Różne substancje nieorganiczne ulegają hydrolizie. Hydroliza
Hydroliza to reakcja wymiany soli z wodą ( solwoliza wodą W takim przypadku pierwotna substancja jest niszczona przez wodę, tworząc nowe substancje.
Ponieważ hydroliza jest reakcją wymiany jonów, jej siłą napędową jest tworzenie słabego elektrolitu (wytrącanie lub (i) wydzielanie się gazu). Należy pamiętać, że reakcja hydrolizy jest reakcją odwracalną (w większości przypadków), ale jest też hydroliza nieodwracalna (dobiega do końca, w roztworze nie będzie substancji wyjściowej). Hydroliza jest procesem endotermicznym (ze wzrostem temperatury wzrasta zarówno szybkość hydrolizy, jak i wydajność produktów hydrolizy).
Jak widać z definicji, że hydroliza jest reakcją wymiany, można założyć, że grupa OH przechodzi do metalu (+ możliwa reszta kwasowa jeśli tworzy się sól zasadowa (podczas hydrolizy soli utworzonej przez mocny kwas i słaby polikwas zasady)), a do reszty kwasowej znajduje się proton wodorowy H + (+ możliwy jon metalu i jon wodorowy, z utworzeniem soli kwasowej, jeśli sól utworzona przez słaby kwas wielozasadowy jest hydrolizowana )).
Istnieją 4 rodzaje hydrolizy:
1. Sól utworzona przez mocną zasadę i mocny kwas. Jak już wspomniano powyżej, hydroliza jest reakcją jonowymienną i przebiega tylko w przypadku powstania słabego elektrolitu. Jak opisano powyżej, grupa OH przechodzi do metalu, a proton wodorowy H + trafia do reszty kwasowej, ale ani mocna zasada, ani mocny kwas nie są słabymi elektrolitami, dlatego w tym przypadku hydroliza nie zachodzi:
NaCl+HOH (NaOH+HCl)
Średnia reakcja jest zbliżona do neutralnej: pH≈7
2. Sól składa się ze słabej zasady i mocnego kwasu. Jak stwierdzono powyżej: grupa OH przechodzi do metalu, a proton wodorowy H + przechodzi do reszty kwasowej. Na przykład:
NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
NH4 + +Cl - +HOH↔NH4OH+H + +Cl -
NH4 + +HOH↔NH4OH+H+
Jak widać na przykładzie hydroliza przebiega wzdłuż kationu, odczyn środowiska jest kwaśny 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. Sól jest tworzona przez słaby kwas i mocną zasadę.Jak wspomniano powyżej: grupa OH przechodzi do metalu, a proton wodoru H + idzie do reszty kwasowej.Na przykład:
CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH3COOH
СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -
СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -
Hydroliza przebiega wzdłuż anionu, odczyn podłoża jest zasadowy, pH > 7. Pisząc równania hydrolizy soli utworzonej przez słaby kwas wielozasadowy i mocną zasadę, tworzenie soli kwasowej należy wpisać po prawej stronie, hydroliza przebiega w 1 kroku. Na przykład:
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. Sól składa się ze słabej zasady i słabego kwasu. Jest to jedyny przypadek, kiedy hydroliza dobiega końca, jest nieodwracalna (do momentu całkowitego zużycia soli początkowej).Na przykład:
CH3 COONH4 +HOH↔NH4OH+CH3COOH
To jedyny przypadek, w którym hydroliza dobiega końca. Hydroliza zachodzi zarówno w anionie, jak iw kationie, trudno przewidzieć odczyn pożywki, ale jest on zbliżony do obojętnego: pH ≈ 7.
Istnieje również stała hydrolizy, rozważmy ją na przykładzie jonu octanowego, oznaczającego ją Ac- . Jak widać z powyższych przykładów, kwas octowy (etanowy) jest słabym kwasem, a zatem jego sole są hydrolizowane zgodnie ze schematem:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Znajdźmy stałą równowagi dla tego układu:
Porozumiewawczy produkt jonowy wody, przez którą możemy wyrazić stężenie [ OH] - ,
Podstawiając to wyrażenie do równania na stałą hydrolizy, otrzymujemy:
Podstawiając do równania stałą jonizacji wody otrzymujemy:
Ale stała dysocjacja kwasu (na przykładzie kwasu solnego) jest równa:
Gdzie jest uwodniony proton wodoru: . Podobnie dla kwasu octowego, jak w przykładzie. Podstawiając wartość stałej dysocjacji kwasu do równania stałej hydrolizy, otrzymujemy:
Jak wynika z przykładu, jeśli sól tworzy słaba zasada, to mianownik będzie zawierał stałą dysocjacji zasady, obliczoną na tej samej podstawie co stała dysocjacji kwasu. Jeśli sól jest utworzona przez słabą zasadę i słaby kwas, to mianownik będzie iloczynem stałych dysocjacji kwasu i zasady.
stopień hydrolizy.
Istnieje również inna wartość charakteryzująca hydrolizę - stopień hydrolizy -α. Który jest równy stosunek ilości (stężenia) soli ulegającej hydrolizie do całkowitej ilości (stężenia) rozpuszczonej soliStopień hydrolizy zależy od stężenia soli, temperatury roztworu. Zwiększa się wraz z rozcieńczeniem roztworu soli i wzrostem temperatury roztworu. Przypomnijmy, że im bardziej rozcieńczony roztwór, tym niższe stężenie molowe pierwotnej soli; a stopień hydrolizy wzrasta wraz ze wzrostem temperatury, ponieważ hydroliza jest procesem endotermicznym, jak wspomniano powyżej.
Stopień hydrolizy soli jest tym wyższy, im słabszy kwas lub zasada, które ją tworzą. Jak wynika z równania na stopień hydrolizy i rodzaje hydrolizy: z hydrolizą nieodwracalnąα≈1.
Stopień hydrolizy i stała hydrolizy są ze sobą powiązane równaniem Ostwalda (Wilhelm Friedrich Ostwald-srozcieńczenie akon Ostwald, hod. in 1888rok).Z prawa rozcieńczenia wynika, że stopień dysocjacji elektrolitu zależy od jego stężenia i stałej dysocjacji. Przyjmijmy początkowe stężenie substancji jakoC 0 , a zdysocjowana część substancji - dlaγ, przypomnij sobie schemat dysocjacji substancji w roztworze:
AB↔A + +B -
Wtedy prawo Ostwalda można wyrazić następująco:
Przypomnijmy, że równanie zawiera stężenia w momencie równowagi. Ale jeśli substancja jest nieco zdysocjowana, to (1-γ) → 1, co sprowadza równanie Ostwalda do postaci: K d \u003d γ 2 C 0.
Stopień hydrolizy jest podobnie związany z jego stałą:
W zdecydowanej większości przypadków stosuje się tę formułę. Ale jeśli to konieczne, możesz wyrazić stopień hydrolizy za pomocą następującego wzoru:
Szczególne przypadki hydrolizy:
1) Hydroliza wodorków (związki wodoru z pierwiastkami (tu rozważymy tylko metale z grup 1 i 2 oraz metam), gdzie wodór wykazuje stopień utlenienia -1):
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH 2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + 2H 2
CH4+HOH→CO+3H2
Reakcja z metanem jest jedną z przemysłowych metod wytwarzania wodoru.
2) Hydroliza nadtlenków.Nadtlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych są rozkładane przez wodę, tworząc odpowiedni wodorotlenek i nadtlenek wodoru (lub tlen):
Na 2 O 2 +2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + O2
3) Hydroliza azotków.
