледани со d-електрони.
Хидролиза - процесот е обратен од реакцијата на неутрализација.Ако реакцијата на неутрализација е егзотермичен и неповратен процес, тогаш хидролизата е ендотермичен и реверзибилен процес.
Реакција на неутрализација:
2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O
силен слаб силен слаб
2 OH‾ + H 2 SO 3 \u003d SO 3 2- + 2 H 2 O
Реакција на хидролиза:
K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3
SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + О‾
За време на хидролизата, рамнотежата на дисоцијација на водата се поместува поради врзувањето на еден од неговите јони (H + или OH -) во слаб електролит на сол. Кога се врзуваат јоните H +, јоните OH - се акумулираат во растворот, реакцијата на медиумот ќе биде алкална, а кога јоните на OH - се врзуваат, јоните на H + се акумулираат - околината ќе биде кисела.
Постојат четири варијанти на дејството на водата на солта.
1. Ако катјоните и анјоните имаат мали полнежи и големи димензии, тогаш нивниот поларизирачки ефект врз молекулите на водата е мал, т.е. интеракцијата на солта со H 2 O практично не се јавува. Ова се однесува на катјони чии хидроксиди се алкали (на пример, K + и Ca 2+) и за анјони на силни киселини (на пример, Cl‾ и NO 3 ‾). Оттука, солите формирани од силна база и силна киселина не подлежат на хидролиза. Во овој случај, рамнотежата на дисоцијација на вода
H 2 O ↔ H + + OH‾
во присуство на јони на сол практично не се нарушува. Затоа, растворите на таквите соли се неутрални (pH ≈ 7).
2. Ако солта се формира од катјон од силна база и анјон на слаба киселина(S 2-, CO 3 2-, CN‾, итн.), тогаш се јавува анјонска хидролиза. Пример е хидролиза на CH 3 COOK сол. Јоните на сол CH 3 COO - и K + комуницираат со јоните H + и OH - од водата. Во исто време, ацетатните јони (CH 3 COO -) се врзуваат со водородни јони (H +) во молекули на слаб електролит - оцетна киселина (CH 3 COOH), а јони OH - се акумулираат во растворот, давајќи му алкална реакција , бидејќи K + јоните не можат да ги врзат OH − јоните (KOH е силен електролит), pH > 7 .
Молекуларна равенка на хидролиза:
CH 3 SOOK + H 2 O ↔ KOH + CH 3 UN
Равенка за целосна јонска хидролиза:
K + + CH 3 COO − + HOH ↔ K + + OH − + CH 3 COOH
равенка за редуцирана јонска хидролиза:
CH 3 ТАКА − + ХДАЛИ Е ТОЈ ↔ OH − + CH 3 UNSD
Хидролиза на Na 2 сол Спродолжува во фази. Солта се формира од силна база (NaOH) и слаба двобазна киселина (H 2 S). Во овој случај, солениот анјон S 2− ги врзува H + јоните на водата, OH − јоните се акумулираат во растворот. Равенката во скратена јонска и молекуларна форма е:
Јас. С 2− + ХДАЛИ Е ТОЈ ↔ Х.С. − + OH −
Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS+NaOH
II. ХС − + ХДАЛИ Е ТОЈ ↔ Х 2 С+ OH −
NaHS + H 2 O ↔ NaOH + H2S
Втората фаза на хидролиза практично не поминува во нормални услови,бидејќи, акумулирајќи, јони на OH - даваат силно алкална реакција на растворот, што доведува до реакција на неутрализација, поместување на рамнотежата налево во согласност со принципот Ле Шателје. Затоа, хидролизата на солите формирани од силна база и слаба киселина се потиснува со додавање на алкали.
Колку е поголем поларизирачкиот ефект на анјоните, толку е поинтензивна хидролизата. Во согласност со законот за масовно дејство, тоа значи дека хидролизата се одвива поинтензивно, толку е послаба киселината.
3. Ако солта се формира од катјон од слаба база и анјон на силна киселина, а потоа настанува хидролиза на катјонот. На пример, ова се случува при хидролиза на солта NH 4 Cl (NH 4 OH е слаба база, HCl е силна киселина). Го отфрламе јонот Cl-, бидејќи тој дава силен електролит со водениот катјон, тогаш равенката за хидролиза ќе ја има следната форма:
NH 4 + + Х ДАЛИ Е ТОЈ ↔ NH 4 О+H+ (скратена јонска равенка)
NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (молекуларна равенка)
Од намалената равенка може да се види дека OH - јоните на вода се врзуваат за слаб електролит, јоните H + се акумулираат во растворот и медиумот станува кисел (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.
Хидролизата на солта формирана од поликиселинска база (на пример, Zn(NO 3) 2) се одвива постепено преку катјонот на слаба база.
Јас. Zn 2+ + Х ДАЛИ Е ТОЈ ↔ ZnOH + +H+ (скратена јонска равенка)
Zn (NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (молекуларна равенка)
OH − јоните се врзуваат за слаба база ZnOH +, H + јоните се акумулираат.
Втората фаза на хидролиза практично не се јавува во нормални услови., бидејќи како резултат на акумулација на јони H + во растворот, се создава силно кисела средина и рамнотежата на реакцијата на хидролиза во втората фаза се поместува налево:
II. ZnOH + + Х ДАЛИ Е ТОЈ ↔ Zn(О) 2 +H+ (скратена јонска равенка)
ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (молекуларна равенка)
Очигледно, колку е послаба основата, толку е поцелосна хидролизата.
