Гідроліз органічних солей. Гідроліз

Гідроліз-обмінна реакція солі з водою ( сольволіводом ).При цьому вихідна речовина руйнується водою, з утворенням нових речовин.

Оскільки гідроліз є реакцією іонного обміну, його рушійною силою є утворення слабкого електроліту (випадання осаду чи(и)виділення газу). Важливо пам'ятати, що реакція гідролізу є реакцією оборотною(у більшості випадків), але також існує незворотний гідроліз(протікає до кінця, вихідної речовини в розчині не буде). Гідроліз-процес ендотермічний (при підвищенні температури зростає і швидкість гідролізу, і вихід продуктів гідролізу).

Як видно з визначення, що гідроліз обмінна реакція, можна припустити, що до металу йде OH - група (+ можливий кислотний залишок, якщо утворюється основна сіль (при гідролізі солі, утвореної сильною кислотою і слабкою багатокислотною основою)), а до кислотного залишку йде протон водню H + (+ можливий іон металу та іон водню, з утворенням кислої солі, якщо гідролізується сіль, утворена слабкою багатоосновною кислотою).

Існує 4 типи гідролізу:

1. Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою. Оскільки вже було зазначено вище гідроліз- реакція іонного обміну, і вона протікає лише у разі утворення слабкого електроліту. Як описаної вище, до металу йде OH - група, а до залишку кислотного йде протон водню H + , але ні сильна основа, ні сильна кислота не є слабкими електролітами, отже гідроліз в даному випадку не йде:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Реакція середовища близька до нейтрального: pH 7

2. Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою. Як зазначено вище: до металу йде OH - група, а до залишку кислотного йде протон водню H +. Наприклад:

NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Як видно з прикладу-гідроліз йде по катіону, реакція середовища -кисла 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. Сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою. Як зазначено вище: до металу йде OH - група, а до кислотного залишку йде протон водню H + Наприклад:

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 -

Гідроліз йде по аніону, реакція середовища-лужна, pH >7.При написанні рівнянь гідролізу солі, утвореної слабкої многоосновной кислотою і сильною основою, у правій частині слід писати утворення кислої солі, гідроліз йде по 1 ступеню. Наприклад:

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. Сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою. Це єдиний випадок, коли гідроліз йде до кінця, є незворотним (до повного витрачання вихідної солі).

СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

Це єдиний випадок, коли гідроліз іде остаточно. Гідроліз йде і по аніону, і по катіону, реакцію середовища передбачити складно, але воно близьке до нейтрального: pH ≈7.

Також існує константа гідролізу, розглянемо її на прикладі ацетатного іона, позначивши його Ac - . Як видно з прикладів вище оцтова кислота є слабкою кислотою, а, отже, її солі гідролізуються за схемою:

Ac - +HOH↔HAc+OH -

Знайдемо константу рівноваги для цієї системи:

Знаючи іонний добуток води, ми можемо через нього виразити концентрацію [ OH ] - ,

Підставляючи цей вираз у рівняння для константи гідролізу, ми отримуємо:

Підставляючи константу іонізації води в рівняння, ми отримуємо:

Але константа дисоціації кислоти (на прикладі хлороводневої кислоти) дорівнює:

Де являє собою гідратований протон водню: . Аналогічно і оцтової кислоти, як у прикладі. Підставляючи значення для константи дисоціації кислоти рівняння константи гідролізу, ми отримуємо:

Як випливає з прикладу, якщо сіль утворена слабкою основою, то в знаменнику стоятиме константа дисоціації основи, що обчислюється за тією самою ознакою, що і константа дисоціації кислоти. Якщо сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою, то у знаменнику стоятиме твір констант дисоціацій кислоти та основи.

Ступінь гідролізу.

Також є ще одна величина, що характеризує гідроліз- ступінь гідролізу-α.Яка дорівнює відношення кількості (концентрації) солі, що піддається гідролізу, до загальної кількості (концентрації) розчиненої соліСтупінь гідролізу залежить від концентрації солі, температури розчину. Вона збільшується при розведенні розчину солі та при збільшенні температури розчину. Нагадаємо, що більше розведений розчин, тим менша молярна концентрація вихідної солі; а ступінь гідролізу зростає при підвищенні температури, так як гідроліз-процес ендотермічний, як було зазначено вище.

Ступінь гідролізу солі тим вищий, чим слабша кислота або основа, що її утворюють. Як випливає з рівняння ступеня гідролізу та типів гідролізу: при незворотному гідролізіα≈1.

Ступінь гідролізу та константа гідролізу взаємопов'язані через рівняння Оствальда (Вільгельм Фрідріх Оствальд-закон розведення Оствальда, виведений у 1888року). Закон розведення показує, що ступінь дисоціації електроліту залежить від його концентрації та константи дисоціації. Приймемо початкову концентрацію речовини заC 0 а продисоціюючу частину речовини- заγ, нагадаємо, схему дисоціації речовини в розчині:

AB↔A + +B -

Тоді закон Оствальда можна висловити так:

Нагадаємо, що рівняння стоять концентрації в момент рівноваги. Але якщо речовина малодисоціююча, то (1-γ)→1, що наводить рівняння Оствальда у вигляд: K д = γ 2 C 0 .

