Rôzne anorganické látky podliehajú hydrolýze. Hydrolýza
Hydrolýza je výmenná reakcia soli s vodou ( solvo derivát V tomto prípade sa pôvodná látka ničí vodou, pričom vznikajú látky nové.
Keďže hydrolýza je iónomeničovou reakciou, jej hnacou silou je tvorba slabého elektrolytu (zrážanie a/alebo vývoj plynu). Je dôležité mať na pamäti, že hydrolytická reakcia je reverzibilná reakcia (vo väčšine prípadov), ale existuje aj ireverzibilná hydrolýza (prebehne až do konca, v roztoku nebude žiadna východisková látka). Hydrolýza je endotermický proces (so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť hydrolýzy aj výťažok produktov hydrolýzy).
Ako je zrejmé z definície, že hydrolýza je výmenná reakcia, možno predpokladať, že na kov prechádza OH skupina (+ možný kyslý zvyšok, ak sa vytvorí zásaditá soľ (počas hydrolýzy soli vytvorenej silnou kyselinou). a slabá polykyselinová zásada)) a ku kyslému zvyšku ide vodíkový protón H+ (+ možný ión kovu a vodíkový ión, tvoriaci kyslú soľ, ak sa soľ tvorená slabou viacsýtnou kyselinou hydrolyzuje)).
Existujú 4 typy hydrolýzy:
1. Soľ tvorená silnou zásadou a silnou kyselinou. Keďže už bolo uvedené vyššie, hydrolýza je iónomeničová reakcia a vyskytuje sa iba v prípade tvorby slabého elektrolytu. Ako je uvedené vyššie, OH skupina ide do kovu a vodíkový protón H + ide do kyslého zvyšku, ale ani silná zásada, ani silná kyselina nie sú slabé elektrolyty, preto v tomto prípade nedochádza k hydrolýze:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
Reakcia média je takmer neutrálna: pH≈7
2. Soľ tvorí slabá zásada a silná kyselina. Ako je uvedené vyššie: skupina OH - prechádza ku kovu a protón vodíka H + prechádza ku kyslému zvyšku. Napríklad:
NH4CI+HOH↔NH4OH+HCl
NH4 + +Cl - +HOH↔NH4OH+H + +Cl -
NH4+ +HOH↔NH4OH+H+
Ako je možné vidieť z príkladu, hydrolýza prebieha pozdĺž katiónu, reakcia média je kyslé pH < 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. Soľ je tvorená slabou kyselinou a silnou zásadou Ako je uvedené vyššie: OH skupina prechádza na kov a protón vodíka H + prechádza na kyslý zvyšok. Napríklad:
CH3COONa+HOH↔NaOH+CH3COOH
СH3COO - +Na + +HOH↔Na + +CH3COOH+OH -
CH3COO - +HOH↔+CH3COOH+OH -
Na anióne prebieha hydrolýza, reakcia média je alkalická, pH >7. Pri písaní rovníc pre hydrolýzu soli tvorenej slabou viacsýtnou kyselinou a silnou zásadou treba na pravú stranu písať vznik kyslej soli, hydrolýza prebieha v 1 kroku. Napríklad:
Na2C03 +HOH↔NaOH+NaHC03
2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. Soľ tvorí slabá zásada a slabá kyselina. Toto je jediný prípad, keď sa hydrolýza dokončí a je nevratná (až do úplného spotrebovania pôvodnej soli). Napríklad:
CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Toto je jediný prípad, keď sa hydrolýza dokončí. Hydrolýza nastáva na anióne aj na katióne; reakciu média je ťažké predpovedať, ale je blízko neutrálnej hodnoty: pH≈7.
Existuje tiež konštanta hydrolýzy; zvážte ju pomocou príkladu acetátového iónu, ktorý ju označuje Ac- . Ako je možné vidieť z vyššie uvedených príkladov, kyselina octová (etanová) je slabá kyselina, a preto sa jej soli hydrolyzujú podľa nasledujúcej schémy:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Nájdite rovnovážnu konštantu pre tento systém:
Vedieť iónový produkt vody, môžeme cez neho vyjadriť koncentráciu [ OH ] - ,
Dosadením tohto výrazu do rovnice pre konštantu hydrolýzy dostaneme:
Dosadením ionizačnej konštanty vody do rovnice dostaneme:
Ale konštanta disociácia kyseliny (na príklade kyseliny chlorovodíkovej) sa rovná:
Kde je hydratovaný vodíkový protón: . To isté platí pre kyselinu octovú, ako v príklade. Dosadením hodnoty disociačnej konštanty kyseliny do rovnice pre konštantu hydrolýzy dostaneme:
Ako vyplýva z príkladu, ak je soľ tvorená slabou zásadou, potom v menovateli bude disociačná konštanta zásady vypočítaná podľa rovnakého princípu ako disociačná konštanta kyseliny. Ak je soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou, potom bude menovateľom súčin disociačných konštánt kyseliny a zásady.
Stupeň hydrolýzy.
Existuje aj ďalšia veličina charakterizujúca hydrolýzu - stupeň hydrolýzy -α.Čo sa rovná pomer množstva (koncentrácie) soli podliehajúcej hydrolýze k celkovému množstvu (koncentrácii) rozpustenej soliStupeň hydrolýzy závisí od koncentrácie soli a teploty roztoku. Zvyšuje sa, keď sa roztok soli zriedi a teplota roztoku sa zvyšuje. Pripomeňme, že čím je roztok zriedenejší, tým je molárna koncentrácia pôvodnej soli nižšia; a stupeň hydrolýzy sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, pretože hydrolýza je endotermický proces, ako je uvedené vyššie.
Stupeň hydrolýzy soli je tým vyšší, čím slabšia je kyselina alebo zásada, ktorá ju tvorí. Ako vyplýva z rovnice pre stupeň hydrolýzy a typy hydrolýzy: s ireverzibilnou hydrolýzouα≈1.
Stupeň hydrolýzy a konštanta hydrolýzy sú vzájomne prepojené prostredníctvom Ostwaldovej rovnice (Wilhelm Friedrich OstwaldOstwaldov zákon riedenia, odvodený od 1888rokZákon riedenia ukazuje, že stupeň disociácie elektrolytu závisí od jeho koncentrácie a disociačnej konštanty. Vezmime si počiatočnú koncentráciu látkyC 0, a disociovaná časť látky jeγ, pripomeňme si disociačnú schému látky v roztoku:
AB↔A + +B -
Potom Ostwaldov zákon možno vyjadriť takto:
Pripomeňme, že rovnica zahŕňa koncentrácie v momente rovnováhy. Ak je však látka mierne disociovaná, potom (1-γ)→1, čím sa Ostwaldova rovnica dostane do tvaru: Kd = y2Co.
Stupeň hydrolýzy podobne súvisí s jeho konštantou:
Vo veľkej väčšine prípadov sa používa tento vzorec. Ale ak je to potrebné, môžete vyjadriť stupeň hydrolýzy pomocou nasledujúceho vzorca:
Špeciálne prípady hydrolýzy:
1) Hydrolýza hydridov (zlúčeniny vodíka s prvkami (tu budeme uvažovať iba kovy skupiny 1 a 2 a metas), kde vodík má oxidačný stav -1):
NaH+HOH—>NaOH+H 2
CaH2+2HOH -> Ca(OH)2+2H 2
CH4+HOH->CO+3H 2
Reakcia s metánom je jednou z priemyselných metód výroby vodíka.
2) Hydrolýza peroxidov.Peroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín sa rozkladajú vodou za vzniku zodpovedajúceho hydroxidu a peroxidu vodíka (alebo kyslíka):
Na202 + 2 H20 ->2 NaOH + H202
Na202 + 2H20->2NaOH+02
3) Hydrolýza nitridov.
Ca3N2+6HOH->3Ca(OH)2+2NH3
4) Hydrolýza fosfidov.