Ca 3 N 2 + 6HOH → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3
4) Hydroliza fosforków.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
uciekający gaz PH 3 -fosfina, bardzo trująca, wpływa na układ nerwowy. Jest również zdolny do samozapłonu w kontakcie z tlenem. Czy kiedykolwiek spacerowałeś nocą po bagnach lub przechodziłeś obok cmentarzy? Widzieliśmy rzadkie wybuchy świateł - "wędrujące światła", pojawiające się jako oparzenia fosfiny.
5) Hydroliza węglików. Podane zostaną tutaj dwie reakcje, które mają praktyczne zastosowanie, ponieważ z ich pomocą otrzymuje się 1 członków homologicznej serii alkanów (reakcja 1) i alkinów (reakcja 2):
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (reakcja 1)
CaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reakcja 2, produktem jest acylen, zgodnie z UPA z etynem)
6) Hydroliza krzemków. W wyniku tej reakcji powstaje 1 przedstawiciel homologicznej serii silanów (w sumie jest ich 8). SiH 4 jest monomerycznym wodorkiem kowalencyjnym.
Mg2Si + 4HOH → 2Mg (OH)2 + SiH4
7) Hydroliza halogenków fosforu. Chlorki fosforu 3 i 5, które są chlorkami kwasowymi odpowiednio kwasu fosforowego i fosforowego, będą tutaj brane pod uwagę:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl
8) Hydroliza substancji organicznych Tłuszcze ulegają hydrolizie, z wytworzeniem glicerolu (C 3 H 5 (OH) 3) i kwasu karboksylowego (przykład ograniczania kwasu karboksylowego) (C n H (2n + 1) COOH)
Estry:
CH3COOCH3 + H2O↔CH3COOH + CH3OH
Alkohol:
C2H5ONa+H2O↔C2H5OH+NaOH
Organizmy żywe dokonują hydrolizy różnych substancji organicznych w trakcie reakcji katabolizm z udziałem enzymy. Na przykład podczas hydrolizy z udziałem enzymów trawiennych białka rozkładane są na aminokwasy, tłuszcze na glicerol i kwasy tłuszczowe, polisacharydy na monosacharydy (np. glukoza).
Gdy tłuszcze są hydrolizowane w obecności zasad, mydło; hydroliza tłuszczów w obecności katalizatory ubiegać się o uzyskanie glicyna i kwasy tłuszczowe.
Zadania
1) Stopień dysocjacji kwasu octowego w roztworze 0,1 M w temperaturze 18 ° C wynosi 1,4 10 -2. Oblicz stałą dysocjacji kwasu K d. (Wskazówka - użyj równania Ostwalda.)
2) Jaką masę wodorku wapnia należy rozpuścić w wodzie, aby zredukować uwolniony gaz do żelaza 6,96 g tlenku żelaza ( II, III)?
3) Napisz równanie reakcji Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Oblicz stopień, stałą hydrolizy soli Na 2 SO 3 dla stężenia Cm = 0,03 M, uwzględniając tylko I etap hydrolizy. (Stała dysocjacji kwasu siarkowego jest równa 6,3∙10 -8)
Rozwiązania:
a) Zastąp te problemy prawem rozwodnienia Ostwalda:
b) K d \u003d [C] \u003d (1,4 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 10 -5
Odpowiedź. K d \u003d 1,99 10 -5.
c) Fe3O4 + 4H2 → 4H2O + 3Fe
CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2
Znajdujemy liczbę moli tlenku żelaza (II, III), jest ona równa stosunkowi masy tej substancji do jej masy molowej, otrzymujemy 0,03 (mol).Zgodnie z CRS stwierdzamy, że mole wodorku wapnia wynosi 0,06 (mol), co oznacza, że masa wodorku wapnia wynosi 2,52 (gram).
Odpowiedź: 2,52 (gramy).
d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
e) Siarczyn sodu ulega hydrolizie anionowej, odczyn środowiska roztworu soli jest zasadowy (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Stała hydrolizy (patrz równanie powyżej) wynosi: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
Stopień hydrolizy oblicza się ze wzoru a2/(1 - a) = Kh/C0.
Tak więc α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 \u003d 2,3 * 10 -3
Odpowiedź: K h \u003d 1,58 * 10 -7; α \u003d 2,3 * 10 -3
Redaktor: Kharlamova Galina Nikołajewna
Hydroliza zajmuje szczególne miejsce wśród reakcji wymiany. Ogólnie rzecz biorąc, hydroliza to rozkład substancji przez wodę. Woda jest jedną z najbardziej aktywnych substancji. Działa na wiele różnych klas związków: sole, węglowodany, białka, estry, tłuszcze itp. Podczas hydrolizy związków niemetalicznych zwykle powstają dwa kwasy, na przykład:
PCl 3 + 3 H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3 HCl
W tym przypadku kwasowość roztworów zmienia się w porównaniu z kwasowością rozpuszczalnika.
W chemii nieorganicznej najczęściej mamy do czynienia z hydrolizą soli, tj. z wymiennym oddziaływaniem jonów soli z cząsteczkami wody, w wyniku czego przesuwa się równowaga dysocjacji elektrolitycznej wody.
Hydroliza solna nazwano odwracalną interakcję jonów soli z jonami wody, prowadzącą do zmiany równowagi między jonami wodorowymi i wodorotlenowymi w roztworze.
Hydroliza jest wynikiem polaryzacji jonów soli z ich powłoką hydratacyjną w roztworze wodnym. Im bardziej znaczące jest to oddziaływanie, tym intensywniejsza hydroliza postępuje. W uproszczeniu istotę procesu hydrolizy można przedstawić w następujący sposób.
Kationy Kn + wiążą się w roztworze z cząsteczkami wody, które uwadniają je wiązaniem donor-akceptor; donorem są atomy tlenu cząsteczki wody, które mają dwie samotne pary elektronów, akceptorem są kationy, które mają wolne orbitale atomowe. Im większy ładunek kationu i im mniejszy jego rozmiar, tym większy efekt polaryzacyjny K n + na H 2 O.
Aniony An‾ wiążą się z cząsteczkami wody przez wiązanie wodorowe. Silne działanie anionów może doprowadzić do całkowitego oddzielenia protonu od cząsteczki H2O – wiązanie wodorowe staje się kowalencyjne. W wyniku tego powstaje kwas lub anion typu HS‾, HCO3‾ itd.
Oddziaływanie anionów An‾ z protonami jest tym większe, im większy jest ładunek anionu i im mniejszy jest jego promień. Tak więc intensywność oddziaływania substancji z wodą jest określona przez siłę polaryzującego wpływu K n+ i An‾ na cząsteczki H 2 O. Zatem kationy pierwiastków podgrup bocznych i pierwiastków bezpośrednio po nich ulegają bardziej intensywnej hydrolizie niż inne jony o tym samym ładunku i promieniu, ponieważ jądra tych pierwszych są mniej skutecznie ekranowane przez d-elektrony.
Hydroliza - proces jest odwrotnością reakcji neutralizacji. Jeżeli reakcja neutralizacji jest procesem egzotermicznym i nieodwracalnym, to hydroliza jest procesem endotermicznym i odwracalnym.
Reakcja neutralizacji:
2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O
silny słaby silny słaby
2 OH‾ + H 2 SO 3 \u003d SO 3 2- + 2 H 2 O
Reakcja hydrolizy:
K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3
SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + Oh‾
Podczas hydrolizy równowaga dysocjacji wody zostaje przesunięta na skutek wiązania jednego z jej jonów (H+ lub OH-) w słaby elektrolit soli. W przypadku związania jonów H+, w roztworze gromadzą się jony OH -, odczyn ośrodka będzie zasadowy, a w przypadku związania jonów OH - kumulują się jony H+ - środowisko będzie kwaśne.
Istnieją cztery warianty działania wody na sól.
