Millised ained läbivad orgaanilise hüdrolüüsi? Orgaaniliste ainete hüdrolüüs

Hüdrolüüs
helistas
reaktsioonid
vahetada
interaktsioonid
ained veega, mis viivad nende
lagunemine.

Iseärasused

Orgaaniliste ainete hüdrolüüs
ained
Elusorganismid teostavad
erinevate orgaaniliste ainete hüdrolüüs
ained reaktsioonide ajal kell
ENSÜÜMIDE osalemine.
Näiteks hüdrolüüsi ajal kl
seedimise osalemine
ensüümid VALGUD lagundatakse
Aminohapete kohta,
RASVAD – GLÜTSEROOLI ja
RASVHAPPED,
POLÜSHHARIIDID (nt.
tärklis ja tselluloos) - edasi
MONOSAHARIIDID (näiteks
GLÜKOOS), NUKLEIIN
HAPPED – vabaks
NUKLEOTIIDID.
Rasvade hüdrolüüsi ajal sisse
leeliste olemasolu
hankige seep; hüdrolüüs
rasvade juuresolekul
kasutatud katalüsaatorid
glütseriini saamiseks ja
rasvhapped. Hüdrolüüs
puit toodab etanooli ja
turba hüdrolüüsi tooted
leia rakendust
sööda tootmine
pärm, vaha, väetised ja
jne.

Orgaaniliste ühendite hüdrolüüs

rasvad hüdrolüüsitakse glütserooliks ja
karboksüülhapped (NaOH-ga – seebistamine).
tärklis ja tselluloos hüdrolüüsitakse
glükoos:

Pöörduv ja pöördumatu hüdrolüüs

Peaaegu kõik hüdrolüüsireaktsioonid
orgaaniline aine
pööratav. Kuid on ka
pöördumatu hüdrolüüs.
Pöördumatu üldine omadus
hüdrolüüs - üks (eelistatavalt mõlemad)
hüdrolüüsitoodetest tuleks
reaktsioonisfäärist eemaldada
kujul:
- MUSTAN,
- GAAS.
CaС₂ + 2Н₂О = Ca(OH)₂↓ + С₂Н₂
Soolade hüdrolüüsi ajal:
Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH4
Al2S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)3↓ + 3 H₂S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂

G I D R O L I S S O L E Y

SOOLA HÜDROLÜÜS
soolade hüdrolüüs -
reaktsioonide tüüp
tingitud hüdrolüüsist
reaktsioonide kulg
ioonivahetus lahustes
(vesi) lahustuv
elektrolüütide soolad.
Protsessi edasiviiv jõud
on interaktsioon
ioonid veega, mis viib
nõrkade haridus
elektrolüüt ioonses või
molekulaarne vorm
(“ioonide sidumine”).
Seal on pööratavad ja
soolade pöördumatu hüdrolüüs.
1. Nõrga soola hüdrolüüs
hape ja tugev alus
(hüdrolüüs aniooniga).
2. Tugeva soola hüdrolüüs
hape ja nõrk alus
(hüdrolüüs katiooniga).
3. Nõrga soola hüdrolüüs
hape ja nõrk alus
(pöördumatu).
Tugeva happe sool ja
pole tugevat põhjust
läbib hüdrolüüsi.

Reaktsioonivõrrandid

Nõrga happe ja tugeva aluse soola hüdrolüüs
(hüdrolüüs aniooniga):
(lahus on aluseline, reaktsioon kulgeb
pöörduv, hüdrolüüs toimub teises etapis
tähtsusetu aste).
Tugeva happe ja nõrga aluse soola hüdrolüüs
(hüdrolüüs katiooniga):
(lahus on happeline, reaktsioon on pöörduv,
hüdrolüüs teises etapis kulgeb tühiselt
kraadi).

10.

Nõrga happe ja nõrga aluse soola hüdrolüüs:
(tasakaal nihkub toodete, hüdrolüüsi suunas
lekib peaaegu täielikult, kuna mõlemad tooted
reaktsioonid lahkuvad reaktsioonitsoonist sademe kujul või
gaas).
Tugeva happe ja tugeva aluse sool ei ole
läbib hüdrolüüsi ja lahus on neutraalne.

11. NAATRIUMKARBONAADI HÜDROLÜÜSI SKEEM

Na₂CO3
NaOH
tugev vundament
H₂CO3
nõrk hape
AELISELINE KESKKOND
HAPPE SOOL, hüdrolüüs
ANION

12. VASK(II)KLORIIDI HÜDROLÜÜSI SKEEM

CuCl2
Cu(OH)₂↓
nõrk vundament
HCl
tugev hape
HAPELINE KESKMINE
PÕHISOOL, hüdrolüüs vastavalt
KATIOON

13. ALUMIINIUMSULFIIDI HÜDROLÜÜSI SKEEM

Al₂S3
Al(OH)₃↓
nõrk vundament
H₂S
nõrk hape
NEUTRAALNE REAKTSIOON
KESKKONNAD
pöördumatu hüdrolüüs

14.

HÜDROLÜÜSI ROLL LOODUSES
Teisendamine maakoor
Kergelt aluselise merekeskkonna pakkumine
vesi
HÜDROLÜÜSI ROLL ELUS
ISIK
Pesemine
Nõude pesemine
Pesemine seebiga
Seedeprotsessid

Hüdrolüüsil on metaboolsete reaktsioonide seas eriline koht. Üldiselt on hüdrolüüs ainete lagunemine vee toimel. Vesi on üks aktiivsemaid aineid. See toimib väga erinevatele ühendiklassidele: soolad, süsivesikud, valgud, estrid, rasvad jne. Mittemetalliühendite hüdrolüüsimisel moodustub tavaliselt kaks hapet, näiteks:

PCl3 + 3 H2O = H3PO3 + 3 HCl

Sel juhul muutub lahuste happesus võrreldes lahusti happesusega.

Anorgaanilises keemias tuleb kõige sagedamini tegeleda soolade hüdrolüüsiga, s.o. soolaioonide vahetusinteraktsiooniga veemolekulidega, mille tulemusena nihkub vee elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal.

Soola hüdrolüüs on soolaioonide pöörduv interaktsioon veeioonidega, mis viib vesiniku- ja hüdroksiidioonide vahelise tasakaalu muutumiseni lahuses.