Аналогічно пов'язана ступінь гідролізу з його константою:

У переважній більшості випадків використовується ця формула. Але при необхідності можна виразити ступінь гідролізу через таку формулу:

Особливі випадки гідролізу:

1) Гідроліз гідридів (з'єднань водню з елементами (тут ми розглянемо тільки метали 1 і 2 груп і метам), де водень виявляє ступінь окислення -1):

NaH+HOH→NaOH+H 2

CaH 2 +2HOH→ Ca(OH) 2 +2H 2

CH 4 +HOH→CO+3H 2

Реакція з метаном-один із промислових способів отримання водню.

2) Гідроліз пероксиду.Пероксиди лужних та лужноземельних металів розкладаються водою, з утворенням відповідного гідроксиду та пероксиду водню (або кисню):

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) Гідроліз нітридів.

Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3

4) Гідроліз фосфідів.

K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3

Газ, що виділяється PH 3 -фосфін, дуже отруйний, вражає нервову систему. Також здатний до самозаймання при контакті з киснем. Гуляли колись уночі по болоту чи ходили повз цвинтарі? Бачили рідкісні сплески вогнів-«блукаючі вогні», з'являються, оскільки горить фосфін.

5) Гідроліз карбідів. Тут будуть наведені дві реакції, що мають практичне застосування, так як з їх допомогою виходять 1 члени гомологічного ряду алканів (реакція 1) та алкінів (реакція 2):

Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакція 1)

СaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакція 2, продукт – ацителен, UPA З етин)

6) Гідроліз силіцидів. В результаті цієї реакції утворюється 1 представник гомологічного ряду силанів (загалом їх 8) SiH 4 - мономерний ковалентний гідрид.

Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH) 2 +SiH 4

7) Гідроліз галогенідів фосфору. Тут будуть розглянуті хлориди фосфору 3 і 5, які є хлорангідридами фосфористої та фосфорної кислот відповідно:

PCl 3 +3H 2 O=H 3 PO 3 +3HCl

PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl

8) Гідроліз органічних речовин. Жири гідролізуються, з утворенням гліцерину (C 3 H 5 (OH) 3) і карбонової кислоти (приклад граничної карбонової кислоти)

Складні ефіри:

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

Живі організми здійснюють гідроліз різних органічних речовин під час реакцій.катаболізму за участю ферментів. Наприклад, у ході гідролізу за участю травних ферментівбілки розщеплюються на амінокислоти, жири – на гліцерин та жирні кислоти, полісахариди – на моносахариди (наприклад, на глюкозу).

При гідролізі жирів у присутності лугів одержують мило; гідроліз жирів у присутностікаталізаторів застосовується для отриманнягліцину та жирних кислот.

Завдання

1) Ступінь дисоціації а оцтової кислоти в 0,1 М розчині при 18 ° С дорівнює 1,4 · 10 -2. Розрахуйте константу дисоціації кислоти До буд.(підказка-використовуйте рівняння Оствальда.)

2) Яку масу гідриду кальцію потрібно розчинити у воді, щоб газом, що виділився, відновити до заліза 6,96г оксиду заліза( II, III)?

3) Напишіть рівняння реакції Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Розрахуйте ступінь, константу гідролізу солі Na 2 SO 3 для концентрації См = 0,03 М, враховуючи лише 1-й ступінь гідролізу. (Константу дисоціації сірчистої кислоти прийняти рівною 6,3∙10 -8)

Рішення:

a) Підставимо дані завдання до закону розведення Оствальда:

b) K д = · [C] = (1,4 · 10 -2) · 0,1 / (1 - 0,014) = 1,99 · 10 -5

Відповідь.До д = 1,99 · 10 -5.

c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe

CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2

Знаходимо кількість молей оксиду заліза (II, III), воно дорівнює відношенню маси даної речовини до його молярної маси, отримуємо 0,03 (моль). За УХР знаходимо, що молі гідриду кальцію дорівнюють 0,06 (моль). дорівнює 2,52 (грама).

Відповідь: 2,52 (грама).

d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3CO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4

e) Сульфіт натрію піддається гідролізу по аніону, реакція середовища розчину лужної солі (рН > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Константа гідролізу (рівняння дивіться вище) дорівнює: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 = 1,58 * 10 -7
Ступінь гідролізу розраховується за формулою α 2 /(1 - α) = До h /С 0 .
Отже, α = (До h /С 0) 1/2 = (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1 / 2 = 2,3 * 10 -3

Відповідь: K h = 1,58 * 10 -7; α = 2,3 * 10 -3

Редактор: Харламова Галина Миколаївна

Особливе місце серед обмінних реакцій займає гідроліз. У випадку гідроліз – це розкладання речовин водою. Вода – одна з найактивніших речовин. Вона діє на різні класи сполук: солі, вуглеводи, білки, ефіри, жири і т. д. При гідролізі сполук неметалів зазвичай утворюються дві кислоти, наприклад:

PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl

У цьому змінюється кислотність розчинів проти кислотністю розчинника.

У неорганічної хімії найчастіше доводиться мати справу із гідролізом солей, тобто. з обмінною взаємодією іонів солі з молекулами води, внаслідок якого зміщується рівновага електролітичної дисоціації води.

Гідролізом соліназивається оборотна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до зміни рівноваги між іонами водню та гідроксиду у розчині.

Гідроліз є результатом поляризаційної взаємодії іонів солі з їх гідратною оболонкою у водному розчині. Чим значніша ця взаємодія, тим інтенсивніше протікає гідроліз. Спрощено сутність процесу гідролізу можна так.