1. Jeśli kationy i aniony mają małe ładunki i duże rozmiary, to ich wpływ polaryzacyjny na cząsteczki wody jest niewielki, tj. oddziaływanie soli z H 2 O praktycznie nie występuje. Dotyczy to kationów, których wodorotlenki są zasadami (na przykład K + i Ca 2+) oraz anionów mocnych kwasów (na przykład Cl‾ i NO 3 ‾). Stąd, sole tworzone przez mocną zasadę i mocny kwas nie ulegają hydrolizie. W tym przypadku równowaga dysocjacji wody
H 2 O ↔ H + + OH‾
w obecności jonów soli praktycznie nie jest zaburzony. Dlatego roztwory takich soli są obojętne (pH ≈ 7).
2. Jeśli sól tworzy kation mocnej zasady i anion słabego kwasu(S 2-, CO 3 2-, CN‾ itd.), następnie następuje hydroliza anionów. Przykładem jest hydroliza soli CH3COOK. Jony soli CH 3 COO - i K + oddziałują z jonami H + i OH - z wody. Jednocześnie jony octanowe (CH 3 COO -) wiążą się z jonami wodorowymi (H +) w cząsteczki słabego elektrolitu - kwasu octowego (CH 3 COOH), a jony OH - gromadzą się w roztworze, nadając mu odczyn alkaliczny , ponieważ jony K + nie mogą wiązać jonów OH − (KOH jest silnym elektrolitem), pH > 7 .
Molekularne równanie hydrolizy:
CH 3 SOOK + H 2 O ↔ KOH + CH 3 UN
Pełne równanie hydrolizy jonowej:
K + + CH 3 COO − + HOH ↔ K + + OH − + CH 3 COOH
zredukowane równanie hydrolizy jonowej:
CH 3 SOO − + H CZY ON JEST ↔ OH − + CH 3 UNSD
Hydroliza soli Na 2 S przebiega etapami. Sól składa się z mocnej zasady (NaOH) i słabego kwasu dwuzasadowego (H 2 S). W tym przypadku anion soli S 2− wiąże jony H + wody, jony OH − gromadzą się w roztworze. Równanie w skróconej formie jonowej i molekularnej to:
I. S 2− + H CZY ON JEST ↔ H.S. − + OH −
Na2S + H2O ↔ NaHS+NaOH
II. HS − + H CZY ON JEST ↔ H 2 S+ OH −
NaHS + H2O ↔ NaOH + H2S
Drugi etap hydrolizy praktycznie nie przebiega w normalnych warunkach, ponieważ kumulując się, jony OH - nadają roztworowi silnie alkaliczną reakcję, co prowadzi do reakcji neutralizacji, przesunięcia równowagi w lewo zgodnie z zasadą Le Chateliera. Dlatego hydroliza soli utworzonych przez mocną zasadę i słaby kwas jest hamowana przez dodanie zasady.
Im większy efekt polaryzacyjny anionów, tym intensywniejsza hydroliza. Zgodnie z prawem działania mas oznacza to, że im słabszy kwas postępuje tym intensywniej hydroliza.
3. Jeśli sól jest tworzona przez kation słabej zasady i anion mocnego kwasu, następnie na kationie zachodzi hydroliza. Na przykład dzieje się tak podczas hydrolizy soli NH4Cl (NH4OH jest słabą zasadą, HCl jest mocnym kwasem). Odrzucamy jon Cl -, ponieważ daje silny elektrolit z kationem wody, to równanie hydrolizy przyjmie następującą postać:
NH 4 + + H CZY ON JEST ↔ NH 4 Oh+H+ (skrócone równanie jonowe)
NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (równanie cząsteczkowe)
Ze zredukowanego równania widać, że jony OH - wody wiążą się w słaby elektrolit, jony H + gromadzą się w roztworze i środowisko staje się kwaśne (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.
Hydroliza soli utworzonej przez zasadę polikwasu (na przykład Zn(NO 3) 2) przebiega stopniowo nad kationem słabej zasady.
I. Zn 2+ + H CZY ON JEST ↔ ZnOH + +H+ (skrócone równanie jonowe)
Zn (NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (równanie molekularne)
Jony OH − wiążą się ze słabą zasadą ZnOH +, jony H + gromadzą się.
Drugi etap hydrolizy praktycznie nie zachodzi w normalnych warunkach., ponieważ w wyniku nagromadzenia jonów H+ w roztworze powstaje silnie kwaśne środowisko i równowaga reakcji hydrolizy w II etapie zostaje przesunięta w lewo:
II. ZnOH + + H CZY ON JEST ↔ Zn(Oh) 2 +H+ (skrócone równanie jonowe)
ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (równanie molekularne)
Oczywiście im słabsza baza, tym pełniejsza hydroliza.
4. Sól utworzona przez kation słabej zasady i anion słabego kwasu ulega hydrolizie na kationie i anionie. Przykładem jest proces hydrolizy soli CH 3 COOH 4 . Równanie zapisujemy w formie jonowej:
NH 4 + + CH 3 COO − + HOH ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH
Hydroliza takich soli przebiega bardzo silnie, ponieważ w wyniku tego powstaje zarówno słaba zasada, jak i słaby kwas.
Reakcja ośrodka w tym przypadku zależy od względnej mocy zasady i kwasu, tj. z ich stałych dysocjacji (KD):
jeśli KD (zasady) > KD (kwasy), to pH > 7;
jeśli KD (podstawa)< K Д (кислоты), то pH < 7.
W przypadku hydrolizy CH 3 COONH 4:
KD (NH4OH) = 1,8 10-5; KD (CH 3 COOH) \u003d 1,8 10 -5,
dlatego reakcja wodnego roztworu tej soli będzie prawie obojętna (pH ≈ 7).
Jeżeli zasada i kwas tworzący sól są nie tylko słabymi elektrolitami, ale także słabo rozpuszczalnymi lub niestabilnymi i rozkładają się z utworzeniem lotnych produktów, to w takim przypadku hydroliza soli przebiega przez wszystkie etapy aż do końca, tj. aż do powstania słabej, trudno rozpuszczalnej zasady i słabego kwasu. W tym przypadku chodzi o nieodwracalna lub całkowita hydroliza.
To całkowita hydroliza powoduje, że nie można wytworzyć wodnych roztworów niektórych soli, na przykład Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3 itp. Na przykład:
Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 ↓ + 3H2S
Dlatego siarczek glinu nie może istnieć w postaci roztworów wodnych, można go uzyskać tylko „metodą suchą”, na przykład z pierwiastków w wysokiej temperaturze:
2Al + 3S - t ° → Al 2 S 3,
i muszą być przechowywane w zamkniętych pojemnikach, aby zapobiec przedostawaniu się wilgoci.
Takich związków nie można otrzymać w reakcji wymiany w roztworze wodnym. Gdy sole A1 3+, Cr 3+ i Fe 3+ reagują w roztworze z siarczkami i węglanami, nie wytrącają się siarczki i węglany tych kationów, ale ich wodorotlenki:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O → 3H2S + 2Al(OH)3 ↓ + 6NaCl
2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(OH) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl
W rozważanych przykładach następuje wzajemne wzmocnienie hydrolizy dwóch soli (AlCl 3 i Na 2 S lub CrCl 3 i Na 2 CO 3) i reakcja dobiega końca, ponieważ produkty reakcji są uwalniane z roztworu w forma osadu i gazu.
