Гидролиз

Гидролиз

• Гидролиз. Растворение веществ в воде часто сопровождается обменным химическим взаимодействием. Аналогичный процесс объединен в названии гидролиза 1 В общем случае гидролиз представляет собой обменную реакцию вещества с water. In в этом случае происходит смещение равновесия диссоциации воды Н20 Н# + О ’

• Поскольку один или оба Иона связываются с ионами растворенных веществ. На практике в большинстве случаев приходится иметь дело с гидролизом солей вследствие образования других продуктов или менее растворимых продуктов с недостаточной диссоциацией. При растворении солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами (например, NaCl), равновесие диссоциации воды существенно не сдвигается.

Ниже рассматриваются случаи, которые особенно связаны с солью. Людмила Фирмаль

Это происходит потому, что соли с такими солями ионного Н «И ОН» не производят ионов. NaCl + HOH NaOH + HCl Немножко диссоциированное соединение только water. As в результате равновесие реакции смещается почти полностью влево. То есть гидролиз NaCl на самом деле не происходит, и раствор не содержит заметного избытка ионов H ’или OH’. Если соли сильных и слабых кислот (CH3COONa и др.) растворяются, или наоборот (NH4Cl и др.), то разные ситуации arise.

In в первом случае ионы H частично связаны, а во втором случае-ионы OH ’ по схеме CH3COO ’+ NON CHsCOOH + OH’ отель NH; + хох * = * nh4oh + Н＃ И CH3COOH, и NH4OH гораздо более диссоциированы, чем вода, поэтому эти равновесия сильно смещаются влево. Поэтому гидролиз Солей по формуле ch3COONa + нон СН3СООН + Nаон хлористым аммонием nh4cl + нон nh4oh + HCI с Просто немного.Тем не менее, первый раствор содержит некоторый избыток ионов OH,а второй раствор содержит ионы H \ 2

Очевидно, что если и основание, и кислые солеобразующие вещества неадекватно связаны, то равновесие гидролиза, например ch3coonh4 + NON CH3COOH 4-NH4OH Вам нужно перейти дальше к right.In другими словами, гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, обычно больше, чем если бы только 1 из этих веществ не был достаточно диссоциирован.

Реакция среды в растворе таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания.С такой же силой, например, как и в случае с гидролизом ch3coonh4, он может быть нейтральным.Таким образом, только нейтральная реакция раствора не доказывает, что гидролиз солей не происходит. На практике чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, содержащих поливалентные и одновалентные не сильные ионы слабых компонентов (оснований или кислот).

При гидролизе таких соединений (например, CuCh и Na2CO3), как правило, образуется основная или кислотная соль соответственно： Кук!2 + HOH Cu (OH) Cl + HCl Или Cu «+ HOH Cu (OH) ‘ + H # Na2C03 + HOH NaHC03 + Na0H Или Ко? + Не Нсоз + он ‘ Кроме того, до образования свободных слабых оснований или кислот гидролиз обычно не происходит из-за накопления Н ‘или он’ — ионов в растворе соответственно.

Если основные или кислотные свойства многовалентного компонента очень слабы, то исключение составляет made.In в таких случаях гидролиз часто протекает почти до конца. Из вышеизложенного следует, что степень гидролиза (то есть она обычно выражается как отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных) в значительной степени зависит от химических свойств ионов, входящих в его состав salt.

In в большинстве случаев степень гидролиза незначительна.Так, при 0,1 Н. в растворах CH3COONa и NH4C1, при 25°С, она составляет около 0,01%.То есть гидролизуется только 1 молекула на 1 миллион штук.При слабых основаниях и кислотах степень гидролиза значительно возрастает-для ch3coonh4 она составляет уже около 0,5%при тех же условиях.

Степень гидролиза также значительно возрастает в случае очень слабых кислот или оснований, достигая, например, 0.1.Раствор NaCN составляет около 1,5%.Наконец, гидролиз веществ, полученных из очень слабых оснований и очень слабых кислот, часто осуществляется почти полностью. Учитывая обратимость гидролиза, равновесие этого процесса зависит от всех факторов, влияющих на равновесие реакций другого метаболизма.