Катіони До n + зв'язуються в розчині з молекулами води, що їх гідратують, донорно-акцепторним зв'язком; Донором є атоми кисню молекули води, мають дві неподілені електронні пари, акцептором - катіони, мають вільні атомні орбіталі. Чим більший заряд катіону і чим менший його розмір, тим більша поляризуюча дія К n + на Н 2 O.

Аніони Аn зв'язуються з молекулами води водневим зв'язком. Сильна дія аніонів може призвести до повного відриву протона від молекули Н 2 O – водневий зв'язок стає ковалентним. В результаті утворюється кислота або аніон типу HS, НСО 3 і т. п.

Взаємодія аніонів An‾ з протонами тим значніша, що більший заряд аніону і менше його радіус. Таким чином, інтенсивність взаємодії речовини з водою визначається силою поляризуючого впливу К n+ і Аn на молекули Н 2 O. Так, катіони елементів побічних підгруп і безпосередньо наступних за ними елементів піддаються більш інтенсивному гідролізу, ніж інші іони однакових з ними заряду і радіусу, оскільки ядра перших менш ефективно екрануються d-електронами.

Гідроліз - процес зворотний реакції нейтралізації.Якщо реакція нейтралізації процес екзотермічний та незворотній, то гідроліз – процес ендотермічний та оборотний.

Реакція нейтралізації:

2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O

сильний слабкий сильний слабкий

2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O

Реакція гідролізу:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3

SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + OH‾

При гідролізі зміщується рівновага дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів (Н+ або ОН-) у слабкий електроліт солі. При зв'язуванні іонів Н + у розчині накопичуються іони ОН − , реакція середовища буде лужна, а при зв'язуванні іонів ОН − накопичуються іони Н + - середовище буде кисле.

Розрізняють чотири варіанти дії води на солі.

1. Якщо катіони та аніони мають невеликі заряди та великі розміри, то їх поляризуючий вплив на молекули води невеликий, тобто взаємодія солі з H 2 O практично не відбувається. Це відноситься до катіонів, гідроксиди яких є лугами (наприклад, K + і Са 2+) і до аніонів сильних кислот (наприклад, Сl і NО 3). Отже, солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддаються. У цьому випадку рівновага дисоціації води

H 2 O ↔ H + + OH‾

у присутності іонів солі практично не порушується. Тому розчини таких солей нейтральні (pH ≈ 7).

2. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти(S 2- , CO 3 2- , CN і ін.), то відбувається гідроліз по аніону. Приклад - гідроліз солі СН3СООК. Іони солі СН 3 СОО - і К + взаємодіють з іонами Н + і ВІН - з води. При цьому ацетат-іони (СН 3 СОО -) зв'язуються з іонами водню (Н +) в молекули слабкого електроліту - оцтової кислоти (CH 3 COOH), а іони ВІН - накопичуються в розчині, повідомляючи йому лужну реакцію, оскільки іони К + не можуть зв'язати іони ВІН − (КІН є сильним електролітом), pH > 7 .

Молекулярне рівняння гідролізу:

СН 3 СООК + H 2 O ↔ КОН + СН 3 ООН

Повне іонне рівняння гідролізу:

К + + СН 3 СОО − + НОН ↔ K + + ВІН − + СН 3 СООН

скорочене іонне рівняння гідролізу:

СН 3 СОО − + НВІН ↔ ВІН - + СН 3 СООН

Гідроліз солі Na 2 Sпротікає східчасто. Сіль утворена сильною основою (NaOH) та слабкою двоосновною кислотою (H 2 S). У цьому випадку аніон солі S 2− зв'язує іони Н + води, в розчині накопичуються іони ОН − . Рівняння у скороченій іонній та молекулярній формі має вигляд:

I. S 2− + НВІН ↔ HS − + ВІН -

Na 2 S + Н 2 Про ↔ NaHS + NaOH

ІІ. HS − + НВІН ↔ H 2 S+ ВІН -

NaHS + Н 2 Про ↔ NaOH + H 2 S

Другий ступінь гідролізу практично не проходить за звичайних умов,оскільки, накопичуючись, іони ВІН – повідомляють розчину сильнолужну реакцію, що призводить до реакції нейтралізації, зсуву рівноваги вліво відповідно до принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солей, утворених сильною основою та слабкою кислотою, пригнічується додаванням лугу.

Чим більший поляризуючий вплив аніонів, тим інтенсивніший гідроліз. Відповідно до закону дії мас це означає, що гідроліз протікає тим інтенсивніше, ніж слабкіша кислота.

3. Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти, то відбувається гідроліз по катіону. Наприклад, це має місце при гідроліз солі NH 4 Cl (NH 4 ОH - слабка основа, НСl - сильна кислота). Відкинемо іон Сl − , оскільки він із катіоном води дає сильний електроліт, тоді рівняння гідролізу набуде наступного вигляду:

NH 4 + + Н ВІН ↔ NH 4 OH+ Н + (скорочене іонне рівняння)

NH 4 Cl + Н 2 Про ↔ NH 4 OH + НСl (молекулярне рівняння)

Зі скороченого рівняння видно, що іони ВІН - води зв'язуються в слабкий електроліт, іони Н + накопичуються в розчині і середовище стає кислим (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.