Hydroliza soli w niektórych przypadkach może być bardzo trudna. (Proste równania reakcji hydrolizy w powszechnym zapisie są często warunkowe). Produkty hydrolizy można ustalić tylko na podstawie badań analitycznych. Na przykład produkty hydrolizy soli zawierających wielokrotnie naładowane kationy mogą być kompleksami wielopierścieniowymi. Tak więc, jeśli roztwór Hg 2+ zawiera tylko kompleksy jednojądrowe, to w roztworach Fe 3+ oprócz kompleksów 2+ i + znajduje się kompleks dwujądrowy 4+; w roztworach Be 2+ powstają głównie wielopierścieniowe kompleksy o składzie [Be 3 (OH) 3 ] 3+; w roztworach Sn 2+ tworzą się jony złożone 2+ , 2+ , +; w roztworach Bi 3+ obok [ВiOH] 2+ występują jony zespolone o składzie 6+ . Reakcje hydrolizy prowadzące do powstania kompleksów wielopierścieniowych można przedstawić w następujący sposób:
mM k+ + nH 2 O ↔ M m (OH) n (mk - n)+ + nH+,
gdzie m zmienia się od 1 do 9, a n może przyjmować wartości od 1 do 15. Takie reakcje są możliwe dla kationów zawierających więcej niż 30 pierwiastków. Ustalono, że w większości przypadków każdy ładunek jonu odpowiada określonej formie kompleksu. Tak więc dla jonów M 2+ charakterystyczna jest postać dimerów 3+, dla jonów M 3+ - 4+, a dla M 4+ - postać 5+ i bardziej złożona, na przykład 8+.
W wysokich temperaturach i przy wysokich wartościach pH powstają również kompleksy okso:
2MOH ↔ MOM + H2O lub
Na przykład,
BiCl 3 + H 2 O « Bi (OH) 2 Cl + 2HCl
Kation Bi(OH) 2 + łatwo traci cząsteczkę wody, tworząc kation bizmutylowy BiO +, który daje biały krystaliczny osad z jonem chlorkowym:
Bi(OH)2Cl®BiOCl3 + H2O.
Strukturalnie kompleksy wielojądrowe można przedstawić jako oktaedry połączone ze sobą wzdłuż wierzchołka, krawędzi lub ściany za pomocą różnych mostków (O, OH itp.).
Produkty hydrolizy węglanów wielu metali mają złożony skład. Tak więc, gdy rozpuszczalne sole Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ oddziałują z węglanem sodu, nie powstają średnie węglany, ale mniej rozpuszczalne wodorowęglany, na przykład Cu 2 (OH) 2 CO 3, Zn 5 (OH) 6 (CO 3) 2, Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2. Przykładem są reakcje:
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
Ilościowo hydroliza charakteryzuje się stopniem hydrolizy h i stałą hydrolizy KG.
Stopień hydrolizy pokazuje, jaka część soli zawartej w roztworze (CM) uległa hydrolizie (C Mhyd) i jest obliczany jako stosunek:
h = Przewodnik S M / S M (100%).
Oczywiście dla odwracalnego procesu hydrolizy h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100%). Oprócz charakteru soli stopień hydrolizy zależy od stężenia soli i temperatury roztworu.
W roztworach o umiarkowanym stężeniu substancji rozpuszczonej stopień hydrolizy w temperaturze pokojowej jest zwykle niewielki. W przypadku soli utworzonych przez mocną zasadę i mocny kwas jest to praktycznie zero; dla soli utworzonych przez słabą zasadę i mocny kwas lub mocną zasadę i słaby kwas jest to ~1%. Tak więc dla 0,01 M roztworu NH 4 Cl h= 0,01%; za 0,1 n. CH 3 COONH 4 roztwór h ≈ 0,5%.
Hydroliza jest procesem odwracalnym, dlatego obowiązuje do niej prawo działania mas.
Stała hydrolizy jest stałą równowagi procesu hydrolizy, aw sensie fizycznym określa stopień nieodwracalności hydrolizy. Im więcej KG, tym bardziej nieodwracalna hydroliza. K G ma swoje własne wyrażenie dla każdego przypadku hydrolizy.
Wyprowadźmy wyrażenie na stałą hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady na przykładzie NaCN:
NaCN + H2O 5 NaOH + HCN;
Na + + CN - + H2O Na + + OH - + HCN;
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
K równa się = / .
Ma najwyższą wartość, która praktycznie nie zmienia się podczas reakcji, więc można ją warunkowo uznać za stałą. Następnie mnożąc licznik i mianownik przez koncentrację protonów i wprowadzając stałą koncentrację wody do stałej, otrzymujemy:
K równa się \u003d K W / K D (kwaśny) \u003d K G
od / \u003d 1 / K D (kwaśny)
Ponieważ K W jest stałą i wynosi 10 -14, oczywiste jest, że im niższe KD słabego kwasu, którego anion jest częścią soli, tym większe K G.
Podobnie dla soli hydrolizowanej kationem (np. NH 4 Cl) otrzymujemy:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (skrócone równanie hydrolizy)
K równa się = /
K G \u003d K równe \u003d K W / K D (podstawowe)
W tym wyrażeniu licznik i mianownik ułamka są mnożone przez . Oczywiście, im niższe KD słabej zasady, której kation jest częścią soli, tym większe KG.
Jeśli sól jest utworzona przez słabą zasadę i słaby kwas (na przykład NH 4 CN), wówczas równanie zredukowanej hydrolizy wynosi:
NH 4 + + CN - + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
K równa się / ,
W tym wyrażeniu na K licznik i mianownik ułamka mnoży się przez ·, więc wyrażenie na K G przyjmuje postać:
K G \u003d K W / (KD (kwasy) K D (podstawowe)).
Jak wynika z powyższych wyrażeń, stała hydrolizy jest odwrotnie proporcjonalna do stałej dysocjacji słabego elektrolitu zaangażowany w tworzenie soli (jeśli w tworzenie soli biorą udział dwa słabe elektrolity, to K G jest odwrotnie proporcjonalny do iloczynu ich stałych dysocjacji).
Rozważ hydrolizę wielokrotnie naładowanego jonu. Weź Na 2 CO 3.
I. CO 3 2- + H 2 O "HCO 3 - + OH -
K G (I) = / × ( / ) = K W / K D (II) ,
czyli druga stała dysocjacji wchodzi w wyrażenie dla stałej hydrolizy dla pierwszego etapu i dla drugiego etapu hydrolizy
HCO 3 - + H 2 O "H 2 CO 3 + OH -
K G (II) = / × ( / ) = K W / K D (I)
KD (I) = 4×10 -7 KD (II) = 2,5×10 -8
KG (II) = 5,6 × 10 -11 KG (I) = 1,8 × 10 -4
Zatem K G(I) >> K G(II) , stała, a co za tym idzie stopień pierwszego etapu hydrolizy, jest znacznie większy niż kolejnych.
Stopień hydrolizy jest wartością podobnego stopnia dysocjacji. Zależność między stopniem a stałą hydrolizy jest podobna jak dla stopnia i stałej dysocjacji.
Jeżeli w ogólnym przypadku początkowe stężenie anionu słabego kwasu jest oznaczone przez C o (mol / l), to C o h(mol/l) to stężenie tej części anionu A - która uległa hydrolizie i utworzyła C o h(mol/l) słaby kwas HA i C o h(mol/l) grupy wodorotlenowe.
A - + H 2 O ↔ HA + OH -,
C o - C o h C o h C o h
następnie K G \u003d / \u003d C o h O h/ (C o -C o h) = C o h 2 / (1-h).
Na h << 1 K Г = С о h 2 h\u003d √ K D / C o.
Bardzo podobny do prawa rozcieńczenia Ostwalda.
C o h otrzymujemy:
KG \u003d C o h O h/ C o \u003d 2 / C o, skąd
\u003d √ KG · C o.
Podobnie można wykazać, że po hydrolizie na kationie
\u003d √ KG · C o.