Hüdrolüüs on soolaioonide ja nende hüdratatsioonikihi polarisatsiooni interaktsiooni tulemus vesilahus. Mida olulisem on see interaktsioon, seda intensiivsem on hüdrolüüs. Lihtsustatult võib hüdrolüüsiprotsessi olemust kujutada järgmiselt.

K n + katioonid seonduvad lahuses veemolekulidega, mis neid hüdraativad doonor-aktseptor sidemetega; Doonoriks on veemolekuli hapnikuaatomid, millel on kaks üksikut elektronide paari, aktseptoriks on katioonid, millel on vabad aatomiorbitaalid. Mida suurem on katiooni laeng ja mida väiksem on selle suurus, seda suurem on K n + polariseeriv toime H2O-le.

Anioonid An‾ seovad veemolekulidega vesiniksidemete kaudu. Tugev mõju anioonid võivad viia prootoni täieliku eemaldamiseni H2O molekulist – vesinikside muutub kovalentseks. Selle tulemusena moodustub HS‾, HCO 3‾ jne tüüpi hape või anioon.

Mida suurem on aniooni laeng ja mida väiksem on selle raadius, seda olulisem on An‾ anioonide interaktsioon prootonitega. Seega määrab aine interaktsiooni intensiivsuse Kn+ ja An‾ H2O molekulidele. Seega läbivad kõrvalalarühmade elementide katioonid ja neile vahetult järgnevad elemendid intensiivsema hüdrolüüsi kui. teised sama laengu ja raadiusega ioonid, kuna esimeste tuumad sõeluvad d-elektronid vähem tõhusalt.

Hüdrolüüs - neutraliseerimisreaktsiooni pöördprotsess. Kui neutraliseerimisreaktsioon on eksotermiline ja pöördumatu protsess, siis hüdrolüüs on endotermiline ja pöörduv protsess.

Neutraliseerimisreaktsioon:

2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O

tugev nõrk tugev nõrk

2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O

Hüdrolüüsi reaktsioon:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3

SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + Oh‾

Hüdrolüüsi käigus nihkub vee dissotsiatsioonitasakaal selle ühe iooni (H + või OH -) seondumise tõttu nõrgaks elektrolüüdisoolaks. H + ioonide seondumisel akumuleeruvad lahusesse OH − ioonid, keskkonna reaktsioon on aluseline ja OH − ioonide seondumisel akumuleeruvad H + ioonid - keskkond on happeline.

Vee mõju soolale on neli võimalust.

1. Kui katioonidel ja anioonidel on väikesed laengud ja suured suurused, siis nende polariseeriv toime veemolekulidele on väike, see tähendab, et soola interaktsiooni H 2 O-ga praktiliselt ei toimu. See kehtib katioonide kohta, mille hüdroksiidid on leelised (näiteks K + ja Ca 2+), ja tugevate hapete anioonide kohta (näiteks Cl ‾ ja NO 3 ‾). Seega tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolad ei hüdrolüüsi. Sel juhul vee dissotsiatsiooni tasakaal

H 2 O ↔ H + + OH‾

soolaioonide juuresolekul see praktiliselt ei häiri. Seetõttu on selliste soolade lahused neutraalsed (pH ≈ 7).

2. Kui sool moodustub tugeva aluse katioonist ja nõrga happe anioonist(S 2-, CO 3 2-, CN‾ jne), siis anioonil toimub hüdrolüüs. Näiteks on CH 3 COOC soola hüdrolüüs. Soolaioonid CH 3 COO − ja K + interakteeruvad veest pärinevate H + ja OH − ioonidega. Sel juhul seostuvad atsetaadiioonid (CH 3 COO −) vesinikioonidega (H +) nõrga elektrolüüdi - äädikhappe (CH 3 COOH) molekulideks ja OH − ioonid akumuleeruvad lahusesse, andes sellele leeliselise reaktsiooni, kuna K + ioonid ei suuda siduda OH − ioone (KOH on tugev elektrolüüt), pH > 7 .

Hüdrolüüsi molekulaarvõrrand:

CH 3 COOK + H 2 O ↔ KOH + CH 3 ÜRO

Täielik hüdrolüüsi ioonvõrrand on:

K + + CH 3 COO - + NOH ↔ K + + OH − + CH 3 COOH

lühendatud ioonhüdrolüüsi võrrand:

CH 3 SOO − + N TEMA ↔ OH – + CH 3 UNS

Na 2 soola hüdrolüüs S kulgeb etapiviisiliselt. Soola moodustavad tugev alus (NaOH) ja nõrk kahealuseline hape (H 2 S). Sel juhul seob soolaanioon S 2− vee H + ioone ja OH − ioonid kogunevad lahusesse. Redutseeritud ioonse ja molekulaarse vormi võrrand on järgmine:

I. S 2− + N TEMA ↔HS − + OH −

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

II. H.S. − + N TEMA ↔ H 2 S+ OH −

NaHS + H2O ↔ NaOH + H2S

Hüdrolüüsi teist etappi tavatingimustes praktiliselt ei toimu, kuna akumuleerudes annavad OH - ioonid lahusele tugevalt aluselise reaktsiooni, mis viib neutraliseerimisreaktsioonini, tasakaalu nihkumiseni vasakule vastavalt Le Chatelier’ põhimõttele. Seetõttu surutakse leelise lisamisega alla tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade hüdrolüüs.

Mida suurem on anioonide polariseeriv mõju, seda intensiivsem on hüdrolüüs. Vastavalt massimõju seadusele tähendab see seda, et hüdrolüüs toimub seda intensiivsemalt nõrgem hape.

3. Kui sool moodustub nõrga aluse katioonist ja tugeva happe anioonist, seejärel toimub katioonis hüdrolüüs. Näiteks toimub see soola NH 4 Cl hüdrolüüsil (NH 4 OH on nõrk alus, HCl on tugev hape). Loobume Cl - ioonist, kuna see annab veekatiooniga tugeva elektrolüüdi, on hüdrolüüsi võrrand järgmine:

N.H. 4 + + N TEMA ↔ N.H. 4 Oh+H+ (lühendatud ioonvõrrand)

NH 4 Cl + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCl (molekulaarne võrrand)

Lühendatud võrrandist selgub, et vee OH − ioonid on seotud nõrgaks elektrolüüdiks, H + ioonid kogunevad lahusesse ja keskkond muutub happeliseks (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.

Polühappealusel (näiteks Zn(NO3)2) moodustatud soola hüdrolüüs toimub astmeliselt üle nõrga aluse katiooni.