4. Солта формирана од катјон на слаба база и анјон на слаба киселина се подложува на хидролиза кај катјонот и кај анјонот.Пример е процесот на хидролиза на сол CH 3 COOH 4 . Равенката ја пишуваме во јонска форма:
NH 4 + + CH 3 COO − + HOH ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH
Хидролизата на таквите соли се одвива многу силно, бидејќи како резултат на тоа се формираат слаба база и слаба киселина.
Реакцијата на медиумот во овој случај зависи од компаративната јачина на базата и киселината, т.е. од нивните константи на дисоцијација (K D):
ако K D (бази) > K D (киселини), тогаш pH > 7;
ако K D (основа)< K Д (кислоты), то pH < 7.
Во случај на хидролиза на CH 3 COONH 4:
K D (NH4 OH) = 1,8 10-5; K D (CH 3 COOH) \u003d 1,8 10 -5,
затоа, реакцијата на воден раствор на оваа сол ќе биде речиси неутрална (pH ≈ 7).
Ако базата и киселината што ја формираат солта не се само слаби електролити, туку се и слабо растворливи или нестабилни и се распаѓаат за да формираат испарливи производи, тогаш во овој случај хидролизата на солта продолжува низ сите фази до крај, т.е. до формирање на слаба, слабо растворлива база и слаба киселина. Во овој случај се работи за неповратна или целосна хидролиза.
Целосната хидролиза е причината што не може да се подготват водени раствори на некои соли, на пример, Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3 итн. На пример:
Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Затоа, алуминиум сулфид не може да постои во форма на водени раствори, тој може да се добие само со „сув метод“, на пример, од елементи на висока температура:
2Al + 3S - t ° → Al 2 S 3,
и мора да се чува во затворени садови за да се спречи влегување на влага.
Таквите соединенија не можат да се добијат со реакција на размена во воден раствор. Кога солите A1 3+, Cr 3+ и Fe 3+ реагираат во раствор со сулфиди и карбонати, не се таложат сулфидите и карбонатите од овие катјони, туку нивните хидроксиди:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 3H 2 S + 2Al (OH) 3 ↓ + 6NaCl
2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(OH) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl
Во разгледаните примери, постои взаемно подобрување на хидролизата на две соли (AlCl 3 и Na 2 S или CrCl 3 и Na 2 CO 3) и реакцијата оди до крај, бидејќи реакционите производи се ослободуваат од растворот во форма на талог и гас.
Хидролизата на солите во некои случаи може да биде многу тешка. (Едноставните равенки за реакција на хидролиза во заедничка нотација често се условени.) Производите на хидролиза може да се утврдат само врз основа на аналитичка студија. На пример, производите од хидролиза на соли кои содржат катјони со повеќекратно наелектризирање може да бидат полинуклеарни комплекси. Значи, ако растворот на Hg 2+ содржи само мононуклеарни комплекси, тогаш во растворите на Fe 3+, покрај комплексите 2+ и +, се наоѓа и двонуклеарен комплекс 4+; во растворите на Be 2+, главно се формираат полинуклеарни комплекси од составот [Be 3 (OH) 3] 3+; во раствори на Sn 2+ се формираат сложени јони 2+, 2+, +; во растворите на Bi 3+, заедно со [ВiOH] 2+, има комплексни јони со составот 6+. Реакциите на хидролиза што доведуваат до формирање на полинуклеарни комплекси може да се претстават на следниов начин:
mM k+ + nH 2 O ↔ M m (OH) n (mk - n)+ + nH +,
каде што m варира од 1 до 9, а n може да има вредности од 1 до 15. Ваквите реакции се можни за катјони со повеќе од 30 елементи. Утврдено е дека во повеќето случаи секое полнење на јонот одговара на одредена форма на комплексот. Значи, за јоните M 2+ карактеристична е формата на димерите 3+, за јоните M 3+ - 4+, а за M 4+ - формата 5+ и посложена, на пример 8+.
При високи температури и високи pH вредности се формираат и оксо комплекси:
2MOH ↔ MOM + H 2 O или
На пример,
BiCl 3 + H 2 O « Bi (OH) 2 Cl + 2HCl
Катјонот Bi(OH) 2 + лесно губи молекула на вода, формирајќи BiO + бизмутил катјон, кој дава бел кристален талог со хлоридниот јон:
Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.
Структурно, полинуклеарните комплекси може да се претстават како октаедри поврзани едни со други по теме, раб или лице со помош на различни мостови (О, OH, итн.).
Производите од хидролиза на карбонати на голем број метали имаат сложен состав. Значи, кога растворливите соли Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ комуницираат со натриум карбонат, не се формираат средни карбонати, туку помалку растворливи хидроксокарбонати, на пример Cu 2 (OH) 2 CO 3, Zn 5 (OH) 6 (CO 3) 2, Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2. Пример се реакциите:
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
Квантитативно, хидролизата се карактеризира со степенот на хидролиза чи константата на хидролиза K G.
Степенот на хидролиза покажува кој дел од солта содржана во растворот (C M) претрпел хидролиза (C Mhyd) и се пресметува како сооднос:
ч = S M водич / S M (100%).
Очигледно, за реверзибилен процес на хидролиза ч < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза ч= 1 (100%). Покрај природата на солта, степенот на хидролиза зависи од концентрацијата на солта и температурата на растворот.