Гідроліз солі, утвореної багатокислотною основою (наприклад, Zn(NO 3) 2) протікає ступінчасто по катіону слабкої основи.

I. Zn 2+ + Н ВІН ↔ ZnOH + + H + (скорочене іонне рівняння)

Zn(NO 3) 2 + Н 2 О ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (молекулярне рівняння)

Іони ВІН зв'язуються в слабку основу ZnOH + , іони Н + накопичуються.

Другий ступінь гідролізу практично не відбувається за звичайних умов, так як в результаті накопичення іонів H + в розчині створюється сильнокисле середовище і рівновагу реакції гідролізу по 2-му ступені зміщено вліво:

ІІ. ZnOH + + Н ВІН ↔ Zn(OH) 2 + H + (скорочене іонне рівняння)

ZnOHNO 3 + Н 2 О ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (молекулярне рівняння)

Очевидно, що слабкіша основа, тим повніше йде гідроліз.

4. Сіль, утворена катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти, піддається гідролізу по катіону та аніону.Прикладом служить процес гідролізу солі СН 3 СООNH 4 . Запишемо рівняння в іонній формі:

NH 4 + + CH 3 COO − + НОН ↔ NH 4 OH + СН 3 СООН

Гідроліз таких солей протікає дуже сильно, оскільки в результаті його утворюються і слабка основа і слабка кислота.

Реакція середовища у разі залежить від порівняльної сили основи і кислоти, тобто. від їх констант дисоціації (K Д):

якщо K Д (підстави) > K Д (кислоти), то pH > 7;

якщо K Д (підстави)< K Д (кислоты), то pH < 7.

У разі гідролізу CH 3 COONH 4:

K Д (NH 4 OH) = 1,8 · 10 -5; K Д (CH 3 COOH)=1,8·10 -5 ,

тому реакція водного розчину цієї солі буде майже нейтральною (pH ≈ 7).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є не лише слабкими електролітами, а й малорозчинними або нестійкими і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає по всіх щаблях до кінця, тобто. до утворення слабкої важкорозчинної основи та слабкої кислоти. У цьому випадку йдеться про незворотний або повний гідроліз.

Саме повний гідроліз є причиною того, що водні розчини деяких солей приготувати не можна, наприклад, Сr 2 (CO 3) 3 , Al 2 S 3 та ін.

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

Тому сульфід алюмінію не може існувати у вигляді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом", наприклад, елементів при високій температурі:

2Al + 3S - t ° → Al 2 S 3 ,

і повинен зберігатись у герметичних судинах, що виключають попадання вологи.

Реакцією обміну у водному розчині такі сполуки не можна отримати. При взаємодії солей А1 3+ , Сr 3+ і Fe 3+ в розчині з сульфідами і карбонатами осад випадають не сульфіди і карбонати цих катіонів, а їх гідроксиди:

2AlCl 3 +3Na 2 S +6Н 2 Про → 3Н 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓ +6NaCl

2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(ОН) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl

У розглянутих прикладах відбувається взаємне посилення гідролізу двох солей (АlСl 3 і Na 2 S або СrСl 3 і Nа 2 3) і реакція йде до кінця, так як продукти реакції виділяються з розчину у вигляді осаду і газу.

Гідроліз солей часом може протікати дуже складно. (Прості рівняння реакції гідролізу в загальноприйнятому записі часто є умовними.) Продукти гідролізу можна встановити лише з аналітичного дослідження. Наприклад, продуктами гідролізу солей, що містять багатозарядні катіони, можуть бути поліядерні комплекси. Так, якщо в розчинах Hg 2+ містяться тільки одноядерні комплекси, то в розчинах Fe 3+ крім комплексів 2+ і + виявляється двоядерний комплекс 4+ ; у розчинах Ве 2+ в основному утворюються багатоядерні комплекси складу [Ве 3 (OH) 3 ] 3+ ; у розчинах Sn 2+ утворюються комплексні іони 2+, 2+, +; у розчинах Bi 3+ поряд з [ВіОН] 2+ знаходяться комплексні іони складу 6+ . Реакції гідролізу, що призводять до утворення поліядерних комплексів, можна наступним чином:

mM k+ + nH 2 О ↔ М m (ON) n (mk - n)+ + nН + ,

де m змінюється від 1 до 9, а n може приймати значення від 1 до 15. Такі реакції можливі для катіонів більш ніж 30 елементів. Встановлено, що кожному заряду іона здебільшого відповідає певна форма комплексу. Так, для іонів М 2+ характерна форма димерів 3+, для іонів М 3+ – 4+, а для М 4+ – форма 5+ і складніші, наприклад 8+.

При високих температурах і великих значеннях рН утворюються і оксокомплекси:

2MOH ↔ MOM + H 2 O або

Наприклад,

BiCl 3 + H 2 O Bi(OH) 2 Cl + 2HCl

Катіон Bi(OH) 2 + легко втрачає молекулу води, утворюючи катіон вісмутила ВiO + , який з хлорид-іоном дає білий кристалічний осад:

Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.

Структурно поліядерні комплекси можна подати у вигляді октаедрів, з'єднаних між собою по вершині, ребру або грані за допомогою різних містків (О, ВІН та ін.).