K3P+3HOH->3KOH+PH 3
Emitovaný plyn PH 3 -fosfín, veľmi jedovatý, pôsobí na nervový systém. Je tiež schopný samovznietenia pri kontakte s kyslíkom. Prechádzali ste sa niekedy v noci cez močiar alebo prechádzali okolo cintorínov? Videli sme zriedkavé záblesky svetiel – „will-o’-the-wisps“, ktoré sa javia ako fosfínové popáleniny.
5) Hydrolýza karbidov. Tu uvedieme dve reakcie, ktoré majú praktickú aplikáciu, keďže s ich pomocou sa získa 1 člen homologickej série alkánov (reakcia 1) a alkínov (reakcia 2):
Al4C3 +12 HOH ->4 Al (OH)3+3CH4 (reakcia 1)
CaC2 + 2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reakcia 2, produkt je acitelen, podľa UPA S ethin)
6) Hydrolýza silicídov. V dôsledku tejto reakcie vzniká 1 zástupca homologickej série silánov (celkovo je ich 8): SiH 4 - monomérny kovalentný hydrid.
Mg2Si+4HOH->2Mg(OH)2+SiH 4
7) Hydrolýza halogenidov fosforu. Tu budeme uvažovať o chloridoch fosforu 3 a 5, čo sú kyslé chloridy kyseliny fosforečnej a kyseliny fosforečnej:
PCl3+3H20=H3P03+3HCl
PCl5+4H20=H3P04+5HCl
8) Hydrolýza organických látok.Tuky sa hydrolyzujú za vzniku glycerolu (C 3 H 5 (OH) 3) a karboxylovej kyseliny (príklad nasýtenej karboxylovej kyseliny) (C n H (2n + 1) COOH)
Estery:
CH3COOCH3+H20↔CH3COOH+CH3OH
Alkohol:
C2H5ONa+H20↔C2H5OH+NaOH
Živé organizmy počas reakcií hydrolyzujú rôzne organické látky katabolizmus s účasťou enzýmy. Napríklad pri hydrolýze za účasti tráviacich enzýmov bielkoviny sa rozkladajú na aminokyseliny, tuky na glycerol a mastné kyseliny, polysacharidy na monosacharidy (napríklad glukóza).
Keď sa tuky hydrolyzujú v prítomnosti alkálií, získajú mydlo; hydrolýza tukov v prítomnosti katalyzátory používané na získanie glycín a mastné kyseliny.
Úlohy
1) Stupeň disociácie a kyseliny octovej v 0,1 M roztoku pri 18 °C je 1,4·10 –2. Vypočítajte kyslú disociačnú konštantu Kd (nápoveda - použite Ostwaldovu rovnicu.)
2) Aké množstvo hydridu vápenatého sa musí rozpustiť vo vode, aby sa uvoľneným plynom zredukovalo 6,96 g oxidu železa na železo? II, III)?
3) Napíšte rovnicu reakcie Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Vypočítajte stupeň a konštantu hydrolýzy soli Na 2 SO 3 pre koncentráciu Cm = 0,03 M, berúc do úvahy len 1. stupeň hydrolýzy. (Vezmite disociačnú konštantu kyseliny sírovej na 6,3∙10 -8)
Riešenia:
a) Dosaďte tieto problémy do Ostwaldovho zákona riedenia:
b) Kd = ·[C] = (1,4 10 –2) 0,1/(1 – 0,014) = 1,99 10 –5
Odpoveď. Kd = 1,99·10-5.
c) Fe304 + 4H2 -> 4H20 + 3Fe
CaH2+HOH->Ca(OH)2+2H 2
Zistíme počet mólov oxidu železa(II,III), rovná sa pomeru hmotnosti tejto látky k jej molárnej hmotnosti, dostaneme 0,03 (mol) Pomocou chemickej rovnice zistíme, že móly vápnika hydridu vápenatého sa rovná 0,06 (mol), čo znamená, že hmotnosť hydridu vápenatého sa rovná 2,52 (g).
odpoveď: 2,52 (gramov).
d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O→3СO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na2S04
e) Siričitan sodný podlieha hydrolýze na anióne, reakcia roztoku soli je alkalická (pH > 7):
S032- + H20<-->OH - + HSO 3 -
Konštanta hydrolýzy (pozri rovnicu vyššie) sa rovná: 10-14 / 6,3*10-8 = 1,58*10-7
Stupeň hydrolýzy sa vypočíta podľa vzorca α 2 / (1 - α) = Kh /C 0.
Takže α = (Kh / C 0) 1/2 = (1,58*10-7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10-3
odpoveď: Kh = 1,58 x 10-7; a = 2,3 x 10-3
Strih: Galina Nikolaevna Kharlamova
Osobitné miesto medzi metabolickými reakciami má hydrolýza. Vo všeobecnosti je hydrolýza rozklad látok vodou. Voda je jednou z najúčinnejších látok. Pôsobí na širokú škálu tried zlúčenín: soli, sacharidy, bielkoviny, estery, tuky atď. Pri hydrolýze nekovových zlúčenín sa zvyčajne tvoria dve kyseliny, napríklad:
PCl3 + 3 H20 = H3P03 + 3 HCl
V tomto prípade sa kyslosť roztokov mení v porovnaní s kyslosťou rozpúšťadla.
V anorganickej chémii sa človek najčastejšie musí zaoberať hydrolýzou solí, t.j. s výmennou interakciou iónov solí s molekulami vody, v dôsledku čoho sa posúva rovnováha elektrolytickej disociácie vody.
Hydrolýza soli je reverzibilná interakcia iónov solí s iónmi vody, čo vedie k zmene rovnováhy medzi vodíkovými a hydroxidovými iónmi v roztoku.
Hydrolýza je výsledkom polarizačnej interakcie iónov solí s ich hydratačným obalom vo vodnom roztoku. Čím významnejšia je táto interakcia, tým intenzívnejšia je hydrolýza. Zjednodušene možno podstatu procesu hydrolýzy znázorniť nasledovne.
Kn+ katióny sa viažu v roztoku na molekuly vody, ktoré ich hydratujú väzbami donor-akceptor; Donorom sú atómy kyslíka molekuly vody, ktoré majú dva osamelé páry elektrónov, akceptorom sú katióny, ktoré majú voľné atómové orbitály. Čím väčší je náboj katiónu a čím menšia je jeho veľkosť, tým väčší je polarizačný účinok Kn+ na H20.
Anióny An‾ sa viažu s molekulami vody vodíkovými väzbami. Silný vplyv aniónov môže viesť k úplnému odstráneniu protónu z molekuly H 2 O – vodíková väzba sa stáva kovalentnou. V dôsledku toho sa vytvorí kyselina alebo anión typu HS‾, HCO 3‾ atď.
Čím väčší je náboj aniónu a čím menší je jeho polomer, tým významnejšia je interakcia An‾ aniónov s protónmi. Intenzitu interakcie látky s vodou teda určuje sila polarizačného vplyvu Kn+ a An‾ na molekuly H2O.Katióny prvkov vedľajších podskupín a prvkov bezprostredne za nimi teda podliehajú intenzívnejšej hydrolýze ako iné ióny s rovnakým nábojom a polomerom, pretože jadrá prvého z nich sú menej efektívne tienené d-elektrónmi.
Hydrolýza - opačný proces neutralizačnej reakcie. Ak je neutralizačná reakcia exotermický a ireverzibilný proces, potom hydrolýza je endotermický a reverzibilný proces.
Neutralizačná reakcia:
2 KOH + H2S03 → K2S03 + 2 H20
silný slabý silný slabý
2 OH + H2S03 = S03 2- + 2 H20
Hydrolytická reakcia:
K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3
SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + OH‾
Počas hydrolýzy sa disociačná rovnováha vody posúva v dôsledku väzby jedného z jej iónov (H + alebo OH -) na slabú elektrolytickú soľ. Pri väzbe iónov H + sa v roztoku hromadia ióny OH −, reakcia média bude alkalická a keď sa naviažu ióny OH −, hromadia sa ióny H + - médium bude kyslé.
