Гидролиз сложных эфиров протекает обратимо в кислотной среде (в присутствии неорганической кислоты) с образованием соответствующего спирта и карбоновой кислоты.
Для смещения химическое равновесии в сторону продуктов реакции гидролиз проводят в присутствии щелочи.
Исторически первым примером такой реакции было щелочное расщепление сложных эфиров высших жирных кислот, что привело к получению мыла. Это произошло в 1811 г., когда французский ученый Э. Шеврёль. нагревая жиры с водой в щелочной среде, получил глицерин и мыла - соли высших карбоновых кислот. На основании этого эксперимента был установлен состав жиров, они оказались сложными эфирами, но только «трижды сложными., производными трехатомного спирта глицерина - триглицеридамн. А процесс гидролиза сложных эфиров в щелочной среде до сих пор называют «омылением».
Например, омыление эфира, образованного глицерином, пальмитиновой и стеариновой кислотами:
Натриевые соли высших карбоновых кислот - основные компоненты твердого мыла, калиевые соли - жидкого мыла.
Французский химик М. Бертло в 1854 г. осуществил реакцию этерификации и впервые синтезировал жир. Следовательно, гидролиз жиров (как и других сложных эфиров) протекает обратимо. Уравнение реакции можно упрощенно записать так:
В живых организмах происходит ферментативный гидролиз жиров. В кишечнике под влиянием фермента липазы жиры пищи гидратизуются на глицерин и органические кислоты, которые всасываются стенками кишечника, и в организме синтезируются новые жиры, свойственные данному организму. Они по лимфатической системе поступают в кровь, а затем в жировую ткань. Отсюда жиры поступают в другие органы и ткани организма, где в процессе обмена веществ в клетках опять гидролиэу-ются и затем постепенно окисляются до оксида углерода и воды с выделеиием энергии, необходимой для жизнедеятельности.
В технике гидролиз жиров используют для получения глицерина, высших карбоновых кислот, мыла.
Гидролиз углеводов
Как вы зияете, углеводы являются важнейшими компонентами нашей пищи. Причем ди- (сахароза, лактоза, мальтоза) и полисахариды {крахмал, гликогеи) непосредственно не усваиваются организмом. Они, так же как и жиры, сначала подвергаются гидролизу. Гидролиз крахмала идет ступенчато.
В лабораторных и промышленных условиях в качестве катализатора этих процессов используют кислоту. Реакции осуществляют при нагревании.
Реакцию гидролиза крахмала до глюкозы при каталитическом действии серной кислоты осуществил в 1811 г. русский ученый К. С. Кирхгоф.
В организме человека и животных гидролиз углеводов происходит под действием ферментов (схема 4).
Промышленным гидролизом крахмала получают глюкозу и патоку (смесь декстринов, мальтозы и глюкозы). Патоку применяют в кондитерском деле.
Декстрины как продукт частичного гидролиза крахмала обладают клеящим действием: с ними связано появление корочки на хлебе п жареном картофеле, а также образование плотной пленки на накрал малеином белье под действием горячего утюга.
Еще один известный вам полисахарид - целлюлоза - также может гидролизоваться до глюкозы при длительном нагревании с минеральными кислотами. Процесс идет стуненчато, но кратко. Этот процесс лежит в основе многих гидролизных производств. Они служат для получения пищевых, кормовых и технических продуктов из непищевого растительиого сырья - отходов лесозаготовок, деревообработки (опилки, стружка, щепа), переработки сельскохозяйственных культур (соломы, шелухи семян, кочерыжек кукурузы и т. д.).
Техническими продуктами таких производств являются глицерин, этиленгликоль. органические кислоты, кормовые дрожжи, этиловый снирт, сорбит (шестиатомвый спирт).
Гидролиз белка
Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить коли чество подвергающейся гидролизу соли).
а) увеличить концентрацию растворенного вещества
б) охладить раствор;
а) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его г|я*дя в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если - щелочная.
Значение гидролиза
Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение.
Еще в древности в качестве моющего средства использовали молу. В золе содержится карбонат калия, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов ОН.
В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла - это натриевые или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.
В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рh среды.
Соли, создающие необходимую щелочную срелу раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия, карбонат калия, бура и другие соли, гидролизующиеся но аниону.
Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь - хлороз. Ее признаки - пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рН> 7,5, то в нее вносят удобрение сульфат аммония, которое способствует повышению кислотности, благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве.
Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав организма.
Обратите внимание, что во всех реакциях гидролиза степени окисления химических элементов не меняются. Окислительно-восстановительные реакции к реакциям гидролиза обычно не относят, хотя при этом и происходит взаимодействие вещества с водой.
Какие факторы способны воздействовать на степень гидролиза
Как вам уже известно, из определения – гидролиз является процессом разложения с помощью воды. В растворе соли присутствуют в виде ионов и их движущей силой, которая провоцирует такую реакцию, называют образование малодиссоциирующих частиц. Такое явление свойственно многим реакциям, происходящим в растворах.