Во растворите со умерена концентрација на растворена супстанција, степенот на хидролиза на собна температура е обично мал. За соли формирани од силна база и силна киселина, тоа е практично нула; за соли формирани од слаба база и силна киселина или силна база и слаба киселина, тоа е ≈1%. Значи, за 0,01 М раствор на NH 4 Cl ч= 0,01%; за 0,1 n. Раствор CH 3 COONH 4 ч ≈ 0,5%.
Хидролизата е реверзибилен процес, па за неа важи законот за масовно дејство.
Константата на хидролиза е константа на рамнотежа на процесот на хидролиза, а во неговото физичко значење го одредува степенот на неповратност на хидролизата. Колку повеќе KG, толку е понеповратна хидролизата. K G има свој израз за секој случај на хидролиза.
Дозволете ни да изведеме израз за константата на хидролиза на сол на слаба киселина и силна база користејќи NaCN како пример:
NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;
Na + + CN - + H 2 O ↔ Na + + OH - + HCN;
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
K е еднакво на = /.
Има највисока вредност, која практично не се менува за време на реакцијата, па може условно да се смета за константна. Потоа множејќи ги броителот и именителот со концентрацијата на протоните и внесувајќи константна концентрација на вода во константа, добиваме:
K е еднакво на \u003d K W / K D (кисело) \u003d K G
бидејќи / \u003d 1 / K D (кисело)
Бидејќи K W е константна и еднаква на 10 -14, очигледно е дека колку е помал K D на слаба киселина, чиј анјон е дел од солта, толку е поголем K G.
Слично на тоа, за сол хидролизирана од катјон (на пример, NH 4 Cl), добиваме:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (скратена равенка за хидролиза)
К е еднакво = /
K G \u003d K еднакво \u003d K W / K D (основно)
Во овој израз, броителот и именителот на дропката се множат со . Очигледно, колку е помал K D на слаба база, чиј катјон е дел од солта, толку е поголем K G.
Ако солта е формирана од слаба база и слаба киселина (на пример, NH 4 CN), тогаш равенката за намалена хидролиза е:
NH 4 + + CN - + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
К е еднакво на /,
Во овој израз за K, броителот и именителот на дропката се множат со ·, така што изразот за K G има форма:
K G \u003d K W / (K D (киселини) K D (основни)).
Како што следува од горенаведените изрази, константата на хидролиза е обратно пропорционална со константата на дисоцијација на слаб електролитвклучени во формирањето на солта (ако два слаби електролити се вклучени во формирањето на солта, тогаш K G е обратно пропорционален на производот на нивните константи на дисоцијација).
Размислете за хидролиза на повеќенаелектризиран јон. Земете Na 2 CO 3.
I. CO 3 2- + H 2 O "HCO 3 - + OH -
K G (I) = / × ( / ) = K W / K D (II) ,
односно втората константа на дисоцијација влегува во изразот за константа на хидролиза за првата фаза, а за втората фаза на хидролиза
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
Така, K G(I) >> K G(II) , константата, а оттука и степенот на првата фаза на хидролиза, е многу поголема од следните.
Степен на хидролизае вредноста на сличен степен на дисоцијација. Врската помеѓу степенот и константата на хидролиза е слична на онаа за константата на степен и дисоцијација.
Ако, во општиот случај, почетната концентрација на анјонот на слаба киселина е означена со C o (mol / l), тогаш C o ч(mol/l) е концентрацијата на оној дел од анјонот А - кој претрпел хидролиза и формирал C o ч(mol/l) слаба киселина HA и C o ч(mol/l) хидроксидни групи.
A - + H 2 O ↔ HA + OH -,
C o -C o ч C o ч C o ч
потоа K G \u003d / \u003d C o чЗа ч/ (C o -C o ч) = C o ч 2 / (1-ч).
На ч << 1 K Г = С о ч 2 ч\u003d √ K D / C o.
Многу слично на законот за разредување на Оствалд.
C o ч, добиваме:
K G \u003d C o чЗа ч/ C o \u003d 2 / C o, од каде
\u003d √ K G · C o.
Слично, може да се покаже дека при хидролиза на катјонот
\u003d √ K G · C o.
Така, способноста на солите да подлежат на хидролиза зависи од два фактори:
својствата на јоните што ја формираат солта;
надворешни фактори.
Како да се смени рамнотежата на хидролиза?
1) Додавање на јони со исто име. Бидејќи динамичката рамнотежа се воспоставува при реверзибилна хидролиза, во согласност со законот за дејство на масата, рамнотежата може да се помести во една или друга насока со внесување киселина или база во растворот. Воведувањето на киселина (H + катјони) ја потиснува хидролизата на катјонот, додавањето на алкали (OH - анјони) ја потиснува хидролизата на анјонот. Ова често се користи за да се подобри или потисне процесот на хидролиза.
2) Од формулата за чјасно е дека разредувањето промовира хидролиза. Зголемување на степенот на хидролиза на натриум карбонат
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaHCO 3 + NaOH
при разредување на растворот илустрира сл. 20.
Ориз. 20. Зависност на степенот на хидролиза на Na 2 CO 3 од разредување на 20°С
3) Зголемувањето на температурата промовира хидролиза. Константата на дисоцијација на водата се зголемува со зголемување на температурата во поголема мера од константите на дисоцијација на производите на хидролиза - слаби киселини и бази, затоа, кога се загрева, степенот на хидролиза се зголемува. Лесно е да се дојде до овој заклучок на друг начин: бидејќи реакцијата на неутрализација е егзотермна (DH = -56 kJ / mol), хидролизата, како спротивен процес, е ендотермична, затоа, во согласност со принципот Le Chatelier, загревањето предизвикува зголемување на хидролизата. Ориз. 21 го илустрира ефектот на температурата врз хидролизата на хром (III) хлорид.
CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl
Ориз. 21. Зависност на степенот на хидролиза на CrCl 3 од температурата
Во хемиската практика, катјонската хидролиза на солите формирана од повеќенаелектризиран катјон и единечно наелектризиран анјон, на пример, AlCl3, е многу честа појава. Во растворите на овие соли, помалку дисоцирано соединение се формира како резултат на додавање на еден хидроксид јон на метален јон. Имајќи предвид дека јонот Al 3+ во растворот е хидриран, првата фаза на хидролиза може да се изрази со равенката
3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +
На обична температура, хидролизата на солите на катјоните со мултиплицирано полнење е практично ограничена на оваа фаза. Кога се загрева, хидролизата се јавува во втората фаза:
2+ + HOH ↔ + + H 3 O +
Така, киселинската реакција на воден раствор на сол се објаснува со фактот дека хидрираниот катјон губи протон и аква групата H 2 O се претвора во OH‾ хидроксо група. Во разгледуваниот процес може да се формираат и посложени комплекси, на пример 3+, како и сложени јони од формата 3- и [АlO 2 (OH) 2 ] 3- . Содржината на различни производи за хидролиза зависи од условите на реакцијата (концентрација на растворот, температура, присуство на други супстанции). Времетраењето на процесот е исто така важно, бидејќи рамнотежата за време на хидролизата на солите на мултиплицираните катјони обично се постигнува бавно.
препис
1 ХИДРОЛИЗА НА ОРГАНСКИ И НЕОРГАНСКИ СУПСТАНЦИИ
2. Механизмот на хидролиза на соединенија од различни класи: - соли, јаглени хидрати, масти, естри и сл. има значителни разлики
3 Хидролиза на органски материи Живите организми вршат хидролиза на различни органски материи во текот на реакциите со учество на ЕНЗИМИ. На пример, за време на хидролиза, со учество на ензими за варење, ПРОТЕИНИ се разложуваат на АМИНО КИСЕЛИНИ, МАСТИ во ГЛИЦЕРОЛ и МАСНИ КИСЕЛИНИ, ПОЛИСАХАРИДИ (на пример, скроб и целулоза) во МОНОСАХАРИДИ (на пример, во ГЛИКОЗА), НУКЛЕНИ слободни НУКЛЕОТИДИ. Кога мастите се хидролизираат во присуство на алкалии, се добива сапун; хидролиза на масти во присуство на катализатори се користи за добивање на глицерол и масни киселини. Етанолот се добива со хидролиза на дрвото, а производите за хидролиза на тресет се користат во производството на фуражни квасци, восок, ѓубрива итн.
4 1. Хидролиза на органски соединенија мастите се хидролизираат за да се добијат глицерол и карбоксилни киселини (сапонификација со NaOH):
5 скроб и целулоза се хидролизираат до гликоза:
7 ТЕСТ 1. При хидролиза на масти, 1) алкохоли и минерални киселини 2) алдехиди и карбоксилни киселини 3) монохидрични алкохоли и карбоксилни киселини 4) глицерол и карбоксилни киселини ОДГОВОР: 4 2. Хидролизата претрпува: 1) ацетилен 23) ) Етанол 4) Метан ОДГОВОР: 2 3. Хидролизата се подложува: 1) гликоза 2) глицерин 3) масти 4) оцетна киселина ОДГОВОР: 3
8 4. При хидролиза на естерите се формираат: 1) Алкохоли и алдехиди 2) Карбоксилни киселини и гликоза 3) Скроб и гликоза 4) Алкохоли и карбоксилни киселини ОДГОВОР: 4 5. Кога се добива хидролиза на скроб: 1) сахароза 2) фруктоза 3) малтоза 4) гликоза ОДГОВОР: 4
9 2. Реверзибилна и неповратна хидролиза Речиси сите разгледани реакции на хидролиза на органски материи се реверзибилни. Но, постои и неповратна хидролиза. Општото својство на неповратната хидролиза е дека еден (по можност и двата) од производите на хидролиза мора да се отстранат од реакциската сфера во форма на: - ТАЛОГ, - ГАС. CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 За време на хидролиза на соли: Al4C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 + 3CH4 Al2S3 + 6 H2O CaH2+OH = 2 = 2Ca(OH)2 + H2
10 ХИДРОЛИЗА СОЛЕЈ Хидролизата на солите е вид на реакции на хидролиза предизвикани од појава на реакции на јонска размена во раствори на (водни) растворливи електролити соли. Движечката сила на процесот е интеракцијата на јоните со водата, што доведува до формирање на слаб електролит во јонска или молекуларна форма („јонско врзување“). Разликувајте помеѓу реверзибилна и неповратна хидролиза на соли. 1. Хидролиза на сол на слаба киселина и силна база (анјонска хидролиза). 2. Хидролиза на сол на силна киселина и слаба база (катјонска хидролиза). 3. Хидролиза на сол на слаба киселина и слаба база (неповратна) Солта на силна киселина и силна база не подлежи на хидролиза
12 1. Хидролиза на сол на слаба киселина и силна база (анјонска хидролиза): (растворот има алкална средина, реакцијата е реверзибилна, хидролизата во втората фаза продолжува во незначителен степен) 2. Хидролиза на сол на силна киселина и слаба база (катјонска хидролиза): (растворот има кисела средина, реакцијата се одвива реверзибилно, хидролизата во втората фаза продолжува во незначителен степен)
13 3. Хидролиза на сол на слаба киселина и слаба база: (рамнотежата се поместува кон производите, хидролизата се одвива речиси целосно, бидејќи и двата производи на реакцијата ја напуштаат зоната на реакција во форма на талог или гас). Солта на силна киселина и силна база не подлежи на хидролиза и растворот е неутрален.