Existujú štyri možnosti pôsobenia vody na soľ.
1. Ak majú katióny a anióny malé náboje a veľké veľkosti, potom je ich polarizačný účinok na molekuly vody malý, to znamená, že k interakcii soli s H 2 O prakticky nedochádza. To platí pre katióny, ktorých hydroxidy sú alkálie (napríklad K + a Ca 2+) a pre anióny silných kyselín (napríklad Cl‾ a NO 3‾). teda soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou nepodliehajú hydrolýze. V tomto prípade ide o rovnováhu disociácie vody
H 2 O ↔ H + + OH‾
v prítomnosti iónov solí nie je prakticky narušený. Preto sú roztoky takýchto solí neutrálne (pH ≈ 7).
2. Ak soľ vzniká katiónom silnej zásady a aniónom slabej kyseliny(S2-, CO32-, CN‾, atď.), potom hydrolýza nastáva na anióne. Príkladom je hydrolýza CH3COOC soli. Ióny solí CH 3 COO − a K + interagujú s iónmi H + a OH − z vody. V tomto prípade sa acetátové ióny (CH 3 COO −) viažu s vodíkovými iónmi (H +) na molekuly slabého elektrolytu - kyseliny octovej (CH 3 COOH) a OH − ióny sa akumulujú v roztoku, čím dochádza k alkalickej reakcii, keďže K + ióny nemôžu viazať OH − ióny (KOH je silný elektrolyt), pH > 7 .
Molekulárna rovnica hydrolýzy:
CH 3 COOK + H2O ↔ KOH + CH 3 UN
Úplná iónová rovnica pre hydrolýzu je:
K + + CH3COO − + NOH ↔ K + + OH - + CH3COOH
skrátená rovnica iónovej hydrolýzy:
CH 3 TAK − + N ON ↔ OH - + CH 3 UNS
Hydrolýza soli Na2 S prebieha po etapách. Soľ je tvorená silnou zásadou (NaOH) a slabou dvojsýtnou kyselinou (H 2 S). V tomto prípade soľný anión S 2− viaže ióny H + vody a OH − ióny sa akumulujú v roztoku. Rovnica v redukovanej iónovej a molekulárnej forme je:
ja S 2− + N ON ↔HS − + OH-
Na2S + H20 ↔ NaHS + NaOH
II. H.S. − + N ON ↔ H 2 S+ OH-
NaHS + H20 ↔ NaOH + H2S
Druhý stupeň hydrolýzy za normálnych podmienok prakticky neprebieha, keďže pri akumulácii OH - ióny spôsobujú roztoku vysoko alkalickú reakciu, ktorá vedie k neutralizačnej reakcii, posunu rovnováhy doľava v súlade s Le Chatelierovým princípom. Preto sa hydrolýza solí tvorených silnou zásadou a slabou kyselinou potláča pridaním zásady.
Čím väčší je polarizačný vplyv aniónov, tým intenzívnejšia je hydrolýza. V súlade so zákonom hromadného pôsobenia to znamená, že hydrolýza prebieha tým intenzívnejšie, čím je kyselina slabšia.
3. Ak soľ je tvorená katiónom slabej zásady a aniónom silnej kyseliny, potom na katióne dochádza k hydrolýze. K tomu dochádza napríklad počas hydrolýzy soli NH 4 Cl (NH 4 OH je slabá zásada, HCl je silná kyselina). Vyhoďme Cl - ión, pretože poskytuje silný elektrolyt s katiónom vody, potom bude mať rovnica hydrolýzy nasledujúci tvar:
N.H. 4 + + N ON ↔ N.H. 4 OH+H+ (skrátená iónová rovnica)
NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (molekulárna rovnica)
Zo skrátenej rovnice je zrejmé, že OH − ióny vody sú viazané do slabého elektrolytu, v roztoku sa hromadia ióny H + a prostredie sa stáva kyslým (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.
Hydrolýza soli vytvorenej polykyselinovou bázou (napríklad Zn(N03)2) prebieha postupne na katióne slabej bázy.
ja Zn 2+ + N ON ↔ ZnOH + +H+ (krátka iónová rovnica)
Zn(NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (molekulárna rovnica)
OH − ióny sa viažu na slabú zásadu ZnOH +, hromadia sa ióny H +.
Druhý stupeň hydrolýzy za normálnych podmienok prakticky neprebieha, keďže v dôsledku akumulácie iónov H + v roztoku vzniká silne kyslé prostredie a rovnováha hydrolytickej reakcie v 2. stupni sa posúva doľava:
II. ZnOH + + N ON ↔ Zn(OH) 2 +H+ (krátka iónová rovnica)
ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (molekulárna rovnica)
Je zrejmé, že čím je báza slabšia, tým je hydrolýza úplnejšia.
4. Soľ tvorená katiónom slabej zásady a aniónom slabej kyseliny podlieha hydrolýze na katióne a na anióne. Príkladom je proces hydrolýzy soli CH3COONH4. Napíšme rovnicu v iónovej forme:
NH 4 + + CH 3 COO − + HON ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH
Hydrolýza takýchto solí je veľmi silná, pretože vedie k tvorbe slabej zásady aj slabej kyseliny.
Reakcia média v tomto prípade závisí od relatívnej sily zásady a kyseliny, t.j. z ich disociačných konštánt (K D):
ak KD (zásady) > KD (kyseliny), potom pH > 7;
ak K D (základ)< K Д (кислоты), то pH < 7.
V prípade hydrolýzy CH 3 COONH 4:
KD (NH40H) = 1,8.10-5; KD (CH3COOH) = 1,810-5,
preto bude reakcia vodného roztoku tejto soli takmer neutrálna (pH ≈ 7).
Ak sú báza a kyselina tvoriace soľ nielen slabé elektrolyty, ale aj zle rozpustné alebo nestabilné a rozkladajú sa za vzniku prchavých produktov, potom v tomto prípade hydrolýza soli prebieha cez všetky stupne až do konca, t.j. kým nevznikne slabá, málo rozpustná zásada a slabá kyselina. V tomto prípade hovoríme o ireverzibilná alebo úplná hydrolýza.
Práve úplná hydrolýza je dôvodom, prečo nie je možné pripraviť vodné roztoky niektorých solí, napríklad Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3 atď.
Al2S3 + 6H20 → 2Al(OH)3↓ + 3H2S
Preto sulfid hlinitý nemôže existovať vo forme vodných roztokov, dá sa získať iba „suchou metódou“, napríklad z prvkov pri vysokých teplotách:
2Al + 3S – t ° → Al 2 S 3,
a musia sa skladovať v uzavretých nádobách, aby sa zabránilo vniknutiu vlhkosti.
Takéto zlúčeniny nie je možné získať výmennou reakciou vo vodnom roztoku. Keď soli A13+, Cr3+ a Fe3+ interagujú v roztoku so sulfidmi a uhličitanmi, nezrážajú sa sulfidy a uhličitany týchto katiónov, ale ich hydroxidy:
2AlCl3 +3Na2S +6H20 → 3H2S + 2Al(OH)3 ↓ +6NaCl
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H20 → 2Сr(OH)3↓ + 3СO2 + 6NaCl
V uvažovaných príkladoch sa hydrolýza dvoch solí (AlCl3 a Na2S alebo CrCl3 a Na2C03) vzájomne zosilní a reakcia pokračuje do konca, pretože reakčné produkty sa uvoľňujú z roztoku vo forme sedimentu. a plyn.