Но не всегда ионы, взаимодействуя с водой, создают малодиссоциирующие частицы. Так, как вам уже известно, что соль складывается из катиона и аниона, то при этом возможны такие типы гидролиза, как:
В случае вступления реакции воды с катионом, мы получаем гидролиз по катиону;
Если же происходит реакция воды только с анионом, то получаем гидролиз по аниону;
При одновременном вступлении катиона и аниона в реакцию с водой мы получаем совместный гидролиз.
Потому как нам уже известно, что гидролиз имеет обратимую реакцию, то на состояние его равновесия влияют некоторые факторы, к которым относится: температура, концентрация продуктов гидролиза, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Но, когда газообразные вещества не берут участия в реакции, то на давление эти вещества не влияют, за исключением воды, поскольку ее концентрация является постоянной.
Теперь рассмотрим примеры выражений констант гидролиза:
Фактором, который воздействует на состояние равновесия гидролиза, может стать температура. Так при повышении температуры происходит смещение равновесия системы вправо и в таком случае степень гидролиза возрастает.
Если следовать принципам Ле Шателье, то мы видим, что при росте концентрации ионов водорода, происходит сдвиг равновесия влево, при этом уменьшиться степень гидролиза, а при повышении концентрации влияние для реакции мы видим на второй формуле.
При концентрации солей мы можем наблюдать, что равновесие в системе смещается вправо, однако при этом степень гидролиза, если следовать принципам Ле Шателье - уменьшается. Если мы этот процесс рассмотрим с точки зрения константы, то увидим, что про добавлении фосфат-ионов, равновесие сместиться вправо и их концентрация будет возрастать. То есть, для повышения концентрации гидроксид-ионов вдвое, необходимо концентрацию фосфат-ионов повысить в четыре раза, хотя значение константы меняться не должно. Из этого следует вывод, что отношение 
уменьшится в 2 раза.
При факторе разбавления происходит одновременное уменьшение частиц, что находятся в растворе, кроме воды. Если следовать принципу Ле Шателье, то мы видим, что происходит смещение равновесия и увеличивается число частиц. Но такая реакция гидролиза происходит, не учитывая воду. При этом разбавление равновесия сдвигается в сторону протекания данной реакции, то есть вправо и естественно, что степень гидролиза возрастет.
На положение равновесия могут влиять добавки посторонних веществ, при условии что они дают реакцию с одним из участников реакции. К примеру, если к раствору сульфата меди мы добавим раствор гидроксида натрия, то в этом случае присутствующие в нем гидроксид-ионы начнут взаимодействовать с ионами водорода. В этом случае из принципа Ле Шателье следует, что в итоге концентрация уменьшиться, равновесие сместиться вправо, а степень гидролиза возрастет. Ну, а когда к раствору добавить сульфид натрия, то равновесие сместится влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.
Подведем итог из изученного материала и придем к выводу, что тема гидролиза не является сложной, но необходимо четко усвоить, что такое гидролиз, иметь общие представления о смещении химического равновесия и запомнить алгоритм написания уравнений.
Задания
1. Выберите примеры органических веществ, подвергающихся гидролизу:
глюкоза, этанол, бромметан, метаналь, сахароза, метиловый эфир муравьиной кислоты, стеариновая кислота, 2-метил бутан.
Составьте уравнения реакций гидролиза; в случае обратимого гидролиза укажите условия, позволяющие сместить химическое равновесие в сторону образования продукта реакции.
2. Кикие соли подвергаются гидролизу? Какую среду могут иметь при этом водные растворы солей? Приведите примеры.
3. Какие из солей подвергаются гидролизу по катиону? Составьте уравнения их гидролиза, укажите среду.
Особое место среди обменных реакций занимает гидролиз. В общем случае гидролиз – это разложение веществ водой. Вода – одно из самых активных веществ. Она действует на самые различные классы соединений: соли, углеводы, белки, эфиры, жиры и т. д. При гидролизе соединений неметаллов обычно образуются две кислоты, например:
PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl
При этом изменяется кислотность растворов по сравнению с кислотностью растворителя.
В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т.е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды.
Гидролизом соли называется обратимое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к изменению равновесия между ионами водорода и гидроксида в растворе.
Гидролиз является результатом поляризационного взаимодействия ионов соли с их гидратной оболочкой в водном растворе. Чем значительнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз. Упрощенно сущность процесса гидролиза можно представить следующим образом.
Катионы К n + связываются в растворе с гидратирующими их молекулами воды донорно-акцепторной связью; донором являются атомы кислорода молекулы воды, имеющие две неподеленные электронные пары, акцептором - катионы, имеющие свободные атомные орбитали. Чем больше заряд катиона и чем меньше его размер, тем значительнее поляризующее действие К n + на Н 2 O.