Складний склад мають продукти гідролізу карбонатів низки металів. Так, при взаємодії розчинних солей Mg 2+ Cu 2+ Zn 2+ Рb 2+ з карбонатом натрію утворюються не середні карбонати, а менш розчинні гідроксокарбонати, наприклад Сu 2 (ВІН) 2 3 , Zn 5 (ВІН) 6 (З 3) 2 , Рb 3 (ВІН) 2 (З 3) 2 . Як приклад можна навести реакції:

5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + Н 2 O → Мg 5 (ВІН) 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

Кількісно гідроліз характеризується ступенем гідролізу hта константою гідролізу К Р.

Ступінь гідролізу показує, яка частина солі, що міститься в розчині (С М), зазнала гідролізу (С Мгід) і розраховується як відношення:

h = СМ гід/СМ (100%).

Очевидно, що для оборотного процесу гідролізу h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100%). Крім природи солі, ступінь гідролізу залежить від концентрації солі та температури розчину.

У розчинах з помірною концентрацією розчиненої речовини ступінь гідролізу при кімнатній температурі зазвичай невелика. Для солей, утворених сильною основою та сильною кислотою, вона практично дорівнює нулю; для солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою або сильною основою та слабкою кислотою, вона становить ≈ 1%. Так, для 0,01 М розчину NH 4 Cl h= 0,01%; для 0,1 зв. розчину CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.

Гідроліз - процес оборотний, тому до нього застосовний закон діючих мас.

Константа гідролізу є константою рівноваги процесу гідролізу, і за своїм фізичним змістом визначає ступінь незворотності гідролізу. Чим більше К Г, тим незворотніший гідроліз. До Р має своє вираження кожному за випадку гідролізу.

Виведемо вираз для константи гідролізу солі слабкої кислоти та сильної основи на прикладі NaCN:

NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;

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

CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -

Дорівн = / .

Має найбільшу величину, яка в ході реакції практично не змінюється, тому її можна умовно вважати незмінною. Тоді помноживши чисельник та знаменник на концентрацію протонів і ввівши постійну концентрацію води в константу, отримаємо:

Дорівн = K W / К Д (кисл) = K Г

оскільки / = 1/ До Д(кисл)

Оскільки K W величина постійна і дорівнює 10 -14 очевидно, що чим менше К Д слабкої кислоти, аніон якої входить до складу солі, тим більше K Г.

Аналогічно, для солі, що гідролізується по катіону (наприклад NH 4 Cl), отримаємо:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (скорочене рівняння гідролізу)

Дорівн = /

K Г = К рівн = K W / К Д (осн)

У цьому вся виразі чисельник і знаменник дробу помножили на . Очевидно, що чим менше До слабкої основи, катіон якого входить до складу солі, тим більше K Г.

Якщо сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою (на прикладі NH 4 CN), то скорочене рівняння гідролізу має вигляд:

NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

Дорівн = / ,

У цьому виразі для К дорівнює чисельник і знаменник дробу множимо на ·, тому вираз для K Г набуває вигляду:

K Г = K W / (До Д(кислоти) До Д(осн)).

Як випливає з наведених виразів, константа гідролізу назад пропорційна константі дисоціації слабкого електроліту, що бере участь в утворенні солі (якщо в утворенні солі беруть участь два слабкі електроліти, то K Г назад пропорційна добутку їх констант дисоціації).

Розглянемо гідроліз багатозарядного іона. Візьмемо Na 2 CO3.

I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –

K Г (I) = / × ( / ) = K W / К Д (II) ,

тобто у вираз для константи гідролізу по першому ступені в знаменник входить друга константа дисоціації, і для другого ступеня гідролізу

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 Р (II) = 5.6×10 -11 K Р (I) = 1.8×10 -4

Таким чином, K Г(I) >> K Г(II) константа, а отже, і ступінь першої стадії гідролізу набагато більше наступних.

Ступінь гідролізує величиною аналогічного ступеня дисоціації. Взаємозв'язок ступеня та константи гідролізу аналогічна такої для ступеня та константи дисоціації.

Якщо в загальному випадку вихідну концентрацію аніону слабкої кислоти позначити через С (моль/л), то С h(моль/л) – концентрація тієї частини аніону A – , яка зазнала гідролізу і утворилося С h(моль/л) слабкої кислоти HA і С h(моль/л) гідроксидних груп.

A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,

З про -С про hЗ hЗ h

тоді K Г = / = С про hВ· З про h/ (З про -С про h) = С про h 2 / (1-h).

При h << 1 K Г = С о h 2 h= √К Д/С о.

Дуже схоже на закон розведення Оствальда.

З h, Отримаємо:

K Г = С hВ· З про h/Со = 2/Со, звідки

= √К Г ·З о.

Аналогічно можна показати, що при гідролізі по катіону

= √К Г ·З о.

Таким чином, здатність солей піддаватися гідролізу залежить від двох факторів:

властивостей іонів, що утворюють сіль;

зовнішні фактори.

Як зрушити рівновагу гідролізу?

1) Додавання однойменних іонів. Оскільки при оборотному гідролізі встановлюється динамічна рівновага, то відповідно до закону дії мас рівновагу можна змістити в ту чи іншу сторону введенням розчин кислоти або основи. Введення кислоти (катіонів Н +) пригнічує гідроліз по катіону, додавання лугу (аніонів OH -) пригнічує гідроліз по аніону. Цим часто користуються посилення чи придушення процесу гідролізу.