Zatem zdolność soli do hydrolizy zależy od dwóch czynników:
właściwości jonów tworzących sól;
czynniki zewnętrzne.
Jak przesunąć równowagę hydrolizy?
1) Dodanie jonów o tej samej nazwie. Ponieważ równowaga dynamiczna jest ustalana podczas hydrolizy odwracalnej, zgodnie z prawem działania mas, równowaga może być przesunięta w jednym lub drugim kierunku przez wprowadzenie kwasu lub zasady do roztworu. Wprowadzenie kwasu (kationy H+) hamuje hydrolizę kationu, dodanie zasady (aniony OH –) hamuje hydrolizę anionu. Jest to często używane do wzmocnienia lub powstrzymania procesu hydrolizy.
2) Ze wzoru na h jest oczywiste, że rozcieńczenie sprzyja hydrolizie. Wzrost stopnia hydrolizy węglanu sodu
Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH
podczas rozcieńczania roztwór ilustruje ryc. 20.
Ryż. 20. Zależność stopnia hydrolizy Na 2 CO 3 od rozcieńczenia w 20°С
3) Wzrost temperatury sprzyja hydrolizie. Stała dysocjacji wody wzrasta wraz ze wzrostem temperatury w większym stopniu niż stałe dysocjacji produktów hydrolizy - słabych kwasów i zasad, dlatego po podgrzaniu stopień hydrolizy wzrasta. Łatwo dojść do tego wniosku w inny sposób: ponieważ reakcja neutralizacji jest egzotermiczna (DH = -56 kJ/mol), hydroliza, będąca procesem odwrotnym, jest endotermiczna, a zatem zgodnie z zasadą Le Chateliera ogrzewanie powoduje wzrost hydrolizy. Ryż. 21 ilustruje wpływ temperatury na hydrolizę chlorku chromu(III).
CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl
Ryż. 21. Zależność stopnia hydrolizy CrCl 3 od temperatury
W praktyce chemicznej bardzo powszechna jest hydroliza kationowa soli utworzonych przez wielokrotnie naładowany kation i pojedynczo naładowany anion, na przykład AlCl3. W roztworach tych soli mniej zdysocjowany związek powstaje w wyniku dodania jednego jonu wodorotlenkowego do jonu metalu. Biorąc pod uwagę, że jon Al 3+ w roztworze jest uwodniony, pierwszy etap hydrolizy można wyrazić równaniem
3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +
W zwykłej temperaturze hydroliza soli wielokrotnie naładowanych kationów jest praktycznie ograniczona do tego etapu. Po podgrzaniu hydroliza zachodzi w drugim etapie:
2+ + HOH ↔ + + H 3 O +
Tak więc kwaśną reakcję wodnego roztworu soli tłumaczy się tym, że uwodniony kation traci proton, a grupa wodna H2O jest przekształcana w grupę hydroksylową OH‾. W rozważanym procesie mogą powstawać także bardziej złożone kompleksy, np. 3+, a także jony złożone postaci 3- i [АlO 2 (OH) 2 ] 3- . Zawartość różnych produktów hydrolizy zależy od warunków reakcji (stężenie roztworu, temperatura, obecność innych substancji). Ważny jest również czas trwania procesu, ponieważ równowaga podczas hydrolizy soli wielokrotnie naładowanych kationów jest zwykle osiągana powoli.
transkrypcja
1 HYDROLIZA SUBSTANCJI ORGANICZNYCH I NIEORGANICZNYCH
2 Hydroliza (od starożytnego greckiego „ὕδωρ” woda i „λύσις”) jest jednym z rodzajów reakcji chemicznych, w których podczas interakcji substancji z wodą substancja wyjściowa rozkłada się, tworząc nowe związki. Mechanizm hydrolizy związków różnych klas: - soli, węglowodanów, tłuszczów, estrów itp. ma istotne różnice
3 Hydroliza substancji organicznych Organizmy żywe dokonują hydrolizy różnych substancji organicznych w trakcie reakcji z udziałem ENZYMÓW. Np. podczas hydrolizy przy udziale enzymów trawiennych BIAŁKA rozkładane są na AMINOKWASY, TŁUSZCZE na GLICEROL i KWASY TŁUSZCZOWE, POLIESACHARYDY (np. skrobia i celuloza) na MONOSACHARYDY (np. na GLUKOZĘ), KWASY NUKLEINOWE na darmowe NUKLEOTYDY. Gdy tłuszcze są hydrolizowane w obecności zasad, otrzymuje się mydło; hydroliza tłuszczów w obecności katalizatorów służy do otrzymywania glicerolu i kwasów tłuszczowych. Etanol pozyskiwany jest w procesie hydrolizy drewna, a produkty hydrolizy torfu wykorzystywane są do produkcji drożdży paszowych, wosku, nawozów itp.
4 1. Hydroliza związków organicznych tłuszcze są hydrolizowane w celu uzyskania glicerolu i kwasów karboksylowych (zmydlanie za pomocą NaOH):
5 skrobia i celuloza są hydrolizowane do glukozy:
7 TEST 1. Podczas hydrolizy tłuszczów 1) alkoholi i kwasów mineralnych 2) aldehydów i kwasów karboksylowych 3) alkoholi jednowodorotlenowych i kwasów karboksylowych 4) gliceryny i kwasów karboksylowych ODPOWIEDŹ: 4 2. Hydrolizie ulega: 1) acetylen 2) celuloza 3 ) Etanol 4) Metan ODPOWIEDŹ: 2 3. Hydrolizie ulega: 1) Glukoza 2) Gliceryna 3) Tłuszcz 4) Kwas octowy ODPOWIEDŹ: 3
8 4. Podczas hydrolizy estrów powstają: 1) Alkohole i aldehydy 2) Kwasy karboksylowe i glukoza 3) Skrobia i glukoza 4) Alkohole i kwasy karboksylowe ODPOWIEDŹ: 4 5. W wyniku hydrolizy skrobi powstają: 1) Sacharoza 2) Fruktoza 3) Maltoza 4) Glukoza ODPOWIEDŹ: 4
9 2. Hydroliza odwracalna i nieodwracalna Prawie wszystkie rozważane reakcje hydrolizy substancji organicznych są odwracalne. Ale jest też nieodwracalna hydroliza. Ogólna właściwość hydrolizy nieodwracalnej polega na tym, że jeden (najlepiej oba) produkty hydrolizy muszą zostać usunięte ze sfery reakcyjnej w postaci: - OSADÓW, - GAZU. CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂ Podczas hydrolizy soli: Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3CH₄ Al₂S₃ + 6 H₂O CaH₂ + 2 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S = 2Ca(OH )₂ + H₂
10 SPRZEDAŻ HYDROLIZY Hydroliza soli jest rodzajem reakcji hydrolizy wywołanej zachodzeniem reakcji wymiany jonowej w roztworach (wodnych) rozpuszczalnych soli elektrolitów. Siłą napędową procesu jest oddziaływanie jonów z wodą, prowadzące do powstania słabego elektrolitu w postaci jonowej lub molekularnej („wiązanie jonów”). Rozróżnij odwracalną i nieodwracalną hydrolizę soli. 1. Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady (hydroliza anionów). 2. Hydroliza soli mocnego kwasu i słabej zasady (hydroliza kationowa). 3. Hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady (nieodwracalna) Sól mocnego kwasu i mocnej zasady nie ulega hydrolizie
12 1. Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady (hydroliza anionów): (roztwór ma środowisko alkaliczne, reakcja jest odwracalna, hydroliza w drugim etapie przebiega w nieznacznym stopniu) 2. Hydroliza soli mocny kwas i słaba zasada (hydroliza kationowa): (roztwór ma środowisko kwaśne, reakcja przebiega odwracalnie, hydroliza w drugim etapie przebiega w nieznacznym stopniu)
13 3. Hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady: (równowaga przesuwa się w kierunku produktów, hydroliza przebiega prawie całkowicie, ponieważ oba produkty reakcji opuszczają strefę reakcji w postaci osadu lub gazu). Sól mocnego kwasu i mocnej zasady nie ulega hydrolizie, a roztwór jest obojętny.