I. Zn 2+ + N TEMA ↔ ZnOH + +H+ (lühike ioonvõrrand)

Zn(NO 3) 2 + H 2 O ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (molekulaarne võrrand)

OH − ioonid seonduvad nõrga alusega ZnOH + , H + ioonid akumuleeruvad.

Hüdrolüüsi teist etappi tavatingimustes praktiliselt ei toimu, kuna H + ioonide akumuleerumise tulemusena lahusesse tekib tugevalt happeline keskkond ja hüdrolüüsireaktsiooni tasakaal 2. etapis nihkub vasakule:

II. ZnOH + + N TEMA ↔ Zn(Oh) 2 +H+ (lühike ioonvõrrand)

ZnOHNO 3 + H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (molekulaarne võrrand)

Ilmselgelt, mida nõrgem on alus, seda täielikum hüdrolüüs toimub.

4. Nõrga aluse katioonist ja nõrga happe anioonist moodustunud sool hüdrolüüsub katioonis ja anioonis. Näiteks on soola CH 3 COONH 4 hüdrolüüsi protsess. Kirjutame võrrandi ioonsel kujul:

NH 4 + + CH 3 COO − + HON ↔ NH 4 OH + CH 3 COOH

Selliste soolade hüdrolüüs on väga tugev, kuna selle tulemusena moodustub nii nõrk alus kui ka nõrk hape.

Söötme reaktsioon sõltub sel juhul aluse ja happe suhtelisest tugevusest, s.o. nende dissotsiatsioonikonstantidest (K D):

kui K D (alused) > K D (happed), siis pH > 7;

kui K D (alus)< K Д (кислоты), то pH < 7.

CH3COONH4 hüdrolüüsi korral:

KD (NH4OH) = 1,8·10-5;

KD (CH3COOH) = 1,8 10-5,

seetõttu on selle soola vesilahuse reaktsioon peaaegu neutraalne (pH ≈ 7). Kui soola moodustavad alus ja hape ei ole ainult nõrgad elektrolüüdid , kuid on ka vähelahustuvad või ebastabiilsed ja lagunevad lenduvate saaduste tekkega, siis sel juhul kulgeb soola hüdrolüüs läbi kõik etapid lõpuni, s.o. kuni moodustuvad nõrk, raskesti lahustuv alus ja nõrk hape. Sel juhul me räägime O

pöördumatu või täielik hüdrolüüs.

Just täielik hüdrolüüs on põhjus, miks ei saa valmistada mõnede soolade vesilahuseid, näiteks Cr 2 (CO 3) 3, Al 2 S 3 jne. Näiteks:

Al 2S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Seetõttu ei saa alumiiniumsulfiidi eksisteerida vesilahuste kujul, seda saab saada ainult "kuivmeetodil", näiteks kõrgetel temperatuuridel olevatest elementidest:

2Al + 3S – t ° → Al 2 S 3,

ja tuleb hoida suletud anumates, et vältida niiskuse sissepääsu.

Selliseid ühendeid ei saa saada vahetusreaktsiooniga vesilahuses. Kui soolad A1 3+, Cr 3+ ja Fe 3+ interakteeruvad lahuses sulfiidide ja karbonaatidega, ei sadestu nende katioonide sulfiidid ja karbonaadid, vaid nende hüdroksiidid:

2AlCl3 +3Na2S +6H2O → 3H2S + 2Al(OH)3↓ +6NaCl

Vaadeldavates näidetes on kahe soola (AlCl 3 ja Na 2 S või CrCl 3 ja Na 2 CO 3) hüdrolüüs vastastikku tõhustatud ning reaktsioon kulgeb lõpuni, kuna reaktsioonisaadused eralduvad lahusest setete kujul. ja gaas.

Mõnel juhul võib soolade hüdrolüüs olla väga raske. ( Lihtsad võrrandid hüdrolüüsireaktsioonid üldtunnustatud tähistuses on sageli tinglikud.) Hüdrolüüsi saadusi saab määrata ainult analüütilise uuringu põhjal. Näiteks võivad mitmekordse laenguga katioone sisaldavate soolade hüdrolüüsi saadused olla polünukleaarsed kompleksid. Seega, kui Hg 2+ lahused sisaldavad ainult mononukleaarseid komplekse, siis Fe 3+ lahused sisaldavad lisaks kompleksidele 2+ ja + kahetuumalist kompleksi 4+; Be 2+ lahustes tekivad põhiliselt mitmetuumalised kompleksid koostisega [Be 3 (OH) 3 ] 3+; Sn 2+ lahustes tekivad kompleksioonid 2+, 2+, +; Bi 3+ lahustes koos [ВiОН] 2+ on kompleksioone koostisega 6+. Hüdrolüüsireaktsioone, mis viivad polünukleaarsete komplekside moodustumiseni, võib kujutada järgmiselt:

mM k+ + nH 2 O ↔ M m (OH) n (mk - n)+ + nH +,

kus m varieerub vahemikus 1 kuni 9 ja n võib võtta väärtusi 1 kuni 15. Selline reaktsioon on võimalik rohkem kui 30 elemendist koosnevate katioonide korral. On kindlaks tehtud, et iooni iga laeng vastab enamikul juhtudel kompleksi teatud vormile. Seega M 2+ ioone iseloomustab dimeeride vorm 3+, M 3+ ioone 4+ ja M 4+ vorm 5+ ja keerulisemad, näiteks 8+.

Kõrgetel temperatuuridel ja suured väärtused Moodustuvad pH- ja oksokompleksid:

2MOH ↔ MOM + H2O või

Näiteks

BiCl 3 + H 2 O « Bi(OH) 2 Cl + 2HCl

Bi(OH) 2 + katioon kaotab kergesti veemolekuli, moodustades bismutüülkatiooni BiO +, mis koos kloriidiooniga annab valge kristalse sademe:

Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.

Struktuuriliselt võib polünukleaarseid komplekse kujutada oktaeedritena, mis on piki tippu, serva või tahku omavahel ühendatud erinevate sildade (O, OH jne) abil.

Paljude metallide karbonaatide hüdrolüüsiproduktidel on keeruline koostis. Seega, kui lahustuvad soolad Mg 2+, Cu 2+, Zn 2+, Pb 2+ interakteeruvad naatriumkarbonaadiga, ei teki keskmised, vaid vähemlahustuvad karbonaadid. hüdroksükarbonaadid näiteks Cu 2 (OH) 2 CO 3, Zn 5 (OH) 6 (CO 3) 2, Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2. Reaktsioonide näited on järgmised:

5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + H 2 O → Mg 5 (OH) 2 (CO 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + CO 2

2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2

Hüdrolüüsi iseloomustab kvantitatiivselt hüdrolüüsi aste h ja hüdrolüüsikonstant KG.