14 ШЕМА НА ХИДРОЛИЗА НА НАТРИУМ КАРБОНАТ NaOH силна база Na2CO3 H2CO3 слаба киселина > [H]+ ОСНОВНА СРЕДНА КИСЕЛНА СОЛ, АНИОНА хидролиза
15 Прва фаза на хидролиза Na2CO3 + H2O NaOH + NaHCO3 2Na+ + CO3 ² + H2O Na+ + OH + Na+ + HCO3 CO3 2 + H2O OH + HCO3 втор стадиум на хидролиза NaHCO3O + HCO3 = NaHCO3OH + H20 + CO₂ + H2O HCO3 + H2O = OH + CO2 + H2O
16 ШЕМА ЗА ХИДРОЛИЗА НА БАКАР(II) ХЛОРИД Cu(OH)2 слаба база CuCl2 HCl силна киселина< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ
17 Прва фаза на хидролиза CuCl2 + H2O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H2O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H2O (CuOH)+ + H+ Втора фаза на хидролиза (СuOH) Cl + H2O Cu(OH)2 + HCl (Cu OH)+ + Cl + H2O Cu(OH)2 + H+ + Cl (CuOH)+ + H2O Cu(OH)2 + H+
18 ШЕМА ЗА ХИДРОЛИЗА НА АЛУМИНИУМ СУЛФИД Al2S3 Al(OH)3 H2S слаба база слаба киселина = [H]+ НЕУТРАЛНА РЕАКЦИЈА НА СРЕДИНАТА неповратна хидролиза
19 Al2S3 + 6 H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S ХИДРОЛИЗА НА НАТРИУМ ХЛОРИД NaCl NaOH HCl силна база силна киселина = [H]+ НЕУТРАЛНА РЕАКЦИЈА НА ЖИВОТНАТА СРЕДИНА = Настанува хидролиза на НАТРИУМ ХЛОРИД NaCl NaOH HCl. H2O = Na+ + OH + H+ + Cl
20 Трансформација на земјината кора Обезбедување малку алкална средина за морската вода УЛОГАТА НА ХИДРОЛИЗАТА ВО ЧОВЕКОВИОТ ЖИВОТ Перење алишта Миење садови Миење со сапун Процеси на варење
21 Напиши ги равенките за хидролиза: A) K2S B) FeCl2 C) (NH4)2S D) BaI2 K2S: KOH е силна база H2S слаба киселина HS + K+ + OH S² + H2O HS + OH FeCl2: слаба база HCL - силна киселина FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H2O (FeOH)+ + H+
22 (NH4)2S: NH4OH - слаба база; H2S - слаба киселина HI - силна киселина ХИДРОЛИЗА БР
23 Изведете на лист хартија. Предадете му ја вашата работа на наставникот на следната лекција.
25 7. Воден раствор на која од солите има неутрална средина? а) Al(NO3)3 б) ZnCl2 в) BaCl2 г) Fe(NO3)2 8. Во кој раствор бојата на лакмусот ќе биде сина? а) Fe2(SO4)3 б) K2S в) CuCl2 г) (NH4)2SO4
26 9. Хидролизата не подлежи на 1) калиум карбонат 2) етан 3) цинк хлорид 4) масти 10. При хидролиза на влакна (скроб) може да се формираат: 1) гликоза 2) само сахароза 3) само фруктоза 4) јаглерод диоксид и вода 11. Растворната средина како резултат на хидролиза на натриум карбонат 1) алкална 2) силно кисела 3) кисела 4) неутрална 12. Хидролизата се подложува 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4 ) Na 2 SO 4
27 13. Хидролизата не е подложена на 1) железо сулфат 2) алкохоли 3) амониум хлорид 4) естри
28 ПРОБЛЕМ Објасни зошто при истурање раствори - FeCl3 и Na2CO3 - се таложи и се ослободува гас? 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
Хидролизата е реакција на метаболичкото распаѓање на супстанциите со вода. Хидролиза на органски супстанции Неоргански супстанции Соли Хидролиза на органски супстанции Протеини Халогеноалкани Естери (масти) Јаглехидрати
ХИДРОЛИЗА Општи концепти Хидролизата е реакција на размена на интеракцијата на супстанциите со водата, што доведува до нивно распаѓање. Хидролизата може да биде подложена на неоргански и органски супстанции од различни класи.