14 SCHEMAT HYDROLIZY WĘGLANU SODU NaOH silna zasada Na₂CO₃ H₂CO₃ słaby kwas > [H]+ PODSTAWOWA ŚREDNIA KWAS SÓL, hydroliza ANIONÓW
15 Pierwszy etap hydrolizy Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO₃ Drugi etap hydrolizy NaHCO₃ + H₂O = NaOH + H₂CO ₃ CO₂ H₂O Na+ + HCO + OH + CO₂ + H₂O HCO₃ + H₂O = OH + CO₂ + H₂O
16 SCHEMAT HYDROLIZY CHLORKÓW MIEDZI(II) Cu(OH)₂ słaba zasada CuCl₂ HCl mocny kwas< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ
17 Pierwszy etap hydrolizy CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H₂O (CuOH)+ + H+ Drugi etap hydrolizy (СuOH) Cl + H₂O Cu(OH)₂ + HCl (Cu OH)+ + Cl + H₂O Cu(OH)₂ + H+ + Cl (CuOH)+ + H₂O Cu(OH)₂ + H+
18 SCHEMAT HYDROLIZY SIARCZKU GLINU Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S słaba zasada słaby kwas = [H]+ REAKCJA NEUTRALNA OŚRODKA hydroliza nieodwracalna
19 Al₂S₃ + 6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S HYDROLIZA CHLORKU SODU NaCl NaOH HCl mocna zasada mocny kwas = [H]+ REAKCJA NEUTRALNA Z ŚRODOWISKA nie zachodzi hydroliza NaCl + H₂O = NaOH + HCl Na+ + Cl + H₂O = Na+ + OH + H+ + Cl
20 Transformacja skorupy ziemskiej Zapewnienie lekko alkalicznego środowiska dla wody morskiej ROLA HYDROLIZY W ŻYCIU LUDZKIEGO Pranie Zmywanie naczyń Mycie mydłem Procesy trawienia
21 Napisz równania hydrolizy: A) K₂S B) FeCl₂ C) (NH₄)₂S D) BaI₂ K₂S: KOH to silna zasada H₂S słaby kwas HS + K+ + OH S² + H₂O HS + OH FeCl₂ : Fe(OH)₂ - słaba zasada HCL - mocny kwas FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+
22 (NH₄)8S: NH3OH - słaba zasada; H₂S - słaby kwas HI - mocny kwas HYDROLIZA NO
23 Wykonaj na kartce papieru. Oddaj swoją pracę nauczycielowi na następnej lekcji.
25 7. Której z soli wodny roztwór ma środowisko obojętne? a) Al(NO₃)₃ b) ZnCl₂ c) BaCl₂ d) Fe(NO₃)₂ 8. W jakim roztworze kolor lakmusa będzie niebieski? a) Fe₂(SO₄)₃ b) K₂S c) CuCl₂ d) (NH₄)₂SO₄
26 9. 1) węglan potasu 2) etan 3) chlorek cynku 4) tłuszcz 10. Podczas hydrolizy włókna (skrobi) mogą powstać: 1) glukoza 2) tylko sacharoza 3) tylko fruktoza 4) dwutlenek węgla i woda 11. Roztwór w wyniku hydrolizy węglanu sodu 1) zasadowy 2) silnie kwaśny 3) kwaśny 4) obojętny 12. Podlega hydrolizie 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4) Na 2 SO 4
27 13. Hydrolizie nie poddaje się 1) siarczan żelaza 2) alkohole 3) chlorek amonu 4) estry
28 PROBLEM Wyjaśnij, dlaczego podczas wylewania roztworów – FeCl₃ i Na₂CO₃ – wytrąca się osad i uwalniany jest gaz? 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
Hydroliza jest reakcją metabolicznego rozkładu substancji przez wodę. Hydroliza substancji organicznych Substancje nieorganiczne Sole Hydroliza substancji organicznych Białka Halogenoalkany Estry (tłuszcze) Węglowodany
HYDROLIZA Pojęcia ogólne Hydroliza jest reakcją wymiany oddziaływania substancji z wodą, prowadzącą do ich rozkładu. Hydrolizie mogą podlegać substancje nieorganiczne i organiczne różnych klas.
Klasa 11. Temat 6. Lekcja 6. Hydroliza soli. Cel zajęć: ukształtowanie w uczniach pojęcia hydrolizy soli. Zadania: Edukacyjne: nauczenie studentów określania charakteru środowiska roztworów soli poprzez ich skład, komponowania
MOU gimnazjum 1 Serukhova, obwód moskiewski Antoshina Tatiana Aleksandrowna, nauczycielka chemii „Badanie hydrolizy w 11 klasie”. Uczniowie po raz pierwszy zapoznają się z hydrolizą w 9 klasie na przykładzie substancji nieorganicznych
Hydroliza soli Pracę wykonał Nauczyciel najwyższej kategorii Timofeeva V.B. Co to jest hydroliza Hydroliza to proces wzajemnego oddziaływania wymiennego złożonych substancji z wodą Hydroliza Oddziaływanie soli z wodą, w wyniku
Opracowany przez: nauczyciela chemii w Państwowej Budżetowej Instytucji Edukacyjnej Szkolnictwa Specjalnego „Zakamensk Agro-Industrial College” Salisova Lyubov Ivanovna Przewodnik metodyczny w temacie chemii „Hydroliza” Niniejszy przewodnik zawiera szczegółowe informacje teoretyczne
1 Teoria. Jono-molekularne równania reakcji wymiany jonowej Reakcje wymiany jonowej to reakcje między roztworami elektrolitów, w wyniku których następuje wymiana jonów. Reakcje jonowe
18. Reakcje jonowe w roztworach Dysocjacja elektrolityczna. Dysocjacja elektrolityczna to rozpad cząsteczek w roztworze na jony naładowane dodatnio i ujemnie. Stopień rozkładu zależy od
MINISTERSTWO EDUKACJI I NAUKI REGIONU KRASNODARU Państwowa budżetowa, zawodowa instytucja edukacyjna Terytorium Krasnodarskiego Lista „Krasnodar Information Technology College”
12. Związki karbonylowe. kwasy karboksylowe. Węglowodany. Związki karbonylowe Związki karbonylowe obejmują aldehydy i ketony, w cząsteczkach których występuje grupa karbonylowa Aldehydy
Wskaźnik wodoru ph Wskaźniki Istota hydrolizy Rodzaje soli Algorytm zestawiania równań hydrolizy soli Hydroliza soli różnych typów Metody tłumienia i wzmacniania hydrolizy Rozwiązanie testów B4 Wodór
P \ n Temat Lekcja I II III 9 klasa, rok akademicki 2014-2015, poziom podstawowy, chemia Temat lekcji Liczba godzin Przybliżone terminy Wiedza, umiejętności, umiejętności. Teoria dysocjacji elektrolitycznej (10 godzin) 1 Elektrolity
Sole Definicja Sole są złożonymi substancjami utworzonymi przez atom metalu i resztę kwasową. Klasyfikacja soli 1. Średnie sole, składają się z atomów metali i reszt kwasowych: NaCl chlorek sodu. 2. Kwaśny
Zadania A24 w chemii 1. Roztwory chlorku miedzi (ii) i 1) chlorku wapnia 2) azotanu sodu 3) siarczanu glinu 4) octanu sodu mają tę samą reakcję z medium Chlorek miedzi (ii) jest solą utworzoną przez słaba podstawa
Miejska budżetowa instytucja edukacyjna szkoła średnia 4 w Bałtijsku
Bank zadań do certyfikacji pośredniej uczniów klas 9 A1. Budowa atomu. 1. Ładunek jądra atomu węgla 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Ładunek jądra atomu sodu 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Liczba protonów w jądrze
3 Roztwory elektrolitów Roztwory płynne dzielą się na roztwory elektrolitów zdolne do przewodzenia prądu elektrycznego oraz roztwory nieelektrolitowe, które nie przewodzą elektryczności. rozpuszczony w nieelektrolitach
Podstawy teorii dysocjacji elektrolitycznej Michael Faraday 22.IX.1791 25.VIII. 1867 Angielski fizyk i chemik. W pierwszej połowie XIX wieku wprowadził pojęcie elektrolitów i nieelektrolitów. Substancje
Wymagania dotyczące poziomu przygotowania uczniów Po przestudiowaniu materiału klasy 9 uczniowie powinni: Wymieniać pierwiastki chemiczne symbolami, substancje według wzorów, znaków i warunków realizacji reakcji chemicznych,
Lekcja 14 Hydroliza soli Test 1 1. Roztwór alkaliczny ma roztwór l) Pb (NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. Jakiej substancji w roztworze wodnym środowisko jest obojętne? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO
TREŚCI PROGRAMU Sekcja 1. Pierwiastek chemiczny Temat 1. Budowa atomów. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew. Współczesne idee dotyczące budowy atomów.