Hüdrolüüsiaste näitab, milline osa lahuses sisalduvast soolast (С М) on hüdrolüüsinud (С Мgid) ja arvutatakse suhtena:

h = S M juhend / S M (100%).

On ilmne, et pöörduva hüdrolüüsi protsessi jaoks h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100%). Lisaks soola olemusele sõltub hüdrolüüsi aste soola kontsentratsioonist ja lahuse temperatuurist.

Mõõduka lahustunud aine kontsentratsiooniga lahustes on hüdrolüüsi aste toatemperatuuril tavaliselt väike. Tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolade puhul on see praktiliselt null; nõrga aluse ja tugeva happe või tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolade puhul on see ≈ 1%. Niisiis, 0,01 M NH 4 Cl lahuse jaoks h= 0,01%; 0,1 n. lahus CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.

Hüdrolüüs on pöörduv protsess, seega kehtib selle kohta massilise toime seadus.

Hüdrolüüsikonstant on hüdrolüüsiprotsessi tasakaalukonstant, ja selle füüsikalises tähenduses määrab hüdrolüüsi pöördumatuse astme. Mida suurem on KG, seda pöördumatum on hüdrolüüs. KG-l on iga hüdrolüüsijuhtumi jaoks oma väljend.

Tuletame nõrga happe ja tugeva aluse soola hüdrolüüsikonstandi avaldise, kasutades näitena NaCN:

NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;

Na + + CN – +H 2 O ↔ Na + + OH – + HCN;

CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –

K võrdne = / .

Sellel on suurim väärtus, mis reaktsiooni käigus praktiliselt ei muutu, seega võib seda tinglikult pidada konstantseks. Seejärel korrutades lugeja ja nimetaja prootonite kontsentratsiooniga ja sisestades konstandisse vee konstantse kontsentratsiooni, saame:

K võrdne = K W / K D (hapu) = K G

kuna / = 1/ K D(hapu)

Kuna K W väärtus on konstantne ja võrdne 10 -14, on ilmne, et mida madalam on nõrga happe K D, mille anioon on soola osa, seda suurem on K G.

Samamoodi saame katiooniga hüdrolüüsitud soola puhul (näiteks NH4Cl):

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (lühendatud hüdrolüüsi võrrand)

K võrdne = /

K G = K võrdne = K W / K D (peamine)

Selles avaldises korrutatakse murdosa lugeja ja nimetaja arvuga . Ilmselt mida väiksem on nõrga aluse KD, mille katioon on soola osa, seda suurem on KG.

Kui soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape (kasutades näiteks NH 4 CN), siis lühendatud hüdrolüüsi võrrand on järgmine:

NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

K võrdne = / ,

Selles K avaldises korrutame murdosa lugeja ja nimetaja ·-ga, nii et K Г avaldis saab järgmise kuju:

K G = K W / (K D (hape) K D (aluseline)).

Nagu ülaltoodud väljenditest järeldub, hüdrolüüsikonstant on pöördvõrdeline nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstandiga osalevad soola moodustumisel (kui soola moodustumisel osalevad kaks nõrka elektrolüüti, siis KG on pöördvõrdeline nende dissotsiatsioonikonstantide korrutisega).

Vaatleme mitmekordse laenguga iooni hüdrolüüsi. Võtame Na 2 CO 3.

I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –

K G (I) = / × ( / ) = K W / K D (II) ,

see tähendab, et esimese etapi hüdrolüüsikonstandi avaldis sisaldab nimetajas teist dissotsiatsioonikonstanti ja hüdrolüüsi teise etapi jaoks

HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –

K G (II) = / × ( / ) = K W / K D (I)

K D (I) = 4 × 10 -7 K D (II) = 2,5 × 10 -8

K G (II) = 5,6 × 10 -11 K G (I) = 1,8 × 10 -4

Seega on KG(I) >> KG(II), konstant ja järelikult ka hüdrolüüsi esimese etapi aste palju suurem kui järgnevatel.

Hüdrolüüsi aste on dissotsiatsiooniastmega sarnane väärtus. Hüdrolüüsi astme ja konstandi vaheline seos on sarnane astme ja dissotsiatsioonikonstandi omaga.

Kui üldiselt tähistatakse nõrga happeaniooni algkontsentratsiooni C o-ga (mol/l), siis C o h(mol/l) – A-aniooni selle osa kontsentratsioon, mis läbis hüdrolüüsi ja moodustas CO h(mol/l) nõrk hape HA ja C o h(mol/l) hüdroksiidrühmad.

A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,

S o -S o h S umbes h S umbes h

siis K Г = / = С о h· Alates h/ (S o -S o h) = C o h 2 / (1-h).

Kell h << 1 K Г = С о h 2 h= √K D / S o.

Väga sarnane Ostwaldi lahjendusseadusega.

S umbes h, saame:

K G = C o h· Alates h/ С о = 2 / С о, kust

= √К Г·С о.

Samamoodi võib näidata, et hüdrolüüsi ajal katioonis

= √К Г·С о.

Seega sõltub soolade hüdrolüüsivõime kahest tegurist:

soola moodustavate ioonide omadused;

välised tegurid.

Kuidas hüdrolüüsi tasakaalu nihutada?

1) Nagu ioonide lisamine. Kuna dünaamiline tasakaal saavutatakse pöörduva hüdrolüüsi käigus, saab vastavalt massi toime seadusele tasakaalu nihutada ühes või teises suunas, lisades lahusesse hapet või alust. Happe (H + katioonide) sisseviimine pärsib katiooni hüdrolüüsi, leelise (OH – anioonide) lisamine pärsib aniooni hüdrolüüsi. Seda kasutatakse sageli hüdrolüüsiprotsessi tõhustamiseks või mahasurumiseks.

2) Valemist h see on selge lahjendamine soodustab hüdrolüüsi. Naatriumkarbonaadi hüdrolüüsi astme tõus

Na 2 CO 3 + HON ↔ NaHCO 3 + NaOH

lahuse lahjendamisel on näidatud joonisel fig. 20.