Анионы Аn‾ связываются с молекулами воды водородной связью. Сильное воздействие анионов может привести к полному отрыву протона от молекулы Н 2 O – водородная связь становится ковалентной. В результате образуется кислота или анион типа HS‾, НСО 3 ‾ и т. п.
Взаимодействие анионов An‾ с протонами тем значительнее, чем больше заряд аниона и меньше его радиус. Таким образом, интенсивность взаимодействия вещества с водой определяется силой поляризующего влияния К n+ и Аn‾ на молекулы Н 2 O. Так, катионы элементов побочных подгрупп и непосредственно следующих за ними элементов подвергаются более интенсивному гидролизу, чем другие ионы одинаковых с ними заряда и радиуса, так как ядра первых менее эффективно экранируются d-электронами.
Гидролиз – процесс обратный реакции нейтрализации. Если реакция нейтрализации процесс экзотермический и необратимый, то гидролиз – процесс эндотермический и обратимый.
Реакция нейтрализации:
2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O
сильный слабый сильный слабый
2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O
Реакция гидролиза:
K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3
SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + OH ‾
При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов (Н + или ОН -) в слабый электролит соли. При связывании ионов Н + в растворе накапливаются ионы ОН − , реакция среды будет щелочная, а при связывании ионов ОН − накапливаются ионы Н + - среда будет кислая.
Различают четыре варианта действия воды на соли.
1. Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и большие размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т. е. взаимодействие соли с H 2 O практически не происходит. Это относится к катионам, гидроксиды которых являются щелочами (например, K + и Са 2+) и к анионам сильных кислот (например, Сl‾ и NО 3 ‾). Следовательно, соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются . В этом случае равновесие диссоциации воды
H 2 O ↔ H + + OH‾
в присутствии ионов соли практически не нарушается. Поэтому растворы таких солей нейтральны (pH ≈ 7).
2. Если соль образована катионом сильного основания и анионом слабой кислоты (S 2- , CO 3 2- , CN‾ и др.), то происходит гидролиз по аниону . Пример – гидролиз соли СН 3 СООК. Ионы соли СН 3 СОО − и К + взаимодействуют с ионами Н + и ОН − из воды. При этом ацетат-ионы (СН 3 СОО −) связываются с ионами водорода (Н +) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (CH 3 COOH), а ионы ОН − накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К + не могут связать ионы ОН − (КОН является сильным электролитом), pH > 7 .
Молекулярное уравнение гидролиза:
СН 3 СООК + H 2 O ↔ КОН + СН 3 ООН
Полное ионное уравнение гидролиза:
К + + СН 3 СОО − + НОН ↔ K + + ОН − + СН 3 СООН
сокращенное ионное уравнение гидролиза:
СН 3 СОО − + Н ОН ↔ ОН − + СН 3 СООН
Гидролиз соли Na 2 S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием (NaOH) и слабой двухосновной кислотой (H 2 S). В этом случае анион соли S 2− связывает ионы Н + воды, в растворе накапливаются ионы ОН − . Уравнение в сокращенной ионной и молекулярной форме имеет вид:
I. S 2− + Н ОН ↔ HS − + ОН −
Na 2 S + Н 2 О ↔ NaHS + NaOH
II. HS − + Н ОН ↔ H 2 S + ОН −
NaHS + Н 2 О ↔ NaOH + H 2 S
Вторая ступень гидролиза практически не проходит при обычных условиях, так как, накапливаясь, ионы ОН − сообщают раствору сильнощелочную реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево в соответствии с принципом Ле Шателье. Поэтому гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, подавляется прибавлением щелочи.
Чем больше поляризующее влияние анионов, тем интенсивнее гидролиз. В соответствии с законом действия масс это означает, что гидролиз протекает тем интенсивнее, чем слабее кислота.
3. Если соль образована катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, то происходит гидролиз по катиону . Например, это имеет место при гидролизе соли NH 4 Cl (NH 4 ОH - слабое основание, НСl - сильная кислота). Отбросим ион Сl − , так как он с катионом воды дает сильный электролит, тогда уравнение гидролиза примет следующий вид:
NH 4 + + НОН ↔ NH 4 OH + Н + (сокращенное ионное уравнение)
NH 4 Cl + Н 2 О ↔ NH 4 OH + НСl (молекулярное уравнение)
Из сокращенного уравнения видно, что ионы ОН − воды связываются в слабый электролит, ионы Н + накапливаются в растворе и cреда становится кислой (pH < 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.
Гидролиз соли, образованной многокислотным основанием (например, Zn(NO 3) 2) протекает ступенчато по катиону слабого основания.
I. Zn 2+ + НОН ↔ ZnOH + + H + (сокращенное ионное уравнение)
Zn(NO 3) 2 + Н 2 О ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (молекулярное уравнение)
Ионы ОН − связываются в слабое основание ZnOH + , ионы Н + накапливаются.