2) З формули для hвидно що розведення сприяє гідролізу. Зростання ступеня гідролізу карбонату натрію

Na 2 CO 3 + НОН ↔ NaHCO 3 + NaOH

при розведенні розчину ілюструє рис. 20.

Рис. 20. Залежність ступеня гідролізу Na2CO3 від розведення при 20°С

3) Підвищення температури сприяє гідролізу. Константа дисоціації води збільшується при підвищенні температури більшою мірою, ніж константи дисоціації продуктів гідролізу - слабких кислот та основ, тому при нагріванні ступінь гідролізу зростає. До цього висновку легко дійти й інакше: оскільки реакція нейтралізації екзотермічна (DH = -56 кДж/моль), то гідроліз, будучи протилежним їй процесом, ендотермічний, тому відповідно до принципу Ле Шательє нагрівання викликає посилення гідролізу. Рис. 21 ілюструє вплив температури на гідроліз хлориду хрому (III)

СrСl 3 + НОН ↔ CrOHCl 2 + НСl

Рис. 21. Залежність ступеня гідролізу СrСl 3 від температури

У хімічній практиці дуже поширений гідроліз катіону солей, утворених багатозарядним катіоном і однозарядним аніоном, наприклад АlС1 3 . У розчинах цих солей менш дисоційована сполука утворюється в результаті приєднання одного гідроксиду-іону до іону металу. Враховуючи, що іон Аl 3+ у розчині гідратований, першу стадію гідролізу можна виразити рівнянням

3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +

При нормальній температурі гідроліз солей багатозарядних катіонів практично обмежується цією стадією. При нагріванні відбувається гідроліз по другому ступені:

2+ + HOH ↔ + + H 3 O +

Таким чином, кисла реакція водного розчину солі пояснюється тим, що гідратований катіон втрачає протон і аквагрупа Н 2 O перетворюється на гідроксогрупу ВІН. У розглянутому процесі можуть утворитися і складніші комплекси, наприклад 3+, а також комплексні іони виду 3- і [АlO 2 (ОН) 2] 3- . Вміст різних продуктів гідролізу залежить від умов проведення реакції (концентрація розчину, температура, наявність інших речовин). Має значення також тривалість перебігу процесу, оскільки рівновага при гідролізі солей багатозарядних катіонів зазвичай досягається повільно.

Транскрипт

1 ГІДРОЛІЗ ОРГАНІЧНИХ І НЕОРГАНІЧНИХ РЕЧОВИН

2 Гідро ліз (від давньогрецького «ὕδωρ» вода і «λύσις» розкладання) один із видів хімічних реакцій, де при взаємодії речовин з водою відбувається розкладання вихідної речовини з утворенням нових сполук. Механізм гідролізу сполук різних класів: - солі, вуглеводи, жири, складні ефіри та ін.

3 Гідроліз органічних речовин Живі організми здійснюють гідроліз різних органічних речовин у ході реакцій за участю ФЕРМЕНТІВ. Наприклад, в ході гідролізу за участю травних ферментів БІЛКИ розщеплюються на АМІНОКИСЛОТИ, ЖИРИ на ГЛІЦЕРИН та ЖИРНІ КИСЛОТИ, ПОЛІСАХАРИДИ (наприклад, крохмаль і целюлоза) на МОНОСАХАРИДИ (наприклад, на ГЛЮКОЗУНТ). При гідролізі жирів у присутності лугів одержують мило; гідроліз жирів у присутності каталізаторів застосовується для отримання гліцерину та жирних кислот. Гідролізом деревини отримують етанол, а продукти гідролізу торфу знаходять застосування у виробництві кормових дріжджів, воску, добрив та ін.

4 1. Гідроліз органічних сполук жири гідролізуються з отриманням гліцерину та карбонових кислот (з NaOH омилення):

5 крохмаль та целюлоза гідролізуються до глюкози:

7 ТЕСТ 1. При гідролізі жирів утворюються 1) спирти та мінеральні кислоти 2) альдегіди та карбонові кислоти 3) одноатомні спирти та карбонові кислоти 4) гліцерин та карбонові кислоти ВІДПОВІДЬ: 4 2. Гідролізу піддається: 1) Ацетилен 4) Метан ВІДПОВІДЬ: 2 3. Гідролізу піддається: 1) Глюкоза 2) Гліцерин 3) Жир 4) Оцтова кислота ВІДПОВІДЬ: 3

8 4. При гідролізі складних ефірів утворюються: 1) Спирти та альдегіди 2) Карбонові кислоти та глюкоза 3) Крохмаль та глюкоза 4) Спирти та карбонові кислоти ВІДПОВІДЬ: 4 5. При гідролізі крохмалю виходить: 1) Сахароза 2) Фруктоза 4) Глюкоза ВІДПОВІДЬ: 4

9 2. Оборотний і незворотний гідроліз Майже всі розглянуті реакції гідролізу органічних речовин оборотні. Але є й необоротний гідроліз. Загальна властивість незворотного гідролізу - один (краще обидва) з продуктів гідролізу повинен бути видалений зі сфери реакції у вигляді: - ОСАДКА, - ГАЗА. СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ При гідролізі солей: Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3CH₄ Al₂S₃ + ​​6 H₂O CaH₂ + 2 H₂ )₂ + H₂