Riis. 20. Na 2 CO 3 hüdrolüüsi astme sõltuvus lahjendamisest 20 °C juures

3) Temperatuuri tõus soodustab hüdrolüüsi. Vee dissotsiatsioonikonstant suureneb temperatuuri tõustes suuremal määral kui hüdrolüüsiproduktide - nõrkade hapete ja aluste - dissotsiatsioonikonstandid, seetõttu suureneb kuumutamisel hüdrolüüsi aste. Sellele järeldusele on lihtne jõuda ka teisiti: kuna neutraliseerimisreaktsioon on eksotermiline (DH = –56 kJ/mol), on hüdrolüüs, olles vastupidine protsess, endotermiline, seetõttu põhjustab kuumutamine vastavalt Le Chatelier’ põhimõttele hüdrolüüsi suurenemine. Riis. 21 illustreerib temperatuuri mõju kroom(III)kloriidi hüdrolüüsile

CrCl 3 + HOH ↔ CrOHCl 2 + HCl

Riis. 21. CrCl 3 hüdrolüüsi astme sõltuvus temperatuurist

Keemiapraktikas on mitmekordse laenguga katioonist ja ühekordselt laetud anioonist, näiteks AlC13, moodustunud soolade katioonne hüdrolüüs väga levinud. Nende soolade lahustes moodustub metalliioonile ühe hüdroksiidiooni lisamise tulemusena vähem dissotsieerunud ühend. Arvestades, et lahuses olev Al 3+ ioon on hüdraatunud, saab hüdrolüüsi esimest etappi väljendada võrrandiga

3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +

Tavalistel temperatuuridel on mitmekordse laenguga katioonide soolade hüdrolüüs selle etapiga praktiliselt piiratud. Kuumutamisel toimub hüdrolüüs teises etapis:

2+ + HOH ↔ + + H 3 O +

Seega on soola vesilahuse happeline reaktsioon seletatav asjaoluga, et hüdraatunud katioon kaotab prootoni ja vesirühm H 2 O muudetakse hüdroksorühmaks OH‾. Vaadeldava protsessi käigus saab moodustada keerukamaid komplekse, näiteks 3+, aga ka 3- ja [AlO 2 (OH) 2] 3- tüüpi kompleksioone. Erinevate hüdrolüüsiproduktide sisaldus sõltub reaktsioonitingimustest (lahuse kontsentratsioon, temperatuur, teiste ainete olemasolu). Protsessi kestus on samuti oluline, kuna mitmekordse laenguga katioonide soolade hüdrolüüsi ajal saavutatakse tasakaal tavaliselt aeglaselt.

Keemia, nagu enamik täppisteadusi, mis nõuavad palju tähelepanu ja kindlaid teadmisi, pole kunagi olnud kooliõpilaste lemmikdistsipliin. Kuid asjata, sest selle abiga saate aru paljudest inimese ümber ja sees toimuvatest protsessidest. Võtame näiteks hüdrolüüsireaktsiooni: esmapilgul tundub, et see on oluline ainult keemikuteadlastele, kuid tegelikult ei saaks ilma selleta ükski organism täielikult toimida. Õppime tundma selle protsessi iseärasusi ja selle praktilist tähtsust inimkonna jaoks.

Hüdrolüüsi reaktsioon: mis see on?

See fraas viitab spetsiifilisele vahetuse lagunemisreaktsioonile vee ja selles lahustunud aine vahel uute ühendite moodustumisega. Hüdrolüüsi võib nimetada ka solvolüüsiks vees.

See keemiline termin on tuletatud kahest kreeka sõnast: "vesi" ja "lagunemine".

Hüdrolüüsi tooted

Vaadeldav reaktsioon võib toimuda H 2 O koosmõjul nii orgaaniliste kui ka anorgaaniliste ainetega. Selle tulemus sõltub otseselt sellest, millega vesi kokku puutus, ja ka sellest, kas kasutati täiendavaid katalüsaatoraineid või muudeti temperatuuri ja rõhku.

Näiteks soola hüdrolüüsireaktsioon soodustab hapete ja leeliste teket. Ja kui me räägime orgaanilistest ainetest, saadakse muid tooteid. Rasvade vesisolvolüüs soodustab glütserooli ja kõrgemate rasvhapete teket. Kui protsess toimub valkudega, on tulemuseks erinevate aminohapete moodustumine. Süsivesikud (polüsahhariidid) lagundatakse monosahhariidideks.

Inimkehas, mis ei suuda täielikult omastada valke ja süsivesikuid, "lihtsustab" hüdrolüüsireaktsioon need aineteks, mida organism suudab seedida. Nii et solvolüüsil vees on iga bioloogilise indiviidi normaalses funktsioneerimises oluline roll.

Soolade hüdrolüüs

Olles õppinud hüdrolüüsist, tasub end kurssi viia selle esinemisega anorgaanilise päritoluga ainetes, nimelt soolades.

Selle protsessi eripära on see, et kui need ühendid interakteeruvad veega, eralduvad soolas olevad nõrgad elektrolüütide ioonid sellest ja moodustavad H 2 O-ga uusi aineid. See võib olla kas hape või mõlemad. Kõige selle tulemusena toimub vee dissotsiatsiooni tasakaalu nihe.

Pöörduv ja pöördumatu hüdrolüüs

Ülaltoodud näites võite märgata, et ühe noole asemel on kaks, mõlemad on suunatud eri suundades. Mida see tähendab? See märk näitab, et hüdrolüüsireaktsioon on pöörduv. Praktikas tähendab see, et veega suheldes ei lagune võetud aine samaaegselt mitte ainult komponentideks (mis võimaldavad uutel ühenditel tekkida), vaid ka moodustub uuesti.

Kuid mitte kõik hüdrolüüsid ei ole pöörduvad, vastasel juhul poleks sellel mõtet, kuna uued ained oleksid ebastabiilsed.

Sellise reaktsiooni pöördumatuks muutumisele võivad kaasa aidata mitmed tegurid:

• Temperatuur. See, kas see suureneb või väheneb, määrab, millises suunas tasakaal käimasolevas reaktsioonis nihkub. Kui see muutub kõrgemaks, toimub nihe endotermilise reaktsiooni suunas. Kui temperatuur vastupidi langeb, on eelis eksotermilise reaktsiooni poolel.
• Surve. See on veel üks termodünaamiline suurus, mis mõjutab aktiivselt ioonhüdrolüüsi. Kui see suureneb, nihkub keemiline tasakaal reaktsiooni suunas, millega kaasneb gaaside üldkoguse vähenemine. Kui see langeb, siis vastupidi.
• Reaktsioonis osalevate ainete kõrge või madal kontsentratsioon, samuti täiendavate katalüsaatorite olemasolu.