11 одделение. Тема 6. Час 6. Хидролиза на соли. Цел на часот: кај учениците да се формира поим за хидролиза на соли. Задачи: Образовни: да ги научат учениците да ја одредат природата на околината на солените раствори по нивниот состав, да состават
МОУ средно училиште 1 Серухова, Московски регион Антошина Татјана Александровна, наставник по хемија „Проучување хидролиза во 11-то одделение“. Учениците за прв пат се запознаваат со хидролизата во 9-то одделение користејќи го примерот на неоргански
Хидролиза на соли Работата ја изврши Наставничката од највисока категорија Тимофеева В.Б. Што е хидролиза Хидролизата е процес на размена на интеракција на сложени материи со вода Хидролиза Интеракцијата на сол со вода, како резултат на
Изработил: наставник по хемија на Државната буџетска образовна институција за дефектологија „Закаменск агро-индустриски колеџ“ Салисова Љубов Ивановна Методолошки прирачник за хемија тема „Хидролиза“ Овој учебник презентира детален теоретски
1 Теорија. Јонско-молекуларни равенки на реакции на јонска размена Реакциите на јонска размена се реакции помеѓу растворите на електролити, како резултат на кои тие ги разменуваат своите јони. Јонски реакции
18. Јонски реакции во раствори Електролитичка дисоцијација. Електролитичката дисоцијација е разградување на молекулите во растворот за да се формираат позитивно и негативно наелектризирани јони. Степенот на распаѓање зависи
МИНИСТЕРСТВО ЗА ОБРАЗОВАНИЕ И НАУКА НА КРАСНОДАРСКИОТ РЕГИОН Државна буџетска професионална образовна институција на Краснодарската територија Листа „Колеџ за информатичка технологија Краснодар“
12. Карбонилни соединенија. карбоксилни киселини. Јаглехидрати. Карбонилни соединенија Карбонилните соединенија вклучуваат алдехиди и кетони, во чии молекули има карбонилна група Алдехиди
Индикатор за водород ph Индикатори Суштина на хидролиза Видови соли Алгоритам за составување равенки на хидролиза на соли Хидролиза на соли од различни видови Методи за потиснување и подобрување на хидролизата Решение на тестови Б4 Водород
P \ n Тема Час I II III 9-то одделение, учебна 2014-2015 година, основно ниво, хемија Тема на часот Број на часови Приближни поими Знаења, вештини, вештини. Теорија на електролитичка дисоцијација (10 часа) 1 Електролити
Соли Дефиниција Солите се сложени супстанции формирани од метален атом и киселински остаток. Класификација на соли 1. Средни соли, се состојат од метални атоми и киселински остатоци: NaCl натриум хлорид. 2. Кисело
Задачи А24 по хемија 1. Растворите на бакар (ii) хлорид и 1) калциум хлорид 2) натриум нитрат 3) алуминиум сулфат 4) натриум ацетат имаат иста реакција на медиумот Бакар (ii) хлоридот е сол, формирана од слаба основа
Општинска буџетска образовна институција средно училиште 4 Балтијск Работна програма по предметот „Хемија“ одделение 9, ниво основно ниво Балтијск 2017 г.
Банка на задачи за средно сертифицирање на ученици од 9 одделение А1. Структурата на атомот. 1. Полнење на јадрото на јаглеродниот атом 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Полнење на јадрото на атомот на натриум 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Бројот на протоните во јадрото
3 Раствори на електролити Течните раствори се поделени на раствори на електролити способни да спроведат електрична струја и раствори што не се електролити, кои не се електрично спроводливи. растворени во не-електролити
Основи на теоријата на електролитичка дисоцијација Мајкл Фарадеј 22.IX.1791 25.VIII. 1867 Англиски физичар и хемичар. Во првата половина на 19 век го воведе концептот на електролити и неелектролити. Супстанции
Услови за степенот на подготвеност на учениците По изучувањето на материјалот од 9 одделение, учениците треба: да именуваат хемиски елементи по симболи, супстанции по формули, знаци и услови за спроведување на хемиски реакции,
Лекција 14 Хидролиза на соли Тест 1 1. Алкалниот раствор има раствор l) Pb (NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. Во воден раствор на која супстанција медиумот е неутрален? л) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO
СОДРЖИНА НА ПРОГРАМАТА Дел 1. Хемиски елемент Тема 1. Структура на атомите. Периодичен закон и периодичен систем на хемиски елементи Д.И. Менделеев. Современи идеи за структурата на атомите.
Хемиски својства на солите (средно) ПРАШАЊЕ 12 Солите се сложени супстанции што се состојат од метални атоми и киселински остатоци Примери: Na 2 CO 3 натриум карбонат; FeCl3 железо (III) хлорид; Al 2 (SO 4) 3
1. Кое од следните тврдења е точно за заситени раствори? 1) заситен раствор може да се концентрира, 2) заситен раствор може да се разреди, 3) заситен раствор не може
Општинска буџетска образовна институција средно училиште 1 од селото Павловска, општина Павловски област на Краснодарската територија Систем за обука на ученици
МИНИСТЕРСТВО ЗА ОБРАЗОВАНИЕ И НАУКА НА ДРЖАВНИОТ БУЏЕТ НА КРАСНОДАРСКИ ОБРАЗОВНА ИНСТИТУЦИЈА ЗА СРЕДНО СТРУЧНО ОБРАЗОВАНИЕ „НОВОРОСИЈСКИ КОЛЕГ ЗА РАДИО-ЕЛЕКТРОНСКИ ИНСТРУМЕНТАРСТВО“
I. Барања за степенот на подготовка на учениците Како резултат на совладување на делот, учениците треба да знаат/разберат: хемиски симболи: знаци на хемиски елементи, формули на хемикалии и равенки на хемиски
Средно сертификација по хемија 10-11 класи Примерок А1 Слична конфигурација на надворешното енергетско ниво има јаглеродни атоми и 1) азот 2) кислород 3) силициум 4) фосфор А2. Меѓу елементите алуминиум
Повторување на А9 и А10 (својства на оксиди и хидроксиди); А11 Карактеристични хемиски својства на солите: средни, кисели, базни; комплекс (на пример на соединенија на алуминиум и цинк) А12 Односот на неоргански
ОБЈАСНУВАЊЕ Програмата за работа е составена врз основа на Примерната програма за основно општо образование по хемија, како и програмата на курсот по хемија за ученици од 8-9 одделение на општи образовни институции.