Гідроліз солей різновид реакцій гідролізу, обумовленого перебігом реакцій іонного обміну в розчинах (водних) розчинних солей-електролітів. Рушійною силою процесу є взаємодія іонів з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту в іонному або молекулярному вигляді (зв'язування іонів). Розрізняють оборотний та незворотний гідроліз солей. 1. Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основи (гідроліз по аніону). 2. Гідроліз солі сильної кислоти та слабкої основи (гідроліз по катіону). 3. Гідроліз солі слабкої кислоти та слабкої основи (незворотній) Сіль сильної кислоти та сильної основи не піддається гідролізу

12 1. Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основи (гідроліз по аніону): (розчин має лужне середовище, реакція протікає оборотно, гідроліз по другому ступені протікає в нікчемному ступені) 2. Гідроліз солі сильної кислоти та слабкої основи (гідроліз за катіоном): (Розчин має кисле середовище, реакція протікає оборотно, гідроліз по другому ступені протікає в нікчемному ступені)

3. Гідроліз солі слабкої кислоти і слабкої основи: (рівновагу зміщено у бік продуктів, гідроліз протікає практично повністю, оскільки обидва продукти реакції йдуть із зони реакції у вигляді осаду або газу). Сіль сильної кислоти та сильної основи не піддається гідролізу, і розчин нейтральний.

14 СХЕМА ГІДРОЛІЗУ КАРБОНАТУ НАТРІЮ NaOH сильна основа Na₂CO₃ H₂CO₃ слабка кислота > [H]+ ЛУЖНЕ СЕРЕДОВИЩЕ СІЛЬ КІСЛА, гідроліз по аніону

15 Перший ступінь гідролізу Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO₃ Другий ступінь гідролізу NaHCO₃ + + OH + CO₂ + H₂O HCO₃ + H₂O = OH + CO₂ + H₂O

16 СХЕМА ГІДРОЛІЗУ ХЛОРИДУ МЕДІ (II) Cu(OH)₂ слабка основа CuCl₂ HCl сильна кислота< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

17 Перший ступінь гідролізу CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H₂O (CuOH)+ + H+ Другий ступінь гідролізу (СuOH)Cl + H₂O Cu(OH)₂ + HCl (Cu OH)+ + Cl + H₂O Cu(OH)₂ + H+ + Cl (CuOH)+ + H₂O Cu(OH)₂ + H+

18 СХЕМА ГІДРОЛІЗУ СУЛЬФІДУ АЛЮМІНІЮ Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S слабка основа слабка кислота = [H]+ НЕЙТРАЛЬНА РЕАКЦІЯ СЕРЕДОВИЩА гідроліз необоротний

19 Al₂S₃ + ​​6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S ГІДРОЛІЗ ХЛОРИДУ НАТРІЮ NaCl NaOH HCl сильна основа сильна кислота = [ H ]+ НЕЙТРАЛЬНА РЕАКЦІЯ СЕРЕДОВИЩА гідроліз не йде NaCl + H ₂ + H+ + Cl

20 Перетворення земної кори Забезпечення слаболужного середовища морської води РОЛЬ ГІДРОЛІЗУ У ЖИТТІ ЛЮДИНИ Прання Миття посуду Умивання з милом Процеси травлення

21 Напишіть рівняння гідролізу: А) К₂S Б)FeCl₂ В) (NH₄)₂S Г) BaI₂ K₂S: KOH - сильна основа H₂S слабка кислота ГІДРОЛІЗ ЗА АНІОНОМ СІЛЬ КІСЛА K+ + H + K + S + K + S + K + + HS + K+ + OH S ² + H₂O HS + OH FeCl₂ : Fe(OH)₂ - слабка основа HCL - сильна кислота ГІДРОЛІЗ ПО КАТІОНУ СІЛЬ ОСНОВНЕ СЕРЕДОВИЩЕ КИСЛА FeCl₂ + H₂O (FeOH)Cl + HCl FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+

22 (NH₄)₂S: NH₄OH - слабка основа; H₂S - слабка кислота ГІДРОЛІЗ НЕОБЕРТИМИЙ (NH₄)₂S + 2H₂O = H₂S + 2NH₄OH 2NH₃ 2H₂O BaI₂ : Ba(OH)₂ - сильна основа; HI - сильна кислота Гідролізу немає

23 Виконайте на папері. На наступному уроці здайте роботу вчителю.

25 7. Водний розчин якої із солей має нейтральне середовище? а) Al(NO₃)₃ б) ZnCl₂ в) BaCl₂ г) Fe(NO₃)₂ 8. У якому розчині колір лакмусу буде синім? а) Fe₂(SO₄)₃ б) K₂S в) CuCl₂ г) (NH₄)₂SO₄

26 9. Гідролізу не піддаються 1) карбонат калію 2) етан 3) хлорид цинку 4) жир 10. При гідролізі клітковини (крохмалю) можуть утворюватися: 1) глюкоза 2) тільки сахароза 3) тільки фруктоза 4) вуглекислий газ та вода 1. Середовище розчину в результаті гідролізу карбонату натрію 1) лужна 2) сильно кисла 3) кисла 4) нейтральна 12. Гідроліз піддається 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4)Na 2 SO 4

27 13.Гідролізу не піддаються 1) сульфат заліза 2) спирти 3) хлорид амонію 4) складні ефіри 14.Середовище розчину в результаті гідролізу хлориду амонію: 1) слаболужна 2) сильнолужна 3) кисла 4)

28 ПРОБЛЕМА Поясніть, чому при зливанні розчинів - FeCl₃ і Na₂CO₃ - випадає осад і виділяється газ? 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

29 Fe+³ + H₂O (FeOH)+² + H+ CO₃ ² + H₂O HCO₃ + OH CO₂ + H₂O Fe(OH)₃

Гідроліз – це реакція обмінного розкладання речовин водою. Гідроліз Органічних речовин Неорганічних речовин Солей Гідроліз органічних речовин Білків Галогеноалканів Складних ефірів (жирів) Вуглеводів

Гідроліз обмінна реакція взаємодії речовин з водою, що призводить до їх розкладання. Гідролізу можуть піддаватися неорганічні та органічні речовини різних класів.