Hydrolýza solí môže byť v niektorých prípadoch veľmi náročná. (Jednoduché rovnice pre hydrolytické reakcie v konvenčnom zápise sú často podmienené.) Produkty hydrolýzy možno určiť len na základe analytického výskumu. Napríklad produkty hydrolýzy solí obsahujúcich viacnásobne nabité katióny môžu byť polynukleárne komplexy. Ak teda roztoky Hg 2+ obsahujú iba mononukleárne komplexy, potom roztoky Fe 3+ okrem komplexov 2+ a + obsahujú aj dvojjadrový komplex 4+; v roztokoch Be 2+ vznikajú najmä viacjadrové komplexy zloženia [Be 3 (OH) 3 ] 3+; v roztokoch Sn 2+ vznikajú komplexné ióny 2+, 2+, +; v roztokoch Bi 3+ sú spolu s [ВiОН] 2+ komplexné ióny zloženia 6+. Hydrolytické reakcie vedúce k tvorbe polyjadrových komplexov možno znázorniť takto:
mM k+ + nH20 ↔ M m (OH) n (mk - n) + + nH+,
kde m sa mení od 1 do 9 a n môže nadobúdať hodnoty od 1 do 15. Tento druh reakcie je možný pre katióny s viac ako 30 prvkami. Zistilo sa, že každý náboj iónu vo väčšine prípadov zodpovedá určitej forme komplexu. Ióny M2+ sú teda charakterizované formou dimérov 3+, ióny M3+ sú charakterizované formou 4+ a M4+ sú charakterizované formou 5+ a zložitejšie, napríklad 8+.
Pri vysokých teplotách a vysokých hodnotách pH vznikajú aj oxokomplexy:
2MOH ↔ MOM + H2O alebo
Napríklad,
BiCl3 + H20 « Bi(OH)2CI + 2HCl
Katión Bi(OH) 2 + ľahko stráca molekulu vody a vytvára bizmutylový katión BiO +, ktorý s chloridovým iónom poskytuje bielu kryštalickú zrazeninu:
Bi(OH)2Cl®BiOCl↓ + H20.
Štrukturálne môžu byť polynukleárne komplexy reprezentované vo forme oktaedrov, ktoré sú navzájom spojené pozdĺž vrcholu, hrany alebo plochy pomocou rôznych mostíkov (O, OH atď.).
Produkty hydrolýzy uhličitanov mnohých kovov majú zložité zloženie. Pri interakcii rozpustných solí Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ s uhličitanom sodným teda nevznikajú stredné uhličitany, ale menej rozpustné hydroxykarbonáty napríklad Cu2(OH)2C03, Zn5(OH)6(C03)2, Pb3(OH)2(C03)2. Príklady reakcií zahŕňajú:
5MgS04 + 5Na2CO3 + H20 → Mg5(OH)2(CO3)4↓ + 5Na2S04 + CO2
2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2
Hydrolýza je kvantitatívne charakterizovaná stupňom hydrolýzy h a hydrolytická konštanta KG.
Stupeň hydrolýzy ukazuje, aká časť soli obsiahnutej v roztoku (С М) prešla hydrolýzou (С Мgid) a vypočíta sa ako pomer:
h = SM vodítko / SM (100 %).
Je zrejmé, že pre proces reverzibilnej hydrolýzy h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100 %). Okrem povahy soli závisí stupeň hydrolýzy od koncentrácie soli a teploty roztoku.
V roztokoch so strednou koncentráciou rozpustenej látky je stupeň hydrolýzy pri izbovej teplote zvyčajne nízky. Pre soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou je prakticky nulová; pre soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou alebo silnou zásadou a slabou kyselinou je to ≈ 1 %. Takže pre 0,01 M roztok NH4CI h= 0,01 %; pre 0,1 n. roztok CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.
Hydrolýza je reverzibilný proces, takže pre ňu platí zákon hromadného pôsobenia.
Hydrolytická konštanta je rovnovážna konštanta procesu hydrolýzy a vo svojom fyzikálnom význame určuje stupeň ireverzibilnosti hydrolýzy. Čím je KG vyššia, tým je hydrolýza ireverzibilnejšia. KG má svoj vlastný výraz pre každý prípad hydrolýzy.
Odvoďme výraz pre konštantu hydrolýzy soli slabej kyseliny a silnej zásady s použitím NaCN ako príkladu:
NaCN + H20 ↔ NaOH + HCN;
Na + + CN – +H20 ↔ Na + + OH – + HCN;
CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –
K sa rovná = / .
Má najväčšiu hodnotu, ktorá sa počas reakcie prakticky nemení, takže ju možno podmienene považovať za konštantnú. Potom vynásobením čitateľa a menovateľa koncentráciou protónov a zavedením konštantnej koncentrácie vody do konštanty dostaneme:
K rovné = KW/KD (kyslé) = KG
keďže / = 1/ K D (kyslé)
Pretože hodnota Kw je konštantná a rovná sa 10-14, je zrejmé, že čím nižšia je hodnota KD slabej kyseliny, ktorej anión je súčasťou soli, tým väčšia je hodnota KG.
Podobne pre soľ, ktorá je hydrolyzovaná katiónom (napríklad NH4Cl), získame:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (skrátená rovnica hydrolýzy)
K sa rovná = /
K G = K sa rovná = K W / K D (hlavné)
V tomto výraze sa čitateľ a menovateľ zlomku vynásobí . Je zrejmé, že čím menšia je KD slabej zásady, ktorej katión je súčasťou soli, tým väčšia je KG.
Ak je soľ tvorená slabou zásadou a slabou kyselinou (ako príklad použijeme NH4CN), potom skrátená rovnica hydrolýzy je:
NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
K sa rovná = / ,
V tomto výraze pre K vynásobíme čitateľa a menovateľa zlomku ·, takže výraz pre K Г má tvar:
KG = KW/(KD(kyselina) KD(zásaditá)).
Ako vyplýva z vyššie uvedených výrazov, hydrolytická konštanta je nepriamo úmerná disociačnej konštante slabého elektrolytu podieľajú sa na tvorbe soli (ak sa na tvorbe soli podieľajú dva slabé elektrolyty, potom je KG nepriamo úmerná súčinu ich disociačných konštánt).
Uvažujme hydrolýzu viacnásobne nabitého iónu. Vezmime si Na2CO3.
I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –
KG (I) = / × ( / ) = KW / K D (II),
to znamená, že výraz pre hydrolytickú konštantu pre prvý stupeň zahŕňa druhú disociačnú konštantu v menovateli a pre druhý stupeň hydrolýzy
HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –
KG (II) = / × ( / ) = KW / 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
Teda KG(I) >> KG(II), konštanta, a teda stupeň prvého stupňa hydrolýzy je oveľa väčší ako ten nasledujúci.
Stupeň hydrolýzy je hodnota podobná stupňu disociácie. Vzťah medzi stupňom a konštantou hydrolýzy je podobný ako vzťah medzi stupňom a disociačnou konštantou.
Ak je vo všeobecnosti počiatočná koncentrácia aniónu slabej kyseliny označená ako Co (mol/l), potom Co h(mol/l) – koncentrácia tej časti aniónu A –, ktorá prešla hydrolýzou a vytvorila sa CO h(mol/l) slabo kyslá HA a C o h(mol/l) hydroxidových skupín.
A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,
Tak tak h S o h S o h
potom K Г = / = С о h· Od h/ (Tak tak h) = C o h 2 / (1-h).
O h << 1 K Г = С о h 2 h= √K D / S o.
Veľmi podobný Ostwaldovmu zákonu riedenia.
S o h, dostaneme:
KG = C o h· Od h/ С о = 2 / С о, odkiaľ
= √К Г·С о.
Podobne možno ukázať, že počas hydrolýzy na kat
= √К Г·С о.
Schopnosť solí podliehať hydrolýze teda závisí od dvoch faktorov:
vlastnosti iónov, ktoré tvoria soľ;
vonkajšie faktory.
Ako posunúť hydrolytickú rovnováhu?
1) Pridávanie ako ióny. Pretože dynamická rovnováha vzniká počas reverzibilnej hydrolýzy, v súlade so zákonom o pôsobení hmoty môže byť rovnováha posunutá jedným alebo druhým smerom zavedením kyseliny alebo zásady do roztoku. Zavedenie kyseliny (H + katióny) potláča hydrolýzu katiónu, pridanie zásady (OH – anióny) potláča hydrolýzu aniónu. Toto sa často používa na zvýšenie alebo potlačenie procesu hydrolýzy.