Например, если растворимость полученного продукта (чаще всего в виде основной соли) низкая, oio перейдет к разложению исходной соли.1. в систему добавляют одно из веществ, образующихся в процессе реакции (обычно кислоту или щелочь). По закону массового действия можно вернуть равновесие. Напротив, по закону массового действия добавление избыточной воды, то есть разбавление раствора, приводит к тому, что гидролиз протекает более полно.

Например, при 25°С для реакции Na2C02 + HOH NaHC03-f NaOH Степень гидролиза (H), в зависимости от концентрации, выглядит следующим образом: С. мол! Л……. 0.2-0.1-0.05-0.01-0.005-0.001 Л.%,…….. 1.7 2.9 4.5 11.3 16 34 Как упоминалось ранее (§ 5), степень диссоциации воды значительно возрастает с повышением температуры(большинство других электролитов изменяются незначительно).

Поэтому при нагревании раствора концентрация н ’и он’ — ионов в растворе значительно повышается, что повышает вероятность образования плохо сформированных молекул слабых кислот или диссоциации слабых оснований. Поэтому при нагревании раствора степень гидролиза значительно повышается. Например, реакция с = 0,01 моль / л Сrcl3-fHOH СГ(он)С12 + Нсl Степень гидролиза, которая зависит от температуры, выглядит следующим образом: температура,°C. 。 。 0 25 50 75100 л,%……… 4.6 9.4 17 28 40 

Из вышеизложенного следуют общие правила замещения гидролитического равновесия. Если желательно сдвинуть его в сторону наиболее полного разложения соли, то необходимо работать при высокой температуре с разбавленным раствором. Если, наоборот, желательно, чтобы процесс гидролиза протекал как можно медленнее, используйте сильный раствор в воде. cold.

• In в последнем случае удобно добавлять 1 из продуктов, образующихся при гидролизе (кислоту или щелочь), в раствор в избытке. Часто эти положения должны быть направлены на практикующих Химиков 7 * 8 Добавь 1) кроме водки, рассматривая другие возможные системы, гидролиз следует считать частым случаем сороризиса, то есть обменной реакцией растворенных веществ с растворителем. 

2) концентрация водородных конусов, соответствующая гидролизу солей с 1-валентными катионами и 1-валентными анионами в хорошо разбавленном растворе, может быть рассчитана по следующей приближенной формуле: Сильное основание слабое основание слабое основание слабое основание

Слабая кислота сильная кислота слабая кислота [Н -) — uxkIKh / с м-МК-KjKnoH (Н*) = Ык,-/ ехх / л давай Где Kb-продукт воды, а C-обычная концентрация соли. / SNh-константа диссоциации слабой кислоты, / Zion-слабое основание. 3) ниже сравниваются отдельные возможные случаи гидролиза алоэ (с учетом реакции раствора и природы полученного продукта).

Сравнение основано на силе кислоты, соответствующей основанию, с одной стороны, а с другой-на типе соли в соответствии с валентностью катиона и Анона. Людмила Фирмаль

I. сильное основание, слабая кислота. Реакция раствора щелочная. в зависимости от валентности катионов N-аннона могут иметь место следующие специфические случаи: а) катнон и Н Аннон оба зарабатывают деньги. Продукты гидролиза представляют собой свободную кислоту и свободное основание. Пример： Д. nacn + НАО с HCN + NaOH в нлн, IOIA, ЦН ’+ ю НСN + он’ б) Катнон одновалентен, а n-многовалентен.

i) Катнон является многовалентным, а Аннон-одновалентным. Дело обстоит относительно rare. As в результате гидролиза образуются основные соли и свободные кислоты. Однако, реакция раствора щелочная. Это происходит потому, что он содержит больше OH ’nonnon (образуется из основного основания), чем Н-nonnon (образуется сильным основанием) слабой кислоты.