Тест по хемија одделение 11 (основно ниво) Тест „Видови хемиски реакции (оценка по хемија 11, основно ниво) Опција 1 1. Дополни ги равенките на реакцијата и означи го нивниот тип: а) Al 2 O 3 + HCl, б) Na 2 O + H 2O,
Задача 1. Во која од овие мешавини солите можат да се одвојат една од друга со помош на вода и уред за филтрирање? 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
Раствори на електролити ОПЦИЈА 1 1. Напиши равенки за процесот на електролитичка дисоцијација на јодна киселина, бакар (I) хидроксид, ортоарсенска киселина, бакар (II) хидроксид. Напишете изрази
Лекција по хемија. (9-то одделение) Тема: Реакции на јонска размена. Цел: Да се формираат концепти за реакциите на јонска размена и условите за нивно настанување, да се пополнат и скратени јоно-молекуларни равенки и да се запознае со алгоритмот.
ХИДРОЛИЗА НА СОЛИ TA Kolevich, Vadim E. Matulis, Vitaly E. Matulis 1. Водата како слаб електролит Водороден индекс (pn) на растворот Да се потсетиме на структурата на молекулата на водата. Атом на кислород поврзан со атоми на водород
Тема ЕЛЕКТРОЛИТИЧКА ДИСОЦИЈАЦИЈА. РЕАКЦИИ НА РАЗМЕНА НА ЈОНИ Содржински елемент што треба да се тестира Образец за задачи Макс. резултат 1. Електролити и не-електролити VO 1 2. Електролитичка дисоцијација на VO 1 3. Услови за неповратни
18 Клуч за опција 1 Напишете ги равенките на реакцијата што одговараат на следните низи на хемиски трансформации: 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
Уст-Доњецката област ч. Кримската општинска буџетска образовна установа ОДОБРЕНА на Кримското средно училиште Наредба од 2016 година Директорот на училиштето И.Н. Калитвенцева Работна програма
Индивидуална домашна задача 5. ВОДОГЕН ИНДИКАТОР НА ЖИВОТНАТА СРЕДИНА. ХИДРОЛИЗА НА СОЛИ ТЕОРЕТСКИ ДЕЛ Електролитите се супстанции кои спроведуваат електрична струја. Процесот на распаѓање на супстанцијата во јони под дејство на растворувач
1. Главните својства ги покажува надворешниот оксид на елементот: 1) сулфур 2) азот 3) бариум 4) јаглерод 2. Која од формулите одговара на изразот на степенот на дисоцијација на електролитите: =
Задачи А23 по хемија 1. Скратена јонска равенка одговара на интеракција
1 Хидролиза Одговорите на задачите се збор, фраза, број или низа зборови, броеви. Напишете го вашиот одговор без празни места, запирки или други дополнителни знаци. Натпревар помеѓу
Банка на задачи одделение 11 хемија 1. Електронската конфигурација одговара на јонот: 2. Честичките и и и и имаат иста конфигурација 3. Магнезиумот и
ОПШТИНСКАТА БУЏЕТСКА ОБРАЗОВНА ИНСТИТУЦИЈА „УЧИЛИШТЕ 72“ ОД ОКЛУЧОТ НА ГРАДОТ САМАРА СМЕТАНА на состанокот на методолошкото здружение на наставници (претседател на Московскиот регион: потпис, полно име) протокол од 20
Го проучуваме ефектот на универзален индикатор врз растворите на некои соли 
Како што можеме да видиме, средината на првиот раствор е неутрална (pH=7), вториот е кисела (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Како да се објасни толку интересен факт? 🙂
Прво, да се потсетиме што е pH и од што зависи.
рН е индикатор за водород, мерка за концентрацијата на водородните јони во растворот (според првите букви од латинските зборови potentia hydrogeni - јачината на водородот).
рН се пресметува како негативен децимален логаритам на концентрацијата на водородни јони, изразен во молови на литар:
Во чиста вода на 25 °C, концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид се исти и изнесуваат 10 -7 mol/l (pH=7).
Кога концентрациите на двата типа јони во растворот се исти, растворот е неутрален. Кога > растворот е кисел, а кога > - алкален.
Поради што, во некои водени раствори на соли, постои повреда на еднаквоста на концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид?
Факт е дека постои промена во рамнотежата на дисоцијација на вода поради врзувањето на еден од неговите јони (или) со јони на сол со формирање на слабо дисоциран, тешко растворлив или испарлив производ. Ова е суштината на хидролизата.
- ова е хемиска интеракција на јони на сол со водни јони, што доведува до формирање на слаб електролит - киселина (или кисела сол) или база (или основна сол).
Зборот „хидролиза“ значи распаѓање со вода („хидро“ - вода, „лиза“ - распаѓање).
Во зависност од тоа кој солен јон комуницира со вода, постојат три типа на хидролиза:
- žхидролиза со катјон (само катјон реагира со вода);
- жанионска хидролиза (само анјонот реагира со вода);
- ž зглобна хидролиза - хидролиза со катјон и анјон (и катјонот и анјонот реагираат со вода).
Секоја сол може да се смета како производ формиран од интеракцијата на база и киселина:
Хидролиза на сол - интеракција на нејзините јони со вода, што доведува до појава на кисела или алкална средина, но не придружена со формирање на талог или гас.