2) Zo vzorca pre h to je jasné riedenie podporuje hydrolýzu. Zvýšenie stupňa hydrolýzy uhličitanu sodného
Na 2 CO 3 + HON ↔ NaHCO 3 + NaOH
pri riedení roztoku je znázornené na obr. 20.
Ryža. 20. Závislosť stupňa hydrolýzy Na 2 CO 3 od riedenia pri 20°C
3) Zvýšenie teploty podporuje hydrolýzu. Disociačná konštanta vody sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou vo väčšej miere ako disociačné konštanty produktov hydrolýzy - slabých kyselín a zásad, preto sa pri zahrievaní zvyšuje stupeň hydrolýzy. Je ľahké dospieť k tomuto záveru iným spôsobom: keďže neutralizačná reakcia je exotermická (DH = –56 kJ/mol), hydrolýza, ktorá je opačným procesom, je endotermická, preto podľa Le Chatelierovho princípu zahrievanie spôsobuje zvýšenie hydrolýzy. Ryža. 21 ilustruje vplyv teploty na hydrolýzu chloridu chromitého (III).
CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl
Ryža. 21. Závislosť stupňa hydrolýzy CrCl 3 od teploty
V chemickej praxi je veľmi bežná katiónová hydrolýza solí tvorených viacnásobne nabitým katiónom a jednoducho nabitým aniónom, napríklad AlC13. V roztokoch týchto solí sa vytvára menej disociovaná zlúčenina ako výsledok pridania jedného hydroxidového iónu ku kovovému iónu. Vzhľadom na to, že ión Al 3+ v roztoku je hydratovaný, prvý stupeň hydrolýzy možno vyjadriť rovnicou
3+ + HOH ↔ 2+ + H30 +
Pri bežných teplotách je hydrolýza solí viacnásobne nabitých katiónov prakticky obmedzená na tento stupeň. Pri zahrievaní nastáva hydrolýza v druhej fáze:
2+ + HOH ↔ + + H30 +
Kyslá reakcia vodného roztoku soli sa teda vysvetľuje skutočnosťou, že hydratovaný katión stráca protón a vodná skupina H20 sa premení na hydroxoskupinu OH‾. V uvažovanom procese môžu vznikať zložitejšie komplexy, napríklad 3+, ako aj komplexné ióny typu 3- a [AlO 2 (OH) 2] 3-. Obsah rôznych produktov hydrolýzy závisí od reakčných podmienok (koncentrácia roztoku, teplota, prítomnosť iných látok). Trvanie procesu je tiež dôležité, pretože rovnováha počas hydrolýzy solí viacnásobne nabitých katiónov sa zvyčajne dosahuje pomaly.
Prepis
1 HYDROLYZA ORGANICKÝCH A ANORGANICKÝCH LÁTOK
2 Hydrolýza (zo starogréckeho „ὕδωρ“ voda a „λύσις“ rozklad) je jedným z typov chemických reakcií, pri ktorých pri interakcii látok s vodou sa pôvodná látka rozkladá za vzniku nových zlúčenín. Mechanizmus hydrolýzy zlúčenín rôznych tried: - solí, uhľohydrátov, tukov, esterov atď.
3 Hydrolýza organických látok Živé organizmy pri reakciách za účasti ENZÝMOV uskutočňujú hydrolýzu rôznych organických látok. Napríklad pri hydrolýze za účasti tráviacich enzýmov sa BIELKOVINY štiepia na AMINOKYSELINY, TUKY na GLYCEROL a MASTNÉ KYSELINY, POLYSACHARIDY (napríklad škrob a celulóza) na MONOSACHARIDY (napríklad GLUKÓZA), NUKLEOVÉ KYSELINY na voľné NUKLEOTIDY . Keď sa tuky hydrolyzujú v prítomnosti alkálií, získa sa mydlo; hydrolýza tukov v prítomnosti katalyzátorov sa používa na získanie glycerolu a mastných kyselín. Etanol sa získava hydrolýzou dreva a produkty hydrolýzy rašeliny sa používajú pri výrobe kŕmnych kvasníc, vosku, hnojív atď.
4 1. Hydrolýza organických zlúčenín tuky sa hydrolyzujú za vzniku glycerolu a karboxylových kyselín (so zmydelnením NaOH):
5 škrob a celulóza sa hydrolyzujú na glukózu:
7 TEST 1. Pri hydrolýze tukov vznikajú 1) alkoholy a minerálne kyseliny 2) aldehydy a karboxylové kyseliny 3) jednosýtne alkoholy a karboxylové kyseliny 4) glycerín a karboxylové kyseliny ODPOVEĎ: 4 2. Hydrolýze podlieha: 1) Acetylén 2) Celulóza 3) Etanol 4) Metán ODPOVEĎ: 2 3. Hydrolýze podlieha: 1) Glukóza 2) Glycerol 3) Tuk 4) Kyselina octová ODPOVEĎ: 3
8 4. Hydrolýzou esterov vznikajú: 1) Alkoholy a aldehydy 2) Karboxylové kyseliny a glukóza 3) Škrob a glukóza 4) Alkoholy a karboxylové kyseliny ODPOVEĎ: 4 5. Hydrolýzou škrobu vzniká: 1) Sacharóza 2) Fruktóza 3) Maltóza 4) Glukóza ODPOVEĎ: 4
9 2. Reverzibilná a ireverzibilná hydrolýza Takmer všetky uvažované reakcie hydrolýzy organických látok sú reverzibilné. Existuje však aj nezvratná hydrolýza. Všeobecnou vlastnosťou ireverzibilnej hydrolýzy je, že jeden (prednostne obidva) z produktov hydrolýzy sa musí odstrániť z reakčnej sféry vo forme: - SEDIMENTU, - PLYNU. CaС₂ + 2Н₂О = Ca(OH)2 + С₂Н₂ Počas hydrolýzy solí: Al₄C3 + 12 H2O = 4 Al(OH)3 + 3CH4 Al₂S3 + 6 H202 Ca₂2 H2H₂2H2H₂2 ₂S = 2Ca(OH)2 + H2
10 HYDROLÝZA SOLI Hydrolýza solí je typ hydrolytickej reakcie spôsobenej výskytom iónomeničových reakcií v roztokoch (vodných) rozpustných solí elektrolytov. Hnacou silou procesu je interakcia iónov s vodou, čo vedie k vytvoreniu slabého elektrolytu v iónovej alebo molekulárnej forme ("iónová väzba"). Rozlišuje sa reverzibilná a ireverzibilná hydrolýza solí. 1. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady (aniónová hydrolýza). 2. Hydrolýza soli silnej kyseliny a slabej zásady (hydrolýza katiónov). 3. Hydrolýza soli slabej kyseliny a slabej zásady (nevratná) Soľ silnej kyseliny a silnej zásady nepodlieha hydrolýze
12 1. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady (hydrolýza aniónom): (roztok má alkalické prostredie, reakcia prebieha reverzibilne, hydrolýza v druhom stupni prebieha v nepatrnej miere) 2. Hydrolýza tzv. soľ silnej kyseliny a slabej zásady (hydrolýza katiónom): (roztok má kyslé prostredie, reakcia je reverzibilná, hydrolýza v druhom stupni prebieha v nevýznamnej miere)
13 3. Hydrolýza soli slabej kyseliny a slabej zásady: (rovnováha sa posúva smerom k produktom, hydrolýza prebieha takmer úplne, keďže oba produkty reakcie opúšťajú reakčnú zónu vo forme zrazeniny alebo plynu). Soľ silnej kyseliny a silnej zásady nepodlieha hydrolýze a roztok je neutrálny.