Właściwości chemiczne soli (średnie) PYTANIE 12 Sole są złożonymi substancjami składającymi się z atomów metali i reszt kwasowych Przykłady: Na 2 CO 3 węglan sodu; chlorek żelaza (III) FeCl3; Al 2 (SO 4) 3
1. Które z poniższych stwierdzeń jest prawdziwe dla roztworów nasyconych? 1) roztwór nasycony można zagęszczać, 2) roztwór nasycony można rozcieńczać, 3) roztwór nasycony nie może
Miejska budżetowa instytucja edukacyjna szkoła średnia 1 wsi Pavlovskaya gminy Pavlovsky powiat Terytorium Krasnodarskiego System szkolenia studentów
MINISTERSTWO EDUKACJI I NAUKI KRAJU KRASNODAR BUDŻET PAŃSTWOWY INSTYTUCJA KSZTAŁCENIA ŚREDNIEGO KSZTAŁCENIA ZAWODOWEGO „NOWOROSYJSKA KOLEGIUM RADIO-ELEKTRONICZNEGO INSTRUMENTU”
I. Wymagania dotyczące poziomu przygotowania studentów W wyniku opanowania sekcji studenci powinni znać/rozumieć: symbole chemiczne: znaki pierwiastków chemicznych, wzory związków chemicznych i równania chemiczne
Certyfikacja pośrednia w klasach chemii 10-11 Próbka A1 Podobna konfiguracja poziomu energii zewnętrznej ma atomy węgla i 1) azot 2) tlen 3) krzem 4) fosfor A2. Wśród elementów aluminiowych
Powtórzenie A9 i A10 (właściwości tlenków i wodorotlenków); A11 Charakterystyczne właściwości chemiczne soli: średnie, kwaśne, zasadowe; kompleks (na przykładzie związków glinu i cynku) A12 Związek nieorganiczny
NOTA WYJAŚNIAJĄCA Program pracy został opracowany na podstawie Przykładowego programu podstawowego kształcenia ogólnego w zakresie chemii, a także programu kursu chemii dla uczniów klas 8-9 ogólnokształcących instytucji
Kolokwium z chemii stopień 11 (poziom podstawowy) Test „Rodzaje reakcji chemicznych (chemia stopień 11, poziom podstawowy) Wariant 1 1. Uzupełnić równania reakcji i wskazać ich rodzaj: a) Al 2 O 3 + HCl, b) Na 2 O + H2O,
Zadanie 1. W której z tych mieszanin można oddzielić sole za pomocą wody i urządzenia filtrującego? a) BaSO 4 i CaCO 3 b) BaSO 4 i CaCl 2 c) BaCl 2 i Na 2 SO 4 d) BaCl 2 i Na 2 CO 3
Roztwory elektrolitów OPCJA 1 1. Napisz równania procesu elektrolitycznej dysocjacji kwasu jodowego, wodorotlenku miedzi(I), kwasu ortoarsenowego, wodorotlenku miedzi(II). Napisz wyrażenia
Lekcja chemii. (Klasa 9) Temat: Reakcje wymiany jonowej. Cel: Formułowanie pojęć dotyczących reakcji wymiany jonowej i warunków ich występowania, kompletne i skrócone równania jonowo-molekularne oraz zapoznanie się z algorytmem
HYDROLIZA SOLI TA Kolevich, Vadim E. Matulis, Vitaly E. Matulis 1. Woda jako słaby elektrolit Wskaźnik wodorowy (pn) roztworu Przypomnijmy sobie budowę cząsteczki wody. Atom tlenu związany z atomami wodoru
Temat DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA. REAKCJE WYMIANY JONÓW Element zawartości do przetestowania Formularz zadania Max. ocena 1. Elektrolity i nieelektrolity VO 1 2. Elektrolityczna dysocjacja VO 1 3. Warunki nieodwracalności
18 Legenda do opcji 1 Napisz równania reakcji odpowiadające następującym sekwencjom przemian chemicznych: 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. Metan
Obwód Ust-Donieck godz. Krymska miejska budżetowa instytucja edukacyjna Krymska szkoła średnia ZATWIERDZONA Zarządzenie z dnia 2016 r. Dyrektor szkoły I.N. Kalitventseva Program pracy
Indywidualne zadanie domowe 5. WSKAŹNIK WODORU ŚRODOWISKA. HYDROLIZA SOLI CZĘŚĆ TEORETYCZNA Elektrolity to substancje przewodzące prąd elektryczny. Proces rozpadu substancji na jony pod działaniem rozpuszczalnika
1. Zewnętrzny tlenek pierwiastka wykazuje główne właściwości: 1) siarka 2) azot 3) bar 4) węgiel 2. Który ze wzorów odpowiada wyrażeniu stopnia dysocjacji elektrolitów: =
Zadania A23 w chemii 1. Skrócone równanie jonowe odpowiada interakcji Aby wybrać substancje, których interakcja da takie równanie jonowe, konieczne jest użycie tabeli rozpuszczalności
1 Hydroliza Odpowiedziami na zadania są słowo, fraza, liczba lub ciąg słów, cyfr. Napisz odpowiedź bez spacji, przecinków i innych dodatkowych znaków. Dopasuj między
Bank zadań klasa 11 chemia 1. Konfiguracja elektronowa odpowiada jonowi: 2. Cząstki i i i i mają taką samą konfigurację 3. Magnez i
BUDŻET MIEJSKI INSTYTUCJA EDUKACYJNA „SZKOŁA 72” DZIELNICY MIASTA SAMARA ROZWAŻANA na spotkaniu stowarzyszenia metodycznego nauczycieli (przewodniczący obwodu moskiewskiego: podpis, imię i nazwisko) protokół z 20
Badamy wpływ uniwersalnego wskaźnika na roztwory niektórych soli 
Jak widać, środowisko pierwszego roztworu jest obojętne (pH=7), drugie kwaśne (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Jak wytłumaczyć tak ciekawy fakt?
Najpierw pamiętajmy, czym jest pH i od czego ono zależy.
pH jest wskaźnikiem wodoru, miarą stężenia jonów wodorowych w roztworze (zgodnie z pierwszymi literami łacińskich słów potentia hydrogeni - siła wodoru).
pH oblicza się jako ujemny logarytm dziesiętny stężenia jonów wodorowych, wyrażony w molach na litr:
W czystej wodzie o temperaturze 25°C stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są takie same i wynoszą 10 -7 mol/l (pH=7).