Hüdrolüüsireaktsioonide tüübid soolalahustes

• Aniooniga (negatiivse laenguga ioon). Nõrkade ja tugevate aluste happesoolade solvolüüs vees. Interakteeruvate ainete omaduste tõttu on selline reaktsioon pöörduv.

Hüdrolüüsi aste

Soolade hüdrolüüsi tunnuste uurimisel tasub pöörata tähelepanu sellisele nähtusele nagu selle aste. See sõna viitab soolade (mis on juba H 2 O-ga lagunemisreaktsiooni astunud) ja koguarv sisaldas sellest ainest lahuses.

Mida nõrgem on hüdrolüüsis osalev hape või alus, seda kõrgem on selle aste. Seda mõõdetakse vahemikus 0-100% ja määratakse allpool esitatud valemiga.

N on hüdrolüüsi läbinud aine molekulide arv ja N0 on nende koguarv lahuses.

Enamikul juhtudel on soolade vesilahuse solvolüüsi aste madal. Näiteks 1% naatriumatsetaadi lahuses on see ainult 0,01% (temperatuuril 20 kraadi).

Hüdrolüüs orgaanilise päritoluga ainetes

Uuritav protsess võib toimuda ka orgaanilistes keemilistes ühendites.

Peaaegu kõigis elusorganismides toimub hüdrolüüs energia metabolismi (katabolismi) osana. Tema abiga lagundatakse valgud, rasvad ja süsivesikud kergesti seeditavateks aineteks. Samas suudab vesi ise harva solvolüüsi protsessi käivitada, mistõttu organismid peavad katalüsaatorina kasutama erinevaid ensüüme.

Kui räägime keemilisest reaktsioonist orgaaniliste ainetega, mille eesmärk on laboris või tootmiskeskkonnas uute ainete tootmine, siis lahusele lisatakse selle kiirendamiseks ja parandamiseks tugevaid happeid või leeliseid.

Hüdrolüüs triglütseriidideks (triatsüülglütseroolid)

See raskesti hääldatav termin viitab rasvhapetele, mida enamik meist tunneb rasvadena.

Neid on nii loomset kui ka taimset päritolu. Kuid kõik teavad, et vesi ei ole võimeline selliseid aineid lahustama, kuidas siis toimub rasvade hüdrolüüs?

Seda reaktsiooni nimetatakse rasvade seebistamiseks. See on triatsüülglütseroolide vesisolvolüüs ensüümide mõjul aluselises või happelises keskkonnas. Sõltuvalt sellest eristatakse aluselist ja happelist hüdrolüüsi.

Esimesel juhul tekivad reaktsiooni tulemusena kõrgemate rasvhapete soolad (kõigile paremini tuntud seepide nime all). Seega saadakse tavaline tahke seep NaOH-st ja vedelseep KOH-st. Seega on leeliseline hüdrolüüs triglütseriidides detergentide moodustamise protsess. Väärib märkimist, et seda saab vabalt läbi viia nii taimset kui loomset päritolu rasvades.

Kõnealune reaktsioon on põhjuseks, et seep peseb kõvas vees üsna halvasti ja soolases vees ei pese üldse. Fakt on see, et kõva nimetatakse H 2 O-ks, mis sisaldab liigselt kaltsiumi ja magneesiumi ioone. Ja seep, olles vees, läbib uuesti hüdrolüüsi, lagunedes naatriumioonideks ja süsivesinike jäägiks. Nende ainete koosmõjul tekivad vees lahustumatud soolad, mis näevad välja nagu valged helbed. Et seda ei juhtuks, lisatakse veele naatriumvesinikkarbonaat NaHCO 3 ehk rohkem tuntud söögisoodana. See aine suurendab lahuse leeliselisust ja aitab seeläbi seebil oma funktsioone täita. Muide, selliste probleemide vältimiseks valmistatakse tänapäevases tööstuses sünteetilisi detergente muudest ainetest, näiteks kõrgemate alkoholide estrite ja väävelhappe sooladest. Nende molekulid sisaldavad kaksteist kuni neliteist süsinikuaatomit, mistõttu nad ei kaota oma omadusi soolases ega karedas vees.

Kui keskkond, milles reaktsioon toimub, on happeline, nimetatakse seda protsessi triatsüülglütseroolide happeliseks hüdrolüüsiks. Sel juhul arenevad ained teatud happe mõjul glütserooliks ja karboksüülhapeteks.

Rasvade hüdrolüüsil on veel üks võimalus – triatsüülglütseroolide hüdrogeenimine. Seda protsessi kasutatakse teatud tüüpi puhastamisel, näiteks etüleenist atsetüleeni jälgede või erinevatest süsteemidest hapniku lisandite eemaldamiseks.

Süsivesikute hüdrolüüs

Kõnealused ained kuuluvad inim- ja loomatoidu kõige olulisemate komponentide hulka. Keha ei suuda aga puhtal kujul omastada sahharoosi, laktoosi, maltoosi, tärklist ja glükogeeni. Seetõttu, nagu rasvade puhul, jagatakse need süsivesikud hüdrolüüsireaktsiooni abil seeditavateks elementideks.

Tööstuses kasutatakse aktiivselt ka süsivesinike vesisolvolüüsi. Tärklisest ekstraheeritakse kõnealuse reaktsiooni tulemusena H 2 O-ga glükoos ja melass, mis sisalduvad peaaegu kõigis maiustustes.

Teine polüsahhariid, mida kasutatakse aktiivselt tööstuses paljude kasulike ainete ja toodete valmistamiseks, on tselluloos. Sellest ekstraheeritakse tehniline glütseriin, etüleenglükool, sorbitool ja tuntud etüülalkohol.

Tselluloosi hüdrolüüs toimub pikaajalisel kokkupuutel kõrgel temperatuuril ja mineraalhapete juuresolekul. Selle reaktsiooni lõpp-produktiks on nagu tärklise puhul glükoos. Tuleb arvestada, et tselluloosi hüdrolüüs on raskem kui tärklise hüdrolüüs, kuna see polüsahhariid on mineraalhapete suhtes vastupidavam. Kuna aga tselluloos on kõigi kõrgemate taimede rakuseinte põhikomponent, on seda sisaldav tooraine odavam kui tärklisel. Samal ajal kasutatakse tselluloosi glükoosi rohkem tehnilisteks vajadusteks, samal ajal kui tärklise hüdrolüüsi produkti peetakse toitumiseks sobivamaks.