14 SCHÉMA HYDROLÝZY Uhličitanu sodného NaOH silná zásada Na₂CO₃ H₂CO₃ slabá kyselina > [H]+ ALKALICKÁ STREDNOKÝSLA SOĽ, hydrolýza ANIONOM
15 Prvý stupeň hydrolýzy Na₂CO3 + H22O NaOH + NaHCO3 2Na+ + CO32 + H2O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO3 ² + H₂O OH + HCO₃ Druhý stupeň hydrolýzy NaHCO₂3 + HCO₃₃ Na+ + HCO3+ H2O = Na+ + OH + CO2 + H2O HCO3 + H2O = OH + CO2 + H2O
16 SCHÉMA HYDROLYZY CHLORIDU MEĎNÉHO Cu(OH)₂ slabá zásada CuCl₂ HCl silná kyselina< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ
17 Prvý stupeň hydrolýzy CuCl2 + H2O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H2O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H2O (CuOH)+ + H+ Druhý stupeň hydrolýzy (СuOH) Cl + H2O Cu(OH)2 + HCl (Cu OH)+ + Cl + H2O Cu(OH)2 + H+ + Cl (CuOH)+ + H2O Cu(OH)2 + H+
18 SCHÉMA HYDROLÝZY SIRNÍKA HLINÍCKEHO Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S slabá zásada slabá kyselina = [H]+ NEUTRÁLNA REAKCIA MÉDIA hydrolýza nevratná
19 Al₂S₃ + 6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S HYDROLYZA CHLORIDU SODNÉHO NaCl NaOH HCl silná zásada silná kyselina = [ H ]+ NEUTRÁLNA REAKCIA PROSTREDIA nedochádza k hydrolýze NaCl + H₂O = NaOH + Cl + HCl + H20 = Na+ + OH + H+ + Cl
20 Premena zemskej kôry Zabezpečenie mierne zásaditého prostredia v morskej vode ÚLOHA HYDROLYZY V ŽIVOTE ĽUDSKÉHO Umývanie Umývanie riadu Umývanie mydlom Tráviace procesy
21 Napíšte rovnice hydrolýzy: a) k₂s b) fecl₂ c) (nh₄) ₂s g) bai₂ k₂s: koh - silná zásada h₂s slabá kyslá hydrolýza podľa aniónu Sole ( FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H20 (FeOH)+ + H+
22 (NH4)2S: NH4OH - slabá zásada; H2S - slabá kyselina NEZRUŠITEĽNÁ HYDROlýza (NH4)2S + 2H20 = H2S + 2NH4OH 2NH3 2H2O BaI2 : Ba(OH)2 - silná zásada; HI - silná kyselina BEZ HYDROLYZY
23 Vyplňte na kus papiera. Na ďalšej hodine odovzdajte prácu učiteľovi.
25 7. Vodný roztok ktorej soli má neutrálne prostredie? a) Al(NO₃)₃ b) ZnCl₂ c) BaCl₂ d) Fe(NO₃)₂ 8. V ktorom roztoku bude lakmusový lak modrý? a) Fe2(SO4)3 b) K2S c) CuCl2 d) (NH4)2SO4
26 9. 1) uhličitan draselný 2) etán 3) chlorid zinočnatý 4) tuk nepodlieha hydrolýze 10. Pri hydrolýze vlákniny (škrobu) môže vzniknúť: 1) glukóza 2) iba sacharóza 3) iba fruktóza 4) oxid uhličitý a voda 11. Prostredie roztoku v dôsledku hydrolýzy uhličitanu sodného je 1) alkalické 2) silne kyslé 3) kyslé 4) neutrálne 12. Hydrolýza sa podrobí 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 34) Na2S04
27 13. Hydrolýze nepodliehajú: 1) síran železnatý 2) alkoholy 3) chlorid amónny 4) estery 14. Roztokové médium ako výsledok hydrolýzy chloridu amónneho: 1) slabo zásadité 2) silne zásadité 3) kyslé 4 ) neutrálne
28 ÚLOHA Vysvetlite, prečo keď sa zlúčia roztoky FeCl₃ a Na₂CO₃, vytvorí sa zrazenina a uvoľní sa plyn? 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H20 = 2Fe(OH)3 + 6NaCl + 3CO₂
29 Fe+3 + H2O (FeOH)+² + H+ CO3² + H2O HCO3 + OH CO2 + H2O Fe(OH)3
Hydrolýza je reakcia metabolického rozkladu látok s vodou. Hydrolýza organických látok Anorganické látky Soli Hydrolýza organických látok Bielkoviny Halogénované alkány Estery (tuky) Sacharidy
HYDROLÝZA Všeobecné pojmy Hydrolýza je výmenná reakcia medzi látkami a vodou, ktorá vedie k ich rozkladu. Anorganické a organické látky rôznych tried môžu podliehať hydrolýze.
11. ročník Téma 6. Lekcia 6. Hydrolýza solí. Účel hodiny: Rozvinúť u študentov pochopenie hydrolýzy solí. Ciele: Edukačné: naučiť žiakov určovať charakter prostredia soľných roztokov ich zložením, skladať
Mestská vzdelávacia inštitúcia Stredná škola 1, Serukhova, Moskovský región Tatyana Aleksandrovna Antoshina, učiteľka chémie „Štúdium hydrolýzy v 11. ročníku“. S hydrolýzou sa žiaci prvýkrát zoznamujú v 9. ročníku na príklade anorganickej látky
Hydrolýza solí Prácu realizovala učiteľka najvyššej kategórie Timofeeva V.B. Čo je to hydrolýza Hydrolýza je proces metabolickej interakcie zložitých látok s vodou Hydrolýza Interakcia soli s vodou, ktorej výsledkom je
Vypracoval: učiteľ chémie Štátnej rozpočtovej vzdelávacej inštitúcie stredného odborného vzdelávania "Zakamensky Agro-Industrial College" Salisova Lyubov Ivanovna Metodická príručka na tému chémie "Hydrolýza" Táto učebnica predstavuje podrobnú teoretickú
1 Teória. Iónovo-molekulárne rovnice iónomeničových reakcií Reakcie iónovej výmeny sú reakcie medzi roztokmi elektrolytov, v dôsledku ktorých si vymieňajú svoje ióny. Iónové reakcie
18. Iónové reakcie v roztokoch Elektrolytická disociácia. Elektrolytická disociácia je rozklad molekúl v roztoku za vzniku kladne a záporne nabitých iónov. Úplnosť rozpadu závisí
MINISTERSTVO ŠKOLSTVA A VEDY KRASNODARSKÉHO KRAJA štátna rozpočtová odborná vzdelávacia inštitúcia Krasnodarského kraja "Krasnodarská škola informačných technológií" Zoznam
12. Karbonylové zlúčeniny. Karboxylové kyseliny. Sacharidy. Karbonylové zlúčeniny Medzi karbonylové zlúčeniny patria aldehydy a ketóny, ktorých molekuly obsahujú karbonylovú skupinu Aldehydy
Indikátor pH vodíka Ukazovatele Podstata hydrolýzy Druhy solí Algoritmus na zostavovanie rovníc pre hydrolýzu solí Hydrolýza rôznych typov solí Metódy na potlačenie a zosilnenie hydrolýzy Riešenie testov B4 Vodík
P\p Téma Hodina I II III 9. ročník, akademický rok 2014-2015, základná úroveň, chémia Téma hodiny Počet hodín Orientačné pojmy Vedomosti, schopnosti, zručnosti. Teória elektrolytickej disociácie (10 hodín) 1 Elektrolyty
Soli Definícia Soli sú komplexné látky tvorené atómom kovu a zvyškom kyseliny. Klasifikácia solí 1. Stredné soli, pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov: NaCl chlorid sodný. 2. Kyslé
Úlohy A24 z chémie 1. Roztoky chloridu meďnatého (ii) a 1) chloridu vápenatého 2) dusičnanu sodného 3) síranu hlinitého 4) octanu sodného majú rovnakú reakciu prostredia Chlorid meďný (ii) je soľ tvorená slabou zásadou
Mestská rozpočtová vzdelávacia inštitúcia stredná škola č. 4 v Baltiysku Pracovný program pre akademický predmet „Chémia“ 9. ročník, základná úroveň Baltiysk 2017 1. Vysvetľujúce
Banka úloh pre strednú certifikáciu žiakov 9. ročníka A1. Štruktúra atómu. 1. Náboj jadra atómu uhlíka 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Náboj jadra atómu sodíka 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Počet protónov v jadro
3 Roztoky elektrolytov Kvapalné roztoky sa delia na roztoky elektrolytov, ktoré môžu viesť elektrický prúd, a neelektrolytové roztoky, ktoré nie sú elektricky vodivé. Rozpustený v neelektrolytoch
Základné princípy teórie elektrolytickej disociácie Faraday Michael 22. IX.1791 25.VIII. 1867 anglický fyzik a chemik. V prvej polovici 19. stor. zaviedol pojem elektrolytov a neelektrolytov. Látky
Požiadavky na úroveň prípravy žiaka Žiaci po preštudovaní učiva 9. ročníka musia: Pomenovať chemické prvky symbolmi, látky vzorcami, znaky a podmienky chemických reakcií,
Lekcia 14 Hydrolýza solí Test 1 1. Roztok má alkalické prostredie l) Pb(NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. Vo vodnom roztoku ktorej látky je prostredie neutrálne? l) NaN03 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO
OBSAH PROGRAMU Časť 1. Chemický prvok Téma 1. Štruktúra atómov. Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov D.I. Mendelejev. Moderné predstavy o štruktúre atómov.