Gdy stężenia obu rodzajów jonów w roztworze są takie same, roztwór jest obojętny. Gdy > roztwór jest kwaśny, a gdy > - zasadowy.
Z powodu czego w niektórych wodnych roztworach soli dochodzi do naruszenia równości stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych?
Faktem jest, że następuje przesunięcie równowagi dysocjacji wody z powodu wiązania jednego z jej jonów (lub) z jonami soli z wytworzeniem słabo zdysocjowanego, trudno rozpuszczalnego lub lotnego produktu. To jest istota hydrolizy.
- jest to chemiczne oddziaływanie jonów soli z jonami wody, prowadzące do powstania słabego elektrolitu - kwasu (lub soli kwasowej) lub zasady (lub soli zasadowej).
Słowo „hydroliza” oznacza rozkład przez wodę („hydro” – woda, „liza” – rozkład).
W zależności od tego, który jon soli wchodzi w interakcję z wodą, istnieją trzy rodzaje hydrolizy:
- hydroliza przez kation (tylko kation reaguje z wodą);
- hydroliza zanionowa (tylko anion reaguje z wodą);
- ž hydroliza stawów - hydroliza przez kation i anion (zarówno kation, jak i anion reagują z wodą).
Dowolną sól można uznać za produkt powstały w wyniku interakcji zasady i kwasu:
Hydroliza soli to oddziaływanie jej jonów z wodą, prowadzące do pojawienia się środowiska kwaśnego lub zasadowego, ale nie towarzyszy temu tworzenie się osadu lub gazu.
Proces hydrolizy przebiega tylko z udziałem rozpuszczalny sól i składa się z dwóch etapów:
1)dysocjacja sól w roztworze nieodwracalny reakcja (stopień dysocjacji lub 100%);
2) faktycznie , tj. oddziaływanie jonów soli z wodą odwracalny reakcja (stopień hydrolizy ˂ 1 lub 100%)
Nie można dodawać równań I i II etapu - pierwszy z nich jest nieodwracalny, drugi odwracalny!
Zauważ, że sole utworzone przez kationy alkalia i aniony mocny kwasy nie ulegają hydrolizie, dysocjują dopiero po rozpuszczeniu w wodzie. W roztworach soli KCl, NaNO 3 , NaSO 4 i BaI pożywka neutralny.
Hydroliza anionów
W przypadku interakcji aniony rozpuszczona sól z wodą proces nazywa się hydroliza solna na anionie.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dysocjacja)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydroliza)
Dysocjacja soli KNO 2 przebiega całkowicie, hydroliza anionu NO 2 - w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,0014%), ale to wystarczy, aby roztwór stał się alkaliczny(wśród produktów hydrolizy znajduje się jon OH -), w nim p H = 8,14.
Aniony ulegają tylko hydrolizie słaby kwasy (w tym przykładzie jon azotynowy NO 2 odpowiadający słabemu kwasowi azotanemu HNO 2). Anion słabego kwasu przyciąga do siebie obecny w wodzie kation wodorowy i tworzy cząsteczkę tego kwasu, podczas gdy jon wodorotlenkowy pozostaje wolny:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Przykłady:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H2O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 \u003d 2 Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
d) K 3 PO 4 \u003d 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 -
Zwróć uwagę, że w przykładach (c-e) nie możesz zwiększyć liczby cząsteczek wody i zamiast hydroanionów (HCO 3, HPO 4, HS) wpisz wzory odpowiednich kwasów (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hydroliza jest reakcją odwracalną i nie może przebiegać „do końca” (przed powstaniem kwasu).
Gdyby taki niestabilny kwas, jak H 2 CO 3, powstał w roztworze jego soli NaCO 3, wówczas CO 2 zostałby uwolniony z roztworu gazowego (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Jednak po rozpuszczeniu sody w wodzie tworzy się przezroczysty roztwór bez wydzielania gazu, co świadczy o niepełnej hydrolizie anionu z pojawieniem się w roztworze tylko hydranionów kwasu węglowego HCO 3 -.
Stopień hydrolizy soli przez anion zależy od stopnia dysocjacji produktu hydrolizy, kwasu. Im słabszy kwas, tym wyższy stopień hydrolizy. Na przykład jony CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- ulegają hydrolizie w większym stopniu niż jon NO 2, ponieważ dysocjacja H 2 CO 3 i H 2 S w II etapie oraz H 3 PO 4 w III etapie przebiega znacznie mniej niż dysocjacja kwasu HNO 2 . Dlatego roztwory, na przykład Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS będą silnie zasadowy(co łatwo zweryfikować mydłem sody w dotyku) .
Nadmiar jonów OH w roztworze można łatwo wykryć za pomocą wskaźnika lub zmierzyć za pomocą specjalnych instrumentów (pH-metry).
Jeżeli w stężonym roztworze soli, która jest silnie hydrolizowana przez anion,
na przykład Na 2 CO 3, dodaj aluminium, wtedy ten ostatni (z powodu amfoteryzmu) będzie reagował z alkaliami i będzie obserwowane wydzielanie wodoru. To dodatkowy dowód na hydrolizę, ponieważ do roztworu sody nie dodaliśmy zasady NaOH!
Zwróć szczególną uwagę na sole kwasów o średniej mocy - ortofosforowych i siarkowych. W pierwszym etapie kwasy te dość dobrze dysocjują, dzięki czemu ich kwaśne sole nie ulegają hydrolizie, a środowisko roztworu takich soli jest kwaśne (ze względu na obecność w składzie soli kationu wodorowego). A przeciętne sole są hydrolizowane przez anion - pożywka jest zasadowa. Tak więc hydrosiarczyny, hydrofosforany i dihydrofosforany nie są hydrolizowane przez anion, środowisko jest kwaśne. Siarczyny i fosforany są hydrolizowane przez anion, środowisko jest zasadowe.
Hydroliza przez kation
W przypadku oddziaływania kationu rozpuszczonej soli z wodą proces ten nazywa się
hydroliza solna na kationie
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (dysocjacja)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hydroliza)
Dysocjacja soli Ni (NO 3) 2 przebiega całkowicie, hydroliza kationu Ni 2+ - w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,001%), ale okazuje się to wystarczające dla ośrodka zakwaszenie (wśród produktów hydrolizy znajduje się jon H + ).
Hydrolizie ulegają jedynie kationy słabo rozpuszczalnych wodorotlenków zasadowych i amfoterycznych oraz kation amonowy. NH4+. Kation metalu oddziela jon wodorotlenkowy od cząsteczki wody i uwalnia kation wodorowy H + .
W wyniku hydrolizy kation amonowy tworzy słabą zasadę - hydrat amoniaku oraz kation wodorowy:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Należy pamiętać, że nie można zwiększyć liczby cząsteczek wody i zamiast hydroksokacji (na przykład NiOH +) napisać formuły wodorotlenkowe (na przykład Ni (OH) 2). Gdyby powstały wodorotlenki, to z roztworów soli wypadłyby osady, czego nie obserwuje się (sole te tworzą przezroczyste roztwory).
Nadmiar kationów wodorowych można łatwo wykryć wskaźnikiem lub zmierzyć specjalnymi przyrządami. Magnez lub cynk wprowadza się do stężonego roztworu soli silnie hydrolizowanej przez kation, który następnie reaguje z kwasem z uwolnieniem wodoru.
Jeśli sól jest nierozpuszczalna, to nie ma hydrolizy, ponieważ jony nie oddziałują z wodą.