Вторая ступень гидролиза практически не происходит при обычных условиях , так как в результате накопления ионов H + в растворе создается сильнокислая среда и равновесие реакции гидролиза по 2-ой ступени смещено влево:
II. ZnOH + + НОН ↔ Zn (OH ) 2 + H + (сокращенное ионное уравнение)
ZnOHNO 3 + Н 2 О ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (молекулярное уравнение)
Очевидно, чем слабее основание, тем полнее идет гидролиз.
4. Соль, образованная катионом слабого основания и анионом слабой кислоты, подвергается гидролизу по катиону и по аниону. Примером служит процесс гидролиза соли СН 3 СООNH 4 . Запишем уравнение в ионной форме:
NH 4 + + CH 3 COO − + НОН ↔ NH 4 OH + СН 3 СООН
Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его образуются и слабое основание, и слабая кислота.
Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т.е. от их констант диссоциации (K Д):
если K Д (основания) > K Д (кислоты) , то pH > 7;
если K Д (основания) < K Д (кислоты), то pH < 7.
В случае гидролиза CH 3 COONH 4:
K Д (NH 4 OH) = 1,8·10 -5 ; K Д (CH 3 COOH)=1,8·10 -5 ,
поэтому реакция водного раствора этой соли будет почти нейтральной (pH ≈ 7).
Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает по всем ступеням до конца, т.е. до образования слабого труднорастворимого основания и слабой кислоты. В этом случае речь идет о необратимом или полном гидролизе.
Именно полный гидролиз является причиной того, что водные растворы некоторых солей приготовить нельзя, например Сr 2 (CO 3) 3 , Al 2 S 3 и др. Например:
Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов, может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при высокой температуре:
2Al + 3S – t ° → Al 2 S 3 ,
и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.
Реакцией обмена в водном растворе такие соединения нельзя получить. При взаимодействии солей А1 3+ , Сr 3+ и Fe 3+ в растворе с сульфидами и карбонатами в осадок выпадают не сульфиды и карбонаты этих катионов, а их гидроксиды:
2AlCl 3 +3Na 2 S +6Н 2 О → 3Н 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓ +6NaCl
2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(ОН) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl
В рассмотренных примерах происходит взаимное усиление гидролиза двух солей (АlСl 3 и Na 2 S или СrСl 3 и Nа 2 СО 3) и реакция идет до конца, так как продукты реакции выделяются из раствора в виде осадка и газа.
Гидролиз солей в ряде случаев может протекать очень сложно. (Простые уравнения реакции гидролиза в общепринятой записи часто являются условными.) Продукты гидролиза можно установить лишь на основании аналитического исследования. К примеру, продуктами гидролиза солей, содержащих многозарядные катионы, могут быть полиядерные комплексы. Так, если в раствоpax Hg 2+ содержатся только одноядерные комплексы, то в растворах Fe 3+ помимо комплексов 2+ и + обнаруживается двухъядерный комплекс 4+ ; в растворах Ве 2+ в основном образуются многоядерные комплексы состава [Ве 3 (OH) 3 ] 3+ ; в растворах Sn 2+ образуются комплексные ионы 2+ , 2+ , + ; в растворах Bi 3+ наряду с [ВiOН] 2+ находятся комплексные ионы состава 6+ . Реакции гидролиза, приводящие к образованию полиядерных комплексов, можно представить следующим образом:
mM k+ + nH 2 О ↔ М m (OН) n (mk - n)+ + nН + ,
где m изменяется от 1 до 9, а n может принимать значения от 1 до 15. Такого рода реакции возможны для катионов более чем 30 элементов. Установлено, что каждому заряду иона в большинстве случаев отвечает определенная форма комплекса. Так, для ионов М 2+ характерна форма димеров 3+ , для ионов М 3+ – 4+ , а для М 4+ – форма 5+ и более сложные, например 8+ .
При высоких температурах и больших значениях рН образуются и оксокомплексы:
2MOH ↔ MOM + H 2 O или
Например,
BiCl 3 + H 2 O « Bi(OH) 2 Cl + 2HCl
Катион Bi(OH) 2 + легко теряет молекулу воды, образуя катион висмутила ВiO + , который с хлорид-ионом дает белый кристаллический осадок:
Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.
Структурно полиядерные комплексы можно представить в виде октаэдров, соединенных между собой по вершине, ребру или грани посредством различных мостиков (О, ОН и др.).
Сложный состав имеют продукты гидролиза карбонатов ряда металлов. Так, при взаимодействии растворимых солей Mg 2+ , Cu 2+ , Zn 2+ , Рb 2+ с карбонатом натрия образуются не средние карбонаты, а менее растворимые гидроксокарбонаты , например Сu 2 (ОН) 2 СО 3 , Zn 5 (ОН) 6 (СО 3) 2 , Рb 3 (ОН) 2 (СО 3) 2 . В качестве примера можно привести реакции:
5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + Н 2 O → Мg 5 (ОН) 2 (СО 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + СO 2
2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2
Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза h и константой гидролиза К Г.