Chemické vlastnosti solí (priemer) OTÁZKA 12 Soli sú komplexné látky pozostávajúce z atómov kovov a zvyškov kyselín Príklady: Na 2 CO 3 uhličitan sodný; FeCl3 chlorid železitý; Al2(S04)3
1. Ktoré z nasledujúcich tvrdení platí pre nasýtené roztoky? 1) nasýtený roztok je možné koncentrovať, 2) nasýtený roztok je možné riediť, 3) nasýtený roztok nemožno
Mestská rozpočtová vzdelávacia inštitúcia stredná škola 1 obce Pavlovskaja obecná formácia Pavlovský okres Krasnodarského kraja Systém vzdelávania študentov
MINISTERSTVO ŠKOLSTVA A VEDY KRASNODARSKÉHO KRAJA ŠTÁTNY ROZPOČET VZDELÁVACIE ZARIADENIE STREDNÉHO ODBORNÉHO VZDELÁVANIA "NOVOROSSIYSK CLLEGE OF RÁDIO-ELEKTRONICKÉ NÁSTROJE"
I. Požiadavky na úroveň prípravy žiaka Študenti by v dôsledku zvládnutia časti mali vedieť/rozumieť: chemickým symbolom: značkám chemických prvkov, vzorcom chemických látok a chemickým rovniciam
Stredná certifikácia v chémii triedy 10-11 Vzorka A1 Atómy uhlíka a 1) dusíka 2) kyslíka 3) kremíka 4) fosforu A2 majú podobnú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny. Medzi prvkami je hliník
Opakovanie A9 a A10 (vlastnosti oxidov a hydroxidov); A11 Charakteristické chemické vlastnosti solí: stredné, kyslé, zásadité; komplex (na príklade zlúčenín hliníka a zinku) A12 Vzájomný vzťah anorg
VYSVETLIVKA Pracovný program je zostavený na základe Modelového programu základného všeobecného vzdelávania v chémii, ako aj programu kurzov chémie pre študentov 8. až 9. ročníka inštitúcií všeobecného vzdelávania
Chemický test ročník 11 (základný stupeň) Test „Druhy chemických reakcií (chémia ročník 11, základný stupeň) Možnosť 1 1. Doplňte reakčné rovnice a označte ich typ: a) Al 2 O 3 + HCl, b) Na 2 O + H20,
Úloha 1. V ktorej z týchto zmesí možno soli od seba oddeliť pomocou vody a filtračného zariadenia? a) BaSO 4 a CaCO 3 b) BaSO 4 a CaCl 2 c) BaCl 2 a Na 2 SO 4 d) BaCl 2 a Na 2 CO 3 Úloha
Roztoky elektrolytov MOŽNOSŤ 1 1. Napíšte rovnice pre proces elektrolytickej disociácie kyseliny jododičnej, hydroxidu meďnatého, kyseliny ortoarzenitej, hydroxidu meďnatého. Napíšte výrazy
Hodina chémie. (9. ročník) Téma: Reakcie iónovej výmeny. Cieľ: Vytvoriť predstavy o iónových výmenných reakciách a podmienkach ich vzniku, doplniť a v skratke iónovo-molekulárne rovnice a oboznámiť sa s algoritmom.
HYDROLYZA SOLI T. A. Kolevič, Vadim E. Matulis, Vitalij E. Matulis 1. Voda ako slabý elektrolyt Hodnota pH roztoku Pripomeňme si štruktúru molekuly vody. Atóm kyslíka viazaný na atómy vodíka
Téma: ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA. REAKCIE IÓNOVEJ VÝMENY Testovaný prvok obsahu Formulár zadania Max. bod 1. Elektrolyty a neelektrolyty VO 1 2. Elektrolytická disociácia VO 1 3. Podmienky pre nevratné
18 Kľúč k možnosti 1 Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim postupnostiam chemických premien: 1. Si SiH 4 SiO 2 H 2 SiO 3 ; 2. Cu. Cu(OH)2Cu(N03)2Cu2(OH)2C03; 3. Metán
Ust-Doneck okres x. Krymská mestská rozpočtová vzdelávacia inštitúcia Krymská stredná škola SCHVÁLENÉ Rozkaz z roku 2016 Riaditeľ školy I.N. Pracovný program Kalitventseva
Samostatná domáca úloha 5. VODÍKOVÝ UKAZOVATEĽ ŽIVOTNÉHO PROSTREDIA. HYDROLYZA SOLI TEORETICKÁ ČASŤ Elektrolyty sú látky, ktoré vedú elektrický prúd. Proces rozkladu látky na ióny pod vplyvom rozpúšťadla
1. Hlavné vlastnosti vykazuje vonkajší oxid prvku: 1) síra 2) dusík 3) bárium 4) uhlík 2. Ktorý zo vzorcov zodpovedá vyjadreniu stupňa disociácie elektrolytov: 1) α = n \n 2) V m = V\n 3) n =
Úlohy A23 z chémie 1. Interakcii zodpovedá skrátená iónová rovnica Na výber látok, ktorých interakciou vznikne takáto iónová rovnica, je potrebné pomocou tabuľky rozpustnosti, resp.
1 Hydrolýza Odpovede na úlohy sú slovo, slovné spojenie, číslo alebo sled slov, čísla. Svoju odpoveď píšte bez medzier, čiarok alebo iných znakov. Zápas medzi
Banka úloh z chémie 11. ročníka 1. Elektronická konfigurácia zodpovedá iónu: 2. Častice a a a majú rovnakú konfiguráciu 3. Atómy horčíka a majú podobnú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny
MESTSKÁ ROZPOČTOVÁ VZDELÁVACIA INŠTITÚCIA „ŠKOLA 72“ MESTSKEJ OBLASTI SAMARA ZVAŽOVANÁ na zasadnutí metodického združenia učiteľov (predseda Moskovskej oblasti: podpis, celé meno) zápisnica z 20.
Študujeme vplyv univerzálneho indikátora na roztoky určitých solí 
Ako vidíme, prostredie prvého roztoku je neutrálne (pH = 7), druhé je kyslé (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Ako môžeme vysvetliť taký zaujímavý fakt? 🙂
Najprv si pripomeňme, čo je pH a od čoho závisí.
pH je vodíkový index, miera koncentrácie vodíkových iónov v roztoku (podľa prvých písmen latinských slov potentia hydrogeni – sila vodíka).
pH sa vypočíta ako záporný dekadický logaritmus koncentrácie vodíkových iónov vyjadrený v móloch na liter:
V čistej vode pri 25 °C sú koncentrácie vodíkových iónov a hydroxidových iónov rovnaké a dosahujú 10 -7 mol/l (pH = 7).