Это самое типичное case. As в результате гидролиза образуются кислотные соли и свободная щелочь. Пример： Na3P04 + H, 0 Na} HP04 + NaOH или PO ’ 4 «+ HtO HTOJ + OH ’ При использовании большого количества воды гидролиз протекает частично дальше. Na2HP04 + H, 0 * = * NaH, PO4 + NaOH или HPOJ + H, 0 * = * HaPO’4 + OH ’ Перед высвобождением свободной слабой кислоты. Однако из-за накопления свободной щелочи (ионов он) в раствор не попадает. 

Пример： Ba (CN),+ H, 0 * = * HCN + Ba (OH) CN или CN ’+ H, 0 HCN + OH’ d) и катион, и Аной являются поливалентными. Этот случай практически не встречается, так как связанные с ним соединения нерастворимы в воде. II. Sla (5 оснований, сильная кислота. Реакция раствора является кислой. а)как катион, так и анион являются monovalent. As в результате гидролиза образуются свободные основания и свободные кислоты. Пример： NH4NO,+ HaO * = * NH4OH-f HNO, или NH * + H, 0 * = * NH4OH + H *

б)катионы поливалентных, Anoy одновалентная-самый типичный случай. В результате гидролиза, главное солнце-это свободная кислота. Пример： А1С1Э+Н, 0 Аl (он)СL,-fHC1iln АГ * +Н, 0 * = fcA1(ОН) «+Нбольшого количества воды, гидролиз будет идти дальше и будет: А!(0Н) С12+Н, 0 A!(О), С1 Н-НС1 олько Аl(он) — + ХСО Ал(О)/ + Ч Однако из-за накопления в растворе сильных кислот (не Н) он не достигает образования свободных слабых оснований. 

в) Катнон одновалентен, а Аннон многовалентен. Очень редкий случай. в результате rhizolnolz, кислотное одиночное свободное основание formed. In в этом случае раствор содержит больше ионов H * NZ кислого Солнца (образуется сильными кислотами), чем ионов слабого основания OH’NZ. Пример： (NH4) sS04 + HtO NH4HS04-f NH4OH nl NH4 + H, O * = * NH4OH + H＃ г) катной и Н Аннон — это оба polyvalent.

As в результате гидролиза образуется свободный узел основного Соло. Пример： 2CuS04 + 2Н,0 реанимации (0ч) Дж, S04 + Н, S04 или cu »+ Н, 0 CuOH * + ч * Fe,<SO «b +2HaO2Fe (0h) S04 + H2so»или Fe *» + H, 0 GE (Ong+н III. слабое основание и слабый acid. In кроме валентности катионной и Анонной, свойства продуктов, образующихся при реакции и гидролизе раствора, исчезают Также от прочности кислот и оснований.

Например, алюминиевая соль слабой уксусной кислоты гидролизуется по схеме с образованием основной соли А1 (ч COOB + Н20 а!) (OH) (CH3COO + CHjCOOH A |(0H) (CH3C00),+ H, 0 * = = * A!(OH), CHsCOO + CH, COOH Алюминиевые соли еще более слабой плавиковой кислоты гидролизуются до свободных оснований n-кислот. 2А!(О)С-Ф 3HaS IV. сильное основание, сильная кислота. Реакция раствора такой соли на лакмус нейтральна, так как он практически не гидролизуется.

Это включает в себя полицейских! NaCl. N’ANO), N’sso » BaClj и др. 4) поскольку в растворе солей могут образовываться несвязанные молекулы кислоты или основания, КС! Ожидается, что гидролиз (незначительный) будет происходить в Нанож и т. д on. In кроме того, концентрация H и OH полностью equal. It возможно только в том случае, если силы оснований и кислот полностью равны. Хорошую иллюстрацию выше дает рис. В-28.Показаны некоторые результаты, полученные при полностью разбавленном разведении некоторых salts.