Степень гидролиза показывает, какая часть соли, содержащаяся в растворе (С М), подверглась гидролизу (С Мгид) и рассчитывается как отношение:
h = С М гид / С М (100%).
Очевидно, что для обратимого процесса гидролиза h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h = 1 (100%). Кроме природы соли, степень гидролиза зависит от концентрации соли и температуры раствора.
В растворах с умеренной концентрацией растворенного вещества степень гидролиза при комнатной температуре обычно невелика. Для солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, она практически равна нулю; для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, она составляет ≈ 1%. Так, для 0,01 М раствора NH 4 Cl h = 0,01%; для 0,1 н. раствора CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.
Гидролиз – процесс обратимый, поэтому к нему применим закон действующих масс.
Константа гидролиза есть константа равновесия процесса гидролиза , и по своему физическому смыслу определяет степень необратимости гидролиза. Чем больше К Г, тем необратимее гидролиз. К Г имеет свое выражение для каждого случая гидролиза.
Выведем выражение для константы гидролиза соли слабой кислоты и сильного основания на примере NaCN:
NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;
Na + + CN – +H 2 O ↔ Na + + OH – + HCN;
CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –
К равн = / .
Имеет наибольшую величину, которая в ходе реакции практически не изменяется, поэтому ее можно условно считать постоянной. Тогда помножив числитель и знаменатель на концентрацию протонов и введя постоянную концентрацию воды в константу, получим:
К равн = K W / К Д(кисл) = K Г
так как / = 1/ К Д(кисл)
Поскольку K W величина постояннаяи равна 10 -14 , очевидно, что чем меньше К Д слабой кислоты, анион которой входит в состав соли, тем больше K Г.
Аналогично, для соли, гидролизующейся по катиону (например NH 4 Cl), получим:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (сокращенное уравнение гидролиза)
К равн = /
K Г = К равн = K W / К Д(осн)
В этом выражении числитель и знаменатель дроби умножили на . Очевидно, что чем меньше К Д слабого основания, катион которого входит в состав соли, тем больше K Г.
Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой (на примере NH 4 CN), то сокращенное уравнение гидролиза имеет вид:
NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN
К равн = / ,
В этом выражении для К равн числитель и знаменатель дроби умножаем на ·, поэтому выражение для K Г принимает вид:
K Г = K W / (К Д(кислоты) К Д(осн)).
Как следует из приведенных выражений, константа гидролиза обратно пропорциональна константе диссоциации слабого электролита , участвующего в образовании соли (если в образовании соли участвуют два слабых электролита, то K Г обратно пропорциональна произведению их констант диссоциации).
Рассмотрим гидролиз многозарядного иона. Возьмем Na 2 CO 3 .
I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –
K Г (I) = / × ( / ) = K W / К Д (II) ,
то есть в выражение для константы гидролиза по первой ступени в знаменатель входит вторая константа диссоциации, и для второй ступени гидролиза
HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –
K Г (II) = / × ( / ) = K W / К Д (I)
K Д (I) = 4×10 -7 K Д (II) = 2.5×10 -8
K Г (II) = 5.6×10 -11 K Г (I) = 1.8×10 -4
Таким образом, K Г(I) >> K Г(II) , константа, а следовательно, и степень первой стадии гидролиза много больше последующих.
Степень гидролиза является величиной аналогичной степени диссоциации. Взаимосвязь степени и константы гидролиза аналогична таковой для степени и константы диссоциации.
Если в общем случае исходную концентрацию аниона слабой кислоты обозначить через С о (моль/л), то С о h (моль/л) – концентрация той части аниона A – , которая подверглась гидролизу и образовалось С о h (моль/л) слабой кислоты HA и С о h (моль/л) гидроксидных групп.
A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,
С о -С о h С о h С о h
тогда K Г = / = С о h ·С о h / (С о -С о h ) = С о h 2 / (1-h ).
Приh << 1 K Г = С о h 2 h = √К Д / С о.
Очень похоже на закон разбавления Оствальда.
С о h , получим:
K Г = С о h ·С о h / С о = 2 / С о, откуда
= √К Г ·С о.
Аналогично, можно показать, что при гидролизе по катиону
= √К Г ·С о.
Таким образом, способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:
свойств ионов, образующих соль;
внешних факторов.
Как сдвинуть равновесие гидролиза?
1) Добавление одноименных ионов . Поскольку при обратимом гидролизе устанавливается динамическое равновесие, то в соответствии с законом действия масс равновесие можно сместить в ту или иную сторону введением в раствор кислоты или основания. Введение кислоты (катионов Н +) подавляет гидролиз по катиону, добавление щелочи (анионов OH –) подавляет гидролиз по аниону. Этим часто пользуются для усиления или подавления процесса гидролиза.
2) Из формулы для h видно, что разбавление способствует гидролизу . Рост степени гидролиза карбоната натрия
Na 2 CO 3 + НОН ↔ NaHCO 3 + NaOH
при разбавлении раствора иллюстрирует рис. 20.