Процесот на хидролиза продолжува само со учество растворливсол и се состои од две фази:
1)дисоцијацијасол во раствор неповратниреакција (степен на дисоцијација, или 100%);
2) всушност , т.е. интеракција на сол јони со вода реверзибилнареакција (степен на хидролиза ˂ 1, или 100%)
Равенките од првата и втората фаза - првата од нив е неповратна, втората е реверзибилна - не може да се додадат!
Имајте на ум дека солите формирани од катјони алкалиии анјони силнакиселините не подлежат на хидролиза, тие се дисоцираат само кога се раствораат во вода. Во растворите на соли KCl, NaNO 3, NaSO 4 и BaI, медиумот неутрален.
Анјонска хидролиза
Во случај на интеракција анјонирастворена сол со вода процесот се нарекува хидролиза на сол во анјонот.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (дисоцијација)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (хидролиза)
Дисоцијацијата на солта KNO 2 продолжува целосно, хидролизата на анјонот NO 2 - во многу мала мера (за раствор од 0,1 M - за 0,0014%), но тоа се покажува доволно за растворот да стане алкален(меѓу производите за хидролиза има јонски OH -), во него стр H = 8,14.
Анјоните се подложени само на хидролиза слабкиселини (во овој пример, нитритниот јон NO 2 што одговара на слабата азотна киселина HNO 2). Анјонот на слаба киселина го привлекува водородниот катјон присутен во водата кон себе и формира молекула од оваа киселина, додека јонот на хидроксид останува слободен:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Примери:
а) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
б) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
в) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
г) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Имајте предвид дека во примерите (в-д) не можете да го зголемите бројот на молекулите на водата и наместо хидроаниони (HCO 3, HPO 4, HS) напишете ги формулите на соодветните киселини (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Хидролизата е реверзибилна реакција и не може да продолжи „до крај“ (пред формирање на киселина).
Ако таква нестабилна киселина како H 2 CO 3 се формираше во раствор од неговата сол NaCO 3, тогаш CO 2 ќе се ослободи од растворот на гас (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Меѓутоа, кога содата се раствора во вода, се формира транспарентен раствор без еволуција на гас, што е доказ за нецелосноста на хидролизата на анјонот со појавата во растворот на само хидраниони на јаглеродна киселина HCO 3 -.
Степенот на хидролиза на сол од анјонот зависи од степенот на дисоцијација на производот на хидролиза, киселината. Колку е послаба киселината, толку е повисок степенот на хидролиза.На пример, јоните CO 3 2-, PO 4 3- и S 2- се подложени на хидролиза во поголема мера од јоните NO 2, бидејќи дисоцијацијата на H 2 CO 3 и H 2 S во втората фаза и H 3 PO 4 во Третата фаза се одвива многу помалку од дисоцијацијата на киселината HNO 2. Затоа, решенијата, на пример, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 и BaS ќе високо алкална(што е лесно да се потврди со сапуноста на содата на допир) .
Вишокот на јони на OH во растворот лесно се открива со индикатор или се мери со специјални инструменти (pH метри).
Ако во концентриран раствор на сол што е силно хидролизиран од анјонот,
на пример, Na 2 CO 3, додадете алуминиум, а потоа вториот (поради амфотеризам) ќе реагира со алкали и ќе се забележи еволуција на водород. Ова е дополнителен доказ за хидролиза, бидејќи не додадовме NaOH алкали во растворот од сода!
Обрнете посебно внимание на солите на киселини со средна јачина - ортофосфорна и сулфурна. Во првата фаза, овие киселини доста добро се дисоцираат, па нивните киселински соли не подлежат на хидролиза, а медиумот на растворот на таквите соли е кисел (поради присуството на водороден катјон во составот на солта). А просечните соли се хидролизираат од анјонот - медиумот е алкален. Значи, хидросулфитите, хидрофосфатите и дихидрофосфатите не се хидролизираат од анјонот, медиумот е кисел. Сулфитите и фосфатите се хидролизираат од анјонот, околината е алкална.
Хидролиза со катјон
Во случај на интеракција на катјон на растворена сол со вода, процесот се нарекува
хидролиза на сол на катјонот
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (дисоцијација)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (хидролиза)
Дисоцијацијата на солта Ni (NO 3) 2 продолжува целосно, хидролизата на катјонот Ni 2+ - во многу мала мера (за раствор од 0,1 M - за 0,001%), но ова се покажува доволно за медиумот да стане кисела (меѓу производите на хидролиза има H + јон).
Само катјони од слабо растворливи базни и амфотерни хидроксиди и амониумскиот катјон се подложени на хидролиза. NH4+. Металниот катјон го отцепува јонот на хидроксид од молекулата на водата и го ослободува водородниот катјон H+.
Амониумскиот катјон, како резултат на хидролиза, формира слаба база - амонијак хидрат и водороден катјон:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Ве молиме имајте предвид дека не можете да го зголемите бројот на молекулите на водата и наместо хидроксокации (на пример, NiOH +) напишете формули за хидроксид (на пример, Ni (OH) 2). Ако се формираат хидроксиди, тогаш талогот би испаднал од солените раствори, што не е забележано (овие соли формираат проѕирни раствори).
Вишокот на водородни катјони лесно се открива со индикатор или мерење со специјални инструменти. Магнезиумот или цинкот се внесуваат во концентриран раствор на сол што е силно хидролизиран од катјонот, а потоа вториот реагира со киселината со ослободување на водород.
Ако солта е нерастворлива, тогаш нема хидролиза, бидејќи јоните не комуницираат со водата.