As как видно из рисунка, CH3COONH » почти совпадает с условием, что KS и основания равны по прочности. Дайте раствору очень слабую кислотную реакцию. 5) для моновалентного Иона и моновалентной анионной соли степень гидролиза (% ) при ее малом значении можно рассчитать по приближенной формуле: А! В SJ-f6H20 NH » Cl CHsCOONMi CH, COONa В Девять 0.02-0.04. C, моль / л Да. Рисунок V-28.Значение рН разбавленного раствора соли 8.

Сильное основание слабая кислота Слабое основание кислота Слабое основание кислота A-KJC на 100 * Knkh a-K JC на 100• / SMON L-K JKHX на 100• * m0n Вот, кв ионное произведение воды. К нормальная концентрация соли, КНХ константа диссоциации слабых кислот, Кен слабое основание. 6) как и при диссоциации слабых электролитов, закон действия мага применим и к гидролизу.

Таким образом, равновесие гидролиза можно охарактеризовать не только степенью, но и константой гидролиза (Kr)-при расчете последней из разбавленных растворов концентрацию воды обычно считают постоянной величиной, а n входит в число констант. В простейшем случае константа закваски сыра, ионный продукт воды и константа диссоциации слабых компонентов (кислот или оснований), отношение кг = КШ / Ксмб..

Т. е. при нормальных условиях Kr = \ 0r%HKsmb. Например, для NaCN (дополнительно 3). Кг = [HCNHNaOHJ / lNaCN] =- — (HCNHOH’L / lCNI〜10〜| 4/5•I0〜, e = 2 −10 \ Его постоянная, как и в случае электролитической диссоциации, связана со степенью гидролиза (§ 5 add.23).

При достаточно малых значениях этой степени L-VKg / C или-percentage-L-100 UKg / C из-за одновременной слабости n-основания и кислоты, это примерно так: Kg — / Sv / Kmoi * * nh n A = V «7 NLN h (% )» = * 100 V-k7-например, для CH3COONH «Kr = 10 при нормальных условиях «и/ 2 * I0″5•2• 10 * 5-2.5-10 «»и L = 5X1 или L = 0,5%. 7) в дополнение к чисто химическим применениям, гидролиз очень важен для многих процессов живых организмов. Например, биологическая роль некоторых солей (NaHCOj и NajHPO*), входящих в состав крови, в основном

Как поддерживать постоянную концентрацию ионов водорода(то есть специфическую реакцию среды).Это делается путем смещения равновесия гидролиза в соответствии со схемой Высшим советом + Н2О h2co,+ он и НРО; ’ + Н2О; +он ’ Если в крови каким-либо образом образуются избыточные ионы Н1, последние объединяются гидроксидными ионами, восстановленное равновесие сдвигается вправо, а избыточные ионы он остаются.

Из-за этого (а также буферного эффекта белковых масс) рН крови здорового человека колеблется лишь незначительно вокруг среднего значения 7,35 (когда отклонение достигает±0,4 единиц РН, он умирает).Для желудочного сока (рН «1,5), слюны (рН» 7), желчи (РН «8), мочи (рН» 6), пота (рН «6) nt наблюдается постоянный рН, несколько ниже в нормальном состоянии организма. д. 

8) биологическое значение концентрации ионов водорода распространяется и на растительные организмы. Для наиболее успешного развития каждому виду наземных растений требуется определенная концентрация водорода-Нонона в почве. Например, картофель лучше всего растет на слегка рыхлой почве (рН-5), люцерна слабощелочная (РН = 8), а пшеница нейтральная (рН = «7).

Величина рН отдельных почв колеблется от 3 до 9, но в большинстве случаев она находится в пределах 5-7.То есть, как правило, почва имеет слабокислый характер. Напротив, слабощелочные реакции характерны для поверхностных вод Мирового океана. рН поддерживается на почти постоянном уровне 8,1-8,3 за счет карбонатного гидролиза.

Смотрите также:

Предмет химия

Электролитическая диссоциация	Химия и электрический ток
Ионные реакции	Работы Менделеева