Рис. 20. Зависимость степени гидролиза Na 2 CO 3 от разбавления при 20°С
3) Повышение температуры способствует гидролизу . Константа диссоциации воды увеличивается при повышении температуры в большей степени, чем константы диссоциации продуктов гидролиза - слабых кислот и оснований, поэтому при нагревании степень гидролиза возрастает. К этому выводу легко прийти и иначе: так как реакция нейтрализации экзотермична (DH= –56 кДж/моль), то гидролиз, будучи противоположным ей процессом, эндотермичен, поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье нагревание вызывает усиление гидролиза. Рис. 21 иллюстрирует влияние температуры на гидролиз хлорида хрома (III)
СrСl 3 + НОН ↔ CrOHCl 2 + НСl
Рис. 21. Зависимость степени гидролиза СrСl 3 от температуры
В химической практике весьма распространен гидролиз по катиону солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом, например АlС1 3 . В растворах этих солей менее диссоциированное соединение образуется в результате присоединения одного гидроксид-иона к иону металла. Учитывая, что ион Аl 3+ в растворе гидратирован, первую стадию гидролиза можно выразить уравнением
3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +
При обычной температуре гидролиз солей многозарядных катионов практически ограничивается этой стадией. При нагревании происходит гидролиз по второй ступени:
2+ + HOH ↔ + + H 3 O +
Таким образом, кислая реакция водного раствора соли объясняется тем, что гидратированный катион теряет протон и аквагруппа Н 2 O превращается в гидроксогруппу ОН‾. В рассмотренном процессе могут образоваться и более сложные комплексы, например 3+ , а также комплексные ионы вида 3- и [АlO 2 (ОН) 2 ] 3- . Содержание различных продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также длительность протекания процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных катионов обычно достигается медленно.
Гидролизомназывают
реакции
обменного
взаимодействия
вещества с водой, приводящие к их
разложению.
Особенности
Гидролиз органическихвеществ
Живые организмы осуществляют
гидролиз различных органических
веществ в ходе реакций при
участии ФЕРМЕНТОВ.
Например, в ходе гидролиза при
участии пищеварительных
ферментов БЕЛКИ расщепляются
на АМИНОКИСЛОТЫ,
ЖИРЫ - на ГЛИЦЕРИН и
ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ,
ПОЛИСАХАРИДЫ (например,
крахмал и целлюлоза) - на
МОНОСАХАРИДЫ (например, на
ГЛЮКОЗУ), НУКЛЕИНОВЫЕ
КИСЛОТЫ - на свободные
НУКЛЕОТИДЫ.
При гидролизе жиров в
присутствии щёлочей
получают мыло; гидролиз
жиров в присутствии
катализаторов применяется
для получения глицерина и
жирных кислот. Гидролизом
древесины получают этанол, а
продукты гидролиза торфа
находят применение в
производстве кормовых
дрожжей, воска, удобрений и
др.
Гидролиз органических соединений
жиры гидролизуются с получением глицерина икарбоновых кислот (с NaOH – омыление).
крахмал и целлюлоза гидролизуются до
глюкозы:
Обратимый и необратимый гидролиз
Почти все реакции гидролизаорганических веществ
обратимы. Но есть и
необратимый гидролиз.
Общее свойство необратимого
гидролиза - один (лучше оба)
из продуктов гидролиза должен
быть удален из сферы реакции
в виде:
- ОСАДКА,
- ГАЗА.
СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂↓ + С₂Н₂
При гидролизе солей:
Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH₄
Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃↓ + 3 H₂S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂
Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙГидролиз солей -
разновидность реакций
гидролиза, обусловленного
протеканием реакций
ионного обмена в растворах
(водных) растворимых
солей-электролитов.
Движущей силой процесса
является взаимодействие
ионов с водой, приводящее к
образованию слабого
электролита в ионном или
молекулярном виде
(«связывание ионов»).
Различают обратимый и
необратимый гидролиз солей.
1. Гидролиз соли слабой
кислоты и сильного основания
(гидролиз по аниону).
2. Гидролиз соли сильной
кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону).
3. Гидролиз соли слабой
кислоты и слабого основания
(необратимый).
Соль сильной кислоты и
сильного основания не
подвергается гидролизу.
Уравнения реакций
Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания(гидролиз по аниону):
(раствор имеет щелочную среду, реакция протекает
обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в
ничтожной степени).
Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону):
(раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо,
гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной
степени).
10.
Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз
протекает практически полностью, так как оба продукта
реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или
газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не
подвергает- ся гидролизу, и раствор нейтрален.
11. СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ
Na₂CO₃NaOH
сильное основание
H₂CO₃
слабая кислота
ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА
СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по
АНИОНУ
12. СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II)
CuCl₂Cu(OH)₂↓
слабое основание
HCl
сильная кислота
КИСЛАЯ СРЕДА
СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по
КАТИОНУ
13. СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ
Al₂S₃Al(OH)₃↓
слабое основание
H₂S
слабая кислота
НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ
СРЕДЫ
гидролиз необратимый
14.
РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ПРИРОДЕПреобразование земной коры
Обеспечение слабощелочной среды морской
воды
РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ЖИЗНИ
ЧЕЛОВЕКА
Стирка
Мытье посуды
Умывание с мылом
Процессы пищеварения
Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей
Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂
Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.
pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).
pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:
В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).
Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.
За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?
Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.
— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).
Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).
В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:
- гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
- гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
- совместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).
Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:
Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых
солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация
соли в растворе – необратимая
реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая
реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей
и анионами сильных
кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная
.
Гидролиз по аниону
В случае взаимодействия анионов
растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону
.
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным
(среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p
H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых
кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза.
Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными
(в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).
Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!
Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.
Гидролиз по катиону
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)
Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).
Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .
Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +
Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.
Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.
Гидролиз- обменная реакция соли с водой ( сольволизводой ).При этом исходное вещество разрушается водой, с образованием новых веществ.
Так как гидролиз является реакцией ионного обмена, то его движущей силой является образование слабого электролита (выпадение осадка или(и)выделение газа). Важно помнить, что реакция гидролиза является реакцией обратимой(в большинстве случаев), но также существует необратимый гидролиз(протекает до конца, исходного вещества в растворе не будет). Гидролиз- процесс эндотермический (при повышении температуры возрастает и скорость гидролиза, и выход продуктов гидролиза).
Как видно из определения, что гидролиз обменная реакция, то можно предположить, что к металлу идет OH - группа (+ возможный кислотный остаток, если образуется основная соль (при гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым многокислотным основанием)), а к кислотному остатку идет протон водорода H + (+ возможный ион металла и ион водорода, с образованием кислой соли, если гидролизуется соль, образованная слабой многоосновной кислотой)).
Существует 4 типа гидролиза:
1. Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Так как уже было указанно выше гидролиз- реакция ионного обмена, и она протекает лишь в случае образования слабого электролита. Как описанной выше, к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + , но ни сильное основание, ни сильная кислота не являются слабыми электролитами, следовательно гидролиз в данном случае не идёт:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
Реакция среды близка к нейтральной: pH≈7
2. Соль образованна слабым основанием и сильной кислотой. Как указанно выше:к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H +. Например:
NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +
Как видно из примера-гидролиз идёт по катиону, реакция среды –кислая pH< 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. Соль образованна слабой кислотой и сильным основанием.Как указанно выше: к металлу идёт OH - группа, а к кислотному остатку идет протон водорода H + Например:
CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH
СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -
СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -
Гидролиз идёт по аниону, реакция среды- щелочная, pH>7.При написании уравнений гидролиза соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, в правой части следует писать образование кислой соли, гидролиз идёт по 1 ступени. Например:
Na 2 CO 3 +HOH↔NaOH+NaHCO 3
2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. Соль образованна слабым основанием и слабой кислотой. Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца, является необратимым(до полного расходования исходной соли).Например:
СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Это единственный случай, когда гидролиз идёт до конца. Гидролиз идёт и по аниону, и по катиону, реакцию среды предугадать сложно, но она близка к нейтральной: pH≈7.
Также существует константа гидролиза, рассмотрим ее на примере ацетатного иона, обозначив его Ac - . Как видно из примеров выше уксусная(этановая) кислота является слабой кислотой, а, следовательно, ее соли гидролизуются по схеме:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Найдём константу равновесия для этой системы:
Зная ионное произведение воды, мы можем через него выразить концентрацию [ OH ] - ,
Подставляя это выражение в уравнение для константы гидролиза, мы получаем:
Подставляя константу ионизации воды в уравнение, мы получаем:
Но константа диссоциации кислоты(на примере хлороводородной кислоты) равна:
Где представляет собой гидратированный протон водорода: . Аналогично и для уксусной кислоты, как в примере. Подставляя значение для константы диссоциации кислоты в уравнение константы гидролиза, мы получаем:
Как следует из примера, если соль образованна слабым основанием, то в знаменателе будет стоять константа диссоциации основания, вычисляемая по тому же признаку что и константа диссоциации кислоты. Если соль образованна слабым основанием и слабой кислотой, то в знаменателе будет стоять произведение констант диссоциаций кислоты и основания.
Степень гидролиза.
Так же есть еще одна величина, характеризующая гидролиз- степень гидролиза- α.Которая равна отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли Степень гидролиза зависит от концентрации соли, температуры раствора. Она увеличивается при разбавлении раствора соли и при увеличении температуры раствора. Напомним, что больше разбавлен раствор, тем меньше молярная концентрация исходной соли; а степень гидролиза возрастает при повышении температуры, так как гидролиз- процесс эндотермический, как было указанно выше.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Как следует из уравнения степени гидролиза и типов гидролиза: при необратимом гидролизе α≈1.