Valkude hüdrolüüs

Valgud on kõigi elusorganismide rakkude peamine ehitusmaterjal. Need koosnevad paljudest aminohapetest ja on organismi normaalseks toimimiseks väga olulised tooted. Kuid kuna need on suure molekulmassiga ühendid, võivad need halvasti imenduda. Selle ülesande lihtsustamiseks need hüdrolüüsitakse.

Nagu ka teiste orgaaniliste ainete puhul, lagundab see reaktsioon valgud madala molekulmassiga toodeteks, mida organism kergesti omastab.

Hüdrolüüs on soola vahetusreaktsioon veega ( solvo tuletis Sellisel juhul hävitatakse algne aine vee toimel uute ainete moodustumisega.

Kuna hüdrolüüs on ioonivahetusreaktsioon, on selle liikumapanevaks jõuks nõrga elektrolüüdi moodustumine (sadestamine ja/või gaasi eraldumine). Oluline on meeles pidada, et hüdrolüüsireaktsioon on pöörduv reaktsioon (enamikul juhtudel), kuid esineb ka pöördumatut hüdrolüüsi (edaneb lõpuni, lahuses ei ole lähteainet). Hüdrolüüs on endotermiline protsess (temperatuuri tõustes suureneb nii hüdrolüüsi kiirus kui ka hüdrolüüsiproduktide saagis).

Nagu on näha definitsioonist, et hüdrolüüs on vahetusreaktsioon, võib eeldada, et OH rühm läheb metalli (+ võimalik happeline jääk, kui tekib aluseline sool (tugeva happega moodustunud soola hüdrolüüsil ja nõrk polühappe alus)) ning happelisele jäägile läheb vesinikprooton H+ (+ võimalik metalliioon ja vesinikuioon, moodustades happesoola, kui nõrga mitmealuselise happega moodustunud sool hüdrolüüsitakse)).

Hüdrolüüsi on 4 tüüpi:

1. Tugevast alusest ja tugevast happest moodustunud sool. Kuna seda juba eespool mainiti, on hüdrolüüs ioonivahetusreaktsioon ja see toimub ainult nõrga elektrolüüdi moodustumisel. Nagu ülalpool kirjeldatud, läheb metallile OH-rühm ja happelisele jäägile vesinikprooton H +, kuid tugev alus ega tugev hape ei ole nõrgad elektrolüüdid, seetõttu hüdrolüüsi sel juhul ei toimu:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Söötme reaktsioon on peaaegu neutraalne: pH≈7

2. Soola moodustavad nõrk alus ja tugev hape. Nagu eespool öeldud: OH - rühm läheb metalli ja vesiniku prooton H + happelise jäägi juurde. Näiteks:

NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Nagu näitest näha, toimub hüdrolüüs katioonis, keskkonna reaktsioon on happeline 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. Sool moodustub nõrgast happest ja tugevast alusest: OH-rühm läheb metalli ja vesiniku prooton H + Näiteks:

CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH

СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -

CH 3 COO – +HOH↔+CH 3COOH+OH –

Hüdrolüüs toimub anioonil, keskkonna reaktsioon on aluseline, pH >7 Nõrga mitmealuselise happe ja tugeva aluse poolt moodustatud soola hüdrolüüsi võrrandite kirjutamisel tuleb paremale poole kirjutada happelise soola teke, hüdrolüüs toimub 1 sammuna. Näiteks:

Na2CO3 +HOH↔NaOH+NaHCO3

2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -

CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -

4. Soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape. See on ainus juhtum, kui hüdrolüüs läheb lõpuni ja on pöördumatu (kuni algne sool on täielikult ära kasutatud).

CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

See on ainus juhtum, kui hüdrolüüs on lõppenud. Hüdrolüüs toimub nii anioonil kui ka katioonil keskkonna reaktsiooni on raske ennustada, kuid see on lähedane neutraalsele: pH≈7.

Samuti on olemas hüdrolüüsikonstant, kasutades seda atsetaadi iooni näitel, tähistades seda Ac- . Nagu ülaltoodud näidetest näha, on äädikhape (etaanhape) nõrk hape ja seetõttu hüdrolüüsitakse selle soolad vastavalt järgmisele skeemile:

Ac – +HOH↔HAc+OH –

Leiame selle süsteemi tasakaalukonstanti:

Teades ioonne toode vesi, saame selle kaudu väljendada kontsentratsiooni [ oh ] - ,

Asendades selle avaldise hüdrolüüsikonstandi võrrandis, saame:

Asendades võrrandis vee ionisatsioonikonstandi, saame:

Aga pidev happe dissotsiatsioon (vesinikkloriidhappe näitel) on võrdne:

Kus on hüdreeritud vesiniku prooton: . Samamoodi jaoks äädikhape, nagu näites. Asendades happe dissotsiatsioonikonstandi väärtuse hüdrolüüsikonstandi võrrandiga, saame:

Nagu näitest järeldub, kui soola moodustab nõrk alus, siis nimetaja sisaldab aluse dissotsiatsioonikonstanti, mis arvutatakse sama põhimõtte kohaselt kui happe dissotsiatsioonikonstant. Kui soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape, on nimetaja happe ja aluse dissotsiatsioonikonstantide korrutis.

Hüdrolüüsi aste.

On veel üks hüdrolüüsi iseloomustav suurus – hüdrolüüsi aste –α.Mis on võrdne hüdrolüüsitava soola koguse (kontsentratsiooni) ja lahustunud soola koguhulga (kontsentratsiooni) suheHüdrolüüsi aste sõltub soola kontsentratsioonist ja lahuse temperatuurist. See suureneb, kui soolalahus lahjendatakse ja lahuse temperatuur tõuseb. Tuletage meelde, et mida lahjendatud on lahus, seda vähem molaarne kontsentratsioon originaalsool; ja hüdrolüüsi aste suureneb temperatuuri tõustes, kuna hüdrolüüs on endotermiline protsess, nagu eespool mainitud.

Soola hüdrolüüsi aste on seda kõrgem, mida nõrgem on seda moodustav hape või alus. Hüdrolüüsi astme ja hüdrolüüsi tüüpide võrrandist tuleneb: pöördumatu hüdrolüüsigaα≈1.