Keď sú koncentrácie oboch typov iónov v roztoku rovnaké, roztok je neutrálny. Keď > je roztok kyslý a keď > je zásaditý.
Čo spôsobuje porušenie rovnosti koncentrácií vodíkových iónov a hydroxidových iónov v niektorých vodných roztokoch solí?
Faktom je, že dochádza k posunu v rovnováhe disociácie vody v dôsledku väzby jedného z jej iónov ( alebo ) s iónmi solí za vzniku mierne disociovaného, ťažko rozpustného alebo prchavého produktu. Toto je podstata hydrolýzy.
- ide o chemickú interakciu iónov solí s iónmi vody, čo vedie k vytvoreniu slabého elektrolytu - kyseliny (alebo kyslej soli) alebo zásady (alebo zásaditej soli).
Slovo "hydrolýza" znamená rozklad vodou ("hydro" - voda, "lýza" - rozklad).
V závislosti od toho, ktorý ión soli interaguje s vodou, sa rozlišujú tri typy hydrolýzy:
- hydrolýza katiónom (iba katión reaguje s vodou);
- hydrolýza aniónom (iba anión reaguje s vodou);
- spoločná hydrolýza - hydrolýza na katióne a na anióne (katión aj anión reagujú s vodou).
Akúkoľvek soľ možno považovať za produkt vytvorený interakciou zásady a kyseliny:
Hydrolýza soli je interakcia jej iónov s vodou, čo vedie k vzniku kyslého alebo alkalického prostredia, ale nie je sprevádzané tvorbou zrazeniny alebo plynu.
Proces hydrolýzy prebieha iba za účasti rozpustný soli a pozostáva z dvoch fáz:
1)disociácia soli v roztoku - nezvratné reakcia (stupeň disociácie alebo 100 %);
2) vlastne , t.j. interakcia iónov solí s vodou, - reverzibilné reakcia (stupeň hydrolýzy ˂ 1 alebo 100 %)
Rovnice 1. a 2. stupňa - prvá z nich je nevratná, druhá je vratná - nemôžete ich sčítať!
Všimnite si, že soli tvorené katiónmi alkálie a anióny silný kyseliny nepodliehajú hydrolýze, disociujú sa až po rozpustení vo vode. V roztokoch solí KCl, NaNO 3, NaSO 4 a BaI je médium neutrálny.
Hydrolýza aniónom
V prípade interakcie anióny rozpustená soľ s vodou proces sa nazýva hydrolýza soli na anióne.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (disociácia)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hydrolýza)
K disociácii soli KNO 2 dochádza úplne, k hydrolýze aniónu NO 2 dochádza vo veľmi malej miere (pre 0,1 M roztok - o 0,0014 %), ale to stačí na to, aby sa roztok stal zásadité(medzi produktmi hydrolýzy sa nachádza OH - ión), obsahuje p H = 8,14.
Anióny podliehajú iba hydrolýze slabý kyseliny (v tomto príklade dusitanový ión NO 2, zodpovedajúci slabej kyseline dusnej HNO 2). Anión slabej kyseliny priťahuje vodíkový katión prítomný vo vode a vytvára molekulu tejto kyseliny, zatiaľ čo hydroxidový ión zostáva voľný:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Príklady:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H20 ↔ HCN + OH -
c) Na2C03 = 2Na + + CO32-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K3PO4 = 3K + + PO43-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
e) BaS = Ba2+ + S2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Upozorňujeme, že v príkladoch (c-e) nemôžete zvýšiť počet molekúl vody a namiesto hydroaniónov (HCO 3, HPO 4, HS) napíšte vzorce zodpovedajúcich kyselín (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Hydrolýza je reverzibilná reakcia a nemôže prejsť „do konca“ (až do vytvorenia kyseliny).
Ak by sa v roztoku jej soli NaCO 3 vytvorila taká nestabilná kyselina ako H 2 CO 3, potom by sa pozorovalo uvoľňovanie plynného CO 2 z roztoku (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Keď sa však sóda rozpustí vo vode, vytvorí sa priehľadný roztok bez vývoja plynu, čo je dôkazom neúplnosti hydrolýzy aniónu, pričom v roztoku sa objavujú iba hydranióny kyseliny uhličitej HCO 3 -.
Stupeň hydrolýzy soli aniónom závisí od stupňa disociácie produktu hydrolýzy – kyseliny. Čím je kyselina slabšia, tým vyšší je stupeň hydrolýzy. Napríklad ióny CO 3 2-, PO 4 3- a S 2- sú hydrolyzované vo väčšej miere ako ión NO 2, pretože disociácia H 2 CO 3 a H 2 S je v 2. stupni a H 3 PO 4 v 3. štádiu prebieha podstatne menej ako disociácia kyseliny HNO 2. Preto budú roztoky, napríklad Na 2 CO 3, K 3 PO 4 a BaS vysoko alkalické(čo je ľahké vidieť podľa toho, aká mydlová je sóda na dotyk) .
Prebytok OH iónov v roztoku možno ľahko zistiť pomocou indikátora alebo zmerať špeciálnymi prístrojmi (pH metre).
Ak je v koncentrovanom roztoku soli, ktorá je silne hydrolyzovaná aniónom,
napríklad Na 2 CO 3, pridajte hliník, potom ten (v dôsledku amfoterity) bude reagovať s alkáliou a bude sa pozorovať uvoľňovanie vodíka. Toto je ďalší dôkaz hydrolýzy, pretože sme do roztoku sódy nepridali zásadu NaOH!
Venujte zvláštnu pozornosť soliam stredne silných kyselín - ortofosforečnej a sírovej. V prvom kroku tieto kyseliny celkom dobre disociujú, takže ich kyslé soli nepodliehajú hydrolýze a prostredie roztoku takýchto solí je kyslé (v dôsledku prítomnosti vodíkového katiónu v soli). A stredné soli hydrolyzujú na anióne - médium je alkalické. Takže hydrosulfity, hydrogénfosforečnany a dihydrogenfosforečnany na anióne nehydrolyzujú, médium je kyslé. Siričitany a fosforečnany sú hydrolyzované aniónom, médium je alkalické.
Hydrolýza katiónom
Keď rozpustený katión soli interaguje s vodou, proces sa nazýva
hydrolýza soli na katióne
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (disociácia)
2) Ni2+ + H20 ↔ NiOH + + H + (hydrolýza)
K disociácii soli Ni(NO 3) 2 dochádza úplne, k hydrolýze katiónu Ni 2+ dochádza vo veľmi malej miere (pre 0,1 M roztok - o 0,001 %), ale to stačí na okyslenie média. (medzi produktmi hydrolýzy je prítomný H + ión).
Hydrolýze podliehajú iba katióny slabo rozpustných zásaditých a amfotérnych hydroxidov a amónny katión NH4+. Kovový katión odštiepi hydroxidový ión z molekuly vody a uvoľní vodíkový katión H+.
V dôsledku hydrolýzy tvorí amónny katión slabú zásadu - hydrát amoniaku a katión vodíka:
NH4+ + H20 ↔ NH3H20 + H+
Upozorňujeme, že nemôžete zvýšiť počet molekúl vody a namiesto hydroxokationov (napríklad NiOH +) písať hydroxidové vzorce (napríklad Ni(OH) 2). Ak by sa tvorili hydroxidy, potom by sa z roztokov solí tvorilo zrážanie, čo nie je pozorované (tieto soli tvoria priehľadné roztoky).
Nadbytočné katióny vodíka možno ľahko zistiť pomocou indikátora alebo zmerať špeciálnymi prístrojmi. Horčík alebo zinok sa pridáva do koncentrovaného roztoku soli, ktorá je silne hydrolyzovaná katiónom a ten reaguje s kyselinou za uvoľnenia vodíka.
Ak je soľ nerozpustná, nedochádza k hydrolýze, pretože ióny neinteragujú s vodou.