Степень гидролиза и константа гидролиза взаимосвязаны через уравнение Оствальда (Вильгельм Фридрих Оствальд-з акон разбавления Оствальда,выведен в 1888году ).Закон разбавления показывает, что степень диссоциации электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации. Примем начальную концентрацию вещества за C 0 , а продиссоциировавшую часть вещества- за γ, напомним, схему диссоциации вещества в растворе:
AB↔A + +B -
Тогда закон Оствальда можно выразить следующим образом:
Напомним, что в уравнение стоят концентрации в момент равновесия. Но если вещество малодиссоциировавшее, то (1-γ)→1, что приводит уравнение Оствальда в вид: K д =γ 2 C 0 .
Аналогично связанна степень гидролиза с его константой:
В подавляющем большинстве случаев используется именно эта формула. Но при необходимости, можно выразить степень гидролиза через такую формулу:
Особые случаи гидролиза:
1) Гидролиз гидридов (соединений водорода с элементами (тут мы рассмотрим только металлы 1 и 2 групп и метам), где водород проявляетстепень окисления -1):
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH 2 +2HOH→ Ca(OH) 2 +2H 2
CH 4 +HOH→CO+3H 2
Реакция с метаном- один из промышленных способов получения водорода.
2) Гидролиз пероксидов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются водой, с образованием соответствующего гидроксида и пероксида водорода (или кислорода):
Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2
Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH+O 2
3) Гидролиз нитридов.
Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3
4) Гидролиз фосфидов.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
Выделяющийся газ PH 3 -фосфин, очень ядовит, поражает нервную систему. Так же способен к самовозгоранию при контакте с кислородом. Гуляли когда-нибудь ночью по болоту или ходили мимо кладбищ? Видели редкие всплески огней- «блуждающие огни», появляются, так как горит фосфин.
5) Гидролиз карбидов. Здесь будут приведены две реакции имеющие практическое применение, так как с их помощью получаются 1 члены гомологического ряда алканов (реакция 1) и алкинов (реакция 2):
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакция 1)
СaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакция 2, продукт – ацителен, по UPA С этин)
6) Гидролиз силицидов. В результате этой реакции образуется 1 представитель гомологического ряда силанов (всего их 8) SiH 4 - мономерный ковалентный гидрид.
Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH) 2 +SiH 4
7) Гидролиз галогенидов фосфора. Здесь будут рассмотрены хлориды фосфора 3 и 5, являющиеся хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот соответственно:
PCl 3 +3H 2 O=H 3 PO 3 +3HCl
PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl
8) Гидролиз органических веществ.Жиры гидролизуются, с образованием глицерина (C 3 H 5 (OH) 3) и карбоновой кислоты(пример предельной карбоновой кислоты) (C n H (2n+1) COOH)
Сложные эфиры:
СH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH
Алкоголята:
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры - на глицерин и жирные кислоты, полисахариды - на моносахариды (например, на глюкозу).
При гидролизе жиров в присутствии щелочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицина и жирных кислот.
Задачи
1) Степень диссоциации а уксусной кислоты в 0,1 М растворе при 18 °С равна 1,4·10 –2 . Рассчитайте константу диссоциации кислоты К д.(подсказка- используйте уравнение Оствальда.)
2) Какую массу гидрида кальция нужно растворить в воде, чтобы выделившемся газом восстановить до железа 6,96г оксида железа(II , III )?
3) Напишите уравнение реакции Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Рассчитайте степень, константу гидролиза соли Na 2 SO 3 для концентрации См = 0,03 М, учитывая только 1-ю ступень гидролиза. (Константу диссоциации сернистой кислоты принять равной 6,3∙10 -8)
Решения:
a) Подставим данные задачи в закон разбавления Оствальда:
b) K д = ·[C] = (1,4·10 –2)·0,1/(1 – 0,014) = 1,99·10 –5
Ответ. К д = 1,99·10 –5 .
c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe
CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2
Находим количество молей оксида железа(II,III), оно равно отношению массы данного вещества к его молярной массе, получаем 0,03(моль).По УХР находим, что моли гидрида кальция равны 0,06(моль).Значит масса гидрида кальция равна 2,52(грамма).
Ответ: 2,52(грамма).
d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3СO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4
e)
Сульфит натрия подвергается гидролизу по аниону, реакция среды раствора соли щелочная (рН > 7):
SO 3 2- + H 2 O <--> OH - + HSO 3 -
Константа гидролиза (уравнение смотрите выше)равна: 10 -14 / 6,3*10 -8 = 1,58*10 -7
Степень гидролиза рассчитывается по формуле α 2 /(1 - α) = К h /С 0 .
Итак, α = (К h /С 0) 1/2 = (1,58*10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10 -3
Ответ: K h = 1,58*10 -7 ;α =2,3*10 -3
Редактор: Харламова Галина Николаевна