Hüdrolüüsi aste ja hüdrolüüsikonstant on omavahel seotud Ostwaldi võrrandi kaudu (Wilhelm Friedrich OstwaldOstwaldi lahjendusseadus, mis on tuletatud 1888aastal).Lahjendusseadus näitab, et elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste sõltub selle kontsentratsioonist ja dissotsiatsioonikonstandist. Võtame aine algkontsentratsiooniksC 0 ja aine dissotsieerunud osa onγ, tuletame meelde lahuses oleva aine dissotsiatsiooniskeemi:

AB↔A + +B -

Siis saab Ostwaldi seadust väljendada järgmiselt:

Tuletame meelde, et võrrand sisaldab kontsentratsioone tasakaaluhetkel. Aga kui aine on veidi dissotsieerunud, siis (1-γ)→1, mis toob Ostwaldi võrrandi järgmisele kujule: K d = γ 2 C 0 .

Hüdrolüüsi aste on sarnaselt seotud selle konstandiga:

Enamikul juhtudel kasutatakse seda valemit. Kuid vajadusel saate hüdrolüüsi astet väljendada järgmise valemi abil:

Hüdrolüüsi erijuhud:

1) Hüdriidide hüdrolüüs (vesinikühendid elementidega (siin käsitleme ainult rühmade 1 ja 2 metalle ja metami), kus vesiniku oksüdatsiooniaste on -1):

NaH+HOH→NaOH+H2

CaH2 +2HOH → Ca(OH)2 +2H2

CH4+HOH→CO+3H2

Reaktsioon metaaniga on üks tööstuslikud meetodid vesiniku saamine.

2) Peroksiidide hüdrolüüs.Leelis- ja leelismuldmetallide peroksiidid lagunevad veega, moodustades vastava hüdroksiidi ja vesinikperoksiidi (või hapniku):

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + O 2

3) Nitriidide hüdrolüüs.

Ca3N2+6HOH→3Ca(OH)2+2NH3

4) Fosfiidide hüdrolüüs.

K 3 P+3HOH → 3KOH+PH 3

Väljapaisatud gaas PH 3 -fosfiin, väga mürgine, mõjutab närvisüsteem. Samuti on see võimeline hapnikuga kokkupuutel isesüttima. Kas olete kunagi öösel läbi raba kõndinud või surnuaedadest mööda kõndinud? Nägime haruldasi tulepurskeid – “will-o’-the-wisps”, mis paistavad fosfiinipõletustena.

5) Karbiidide hüdrolüüs. Siin näitame kahte reaktsiooni praktiline rakendus, kuna nende abiga saadakse alkaanide (reaktsioon 1) ja alküünide (reaktsioon 2) homoloogse seeria 1 liige:

Al 4 C3 +12 HOH → 4 Al (OH)3 +3CH4 (reaktsioon 1)

CaC2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reaktsioon 2, saadus on atsetüleen, vastavalt UPA S ethin)

6) Silitsiidide hüdrolüüs. Selle reaktsiooni tulemusena moodustub 1 silaanide homoloogse seeria esindaja (kokku on neid 8): SiH 4 - monomeerne kovalentne hüdriid.

Mg2Si+4HOH→2Mg(OH)2+SiH4

7) Fosforhalogeniidide hüdrolüüs. Siin käsitleme fosforikloriide 3 ja 5, mis on vastavalt fosfor- ja fosforhapete happekloriidid:

PCl3+3H20=H3PO3+3HCl

PCl5 +4H20=H3PO4+5HCl

8) Orgaaniliste ainete hüdrolüüsil tekivad rasvad glütserool (C 3 H 5 (OH) 3) ja karboksüülhape(küllastunud karboksüülhappe näide) (C n H (2n+1) COOH)

Estrid:

CH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH

Alkohol:

C 2 H 5 ONa + H 2 O↔ C 2 H 5 OH + NaOH

Elusorganismid hüdrolüüsivad reaktsioonide käigus erinevaid orgaanilisi aineid katabolism osalusel ensüümid. Näiteks hüdrolüüsi ajal seedeensüümide osalusel valgud lagunevad aminohapeteks, rasvad glütserooliks ja rasvhapeteks, polüsahhariidid monosahhariidideks (näiteks glükoosiks).

Kui rasvad hüdrolüüsitakse leeliste juuresolekul, saadakse need seep; juuresolekul rasvade hüdrolüüs katalüsaatorid saamiseks kasutatakse glütsiin ja rasvhapped.

Ülesanded

1) Äädikhappe dissotsiatsiooniaste a 0,1 M lahuses temperatuuril 18 °C on 1,4·10 –2. Arvutage happe dissotsiatsioonikonstant K d (vihje - kasutage Ostwaldi võrrandit.)

2) Millise massi kaltsiumhüdriidi tuleb vees lahustada, et vabaneva gaasi toimel redutseerida 6,96 g raudoksiidi rauaks? II, III)?

3) Kirjutage üles reaktsiooni võrrand Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Arvutage Na 2 SO 3 soola aste ja hüdrolüüsikonstant kontsentratsioonile Cm = 0,03 M, võttes arvesse ainult hüdrolüüsi 1. etappi. (Võta väävelhappe dissotsiatsioonikonstandiks 6,3∙10 -8)

Lahendused:

a) Asendame need probleemid Ostwaldi lahjendusseadusega:

b) K d = [C] = (1,4 10 –2) 0,1/(1 – 0,014) = 1,99 10 –5

Vastus. Kd = 1,99·10 –5.

c) Fe304+4H2 →4H20+3Fe

CaH2+HOH→Ca(OH)2+2H2

Leiame raud(II,III)oksiidi moolide arvu, mis on võrdne selle aine massi suhtega molaarmass, saame 0,03 (mol) UHR-i järgi leiame, et kaltsiumhüdriidi moolid on 0,06 (mol), see tähendab, et kaltsiumhüdriidi mass on 2,52 (grammi).

Vastus: 2,52 (grammi).

d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe(OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

e) Naatriumsulfit hüdrolüüsub anioonil, soolalahuse reaktsioon on aluseline (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Hüdrolüüsikonstant (vt ülaltoodud võrrandit) on võrdne: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 = 1,58 * 10 -7
Hüdrolüüsiaste arvutatakse valemiga α 2 /(1 - α) = K h /C 0.
Niisiis, α = (K h / C 0) 1/2 = (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3 * 10 -3

Vastus: Kh = 1,58*10-7;a =2,3*10-3

Toimetaja: Galina Nikolaevna Kharlamova