11 клас. Тема 6. Урок 6 Гідроліз солей. Мета уроку: сформувати в учнів уявлення про гідроліз солей. Завдання: Навчальні: навчити учнів визначати характер середовища розчинів солей за їх складом, складати

МОУ ЗОШ 1 м.Серухова Московської області Антошина Тетяна Олександрівна, вчитель хімії «Вивчення гідролізу в 11-му класі». З гідролізами учні знайомляться вперше у 9-му класі на прикладі неорганічних

Гідроліз солей Роботу виконала Вчитель вищої категорії Тимофєєва В.Б. Що таке гідроліз Гідроліз процес обмінної взаємодії складних речовин з водою Гідроліз Взаємодія солі з водою, в результаті

Розробив: викладач Хімії ДБОУ СПО «Закам'янський агропромисловий технікум» Салісова Любов Іванівна Методичний посібник з хімії тема «Гідроліз» У цьому навчальному посібнику представлений докладний теоретичний

1 Теорія. Іонно-молекулярні рівняння реакцій іонного обміну Реакціями іонного обміну називають реакції між розчинами електролітів, у яких вони обмінюються своїми іонами. Реакції іонного

18. Іонні реакції у розчинах Електролітична дисоціація. Електролітична дисоціація це розпад молекул у розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів. Повнота розпаду залежить

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ КРАСНОДАРСЬКОГО КРАЮ Державна бюджетна професійна освітня установа Краснодарського краю «Краснодарський інформаційно-технологічний технікум» Перелік

12. Карбонільні сполуки. Карбонові кислоти. Вуглеводи. Карбонільні сполуки До карбонільних сполук відносяться альдегіди та кетони, в молекулах яких присутня карбонільна група Альдегіди

Водневий показник ph Індикатори Суть гідролізу Типи солей Алгоритм складання рівнянь гідролізу солей Гідроліз солей різних типів Способи придушення та посилення гідролізу Рішення тестів В4 Водневий

П\п Тема Урок I II III 9 клас, 2014-2015 навчальний рік, базовий рівень, хімія Тема уроку Кількість годин Приблизні терміни Знання, вміння, навички. Теорія електролітичної дисоціації (10 годин) 1 Електроліти

Солі Визначення Солі складні речовини, утворені атомом металу та кислотним залишком. Класифікація солей 1. Середні солі складаються з атомів металу та кислотних залишків: NaCl хлорид натрію. 2. Кислі

Завдання А24 з хімії 1. Однакову реакцію середовища мають розчини хлориду міді(ii) та 1) хлориду кальцію 2) нітрату натрію 3) сульфату алюмінію 4) ацетату натрію Хлорид міді(ii)- сіль, утворена слабкою основою

Муніципальна бюджетна загальноосвітня установа середня загальноосвітня школа 4 м. Балтійська Робоча програма навчального предмета «Хімія» 9 клас, ступінь базового рівня Балтійськ 2017 рік 1.Пояснювальна

Банк завдань до проміжної атестації учнів 9 класу А1. Будова атома. 1. Заряд ядра атома вуглецю 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Заряд ядра атома натрію 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Число протонів у ядрі

3 Розчини електролітів Рідкі розчини поділяють на розчини електролітів, здатні проводити електричний струм, та розчини неелектролітів, які не електропровідні. У неелектролітах розчинене

Основні положення теорії електролітичної дисоціації Фарадей Майкл 22. ІХ.1791 25.VIII. 1867 Англійський фізик та хімік. У першій половині 19 ст. ввів поняття про електроліти та неелектроліти. Речовини

Вимоги до рівня підготовки учнів Після вивчення матеріалу 9 класу учні повинні: Називати хімічні елементи за символами, речовини за формулами, ознаки та умови здійснення хімічних реакцій,

Заняття 14 Гідроліз солей Тест 1 1. Лужне середовище має розчин l) Pb(NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. У водному розчині якої речовини середовище нейтральне? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO

ЗМІСТ ПРОГРАМИ Розділ 1. Хімічний елемент Тема 1. Будова атомів. Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Сучасні уявлення про будову атомів.

Хімічні властивості солей (середніх) ПИТАННЯ 12 Солі це складні речовини, що складаються з атомів металів і кислотних залишків Приклади: Na 2 CO 3 карбонат натрію; FeCl 3 хлорид заліза (III); Al 2 (SO 4) 3

1. Яке з таких тверджень справедливе для насичених розчинів? 1) насичений розчин може бути концентрованим; 2) насичений розчин може бути розведеним; 3) насичений розчин не може.

Муніципальна бюджетна загальноосвітня установа середня загальноосвітня школа 1 станиці Павлівської муніципальної освіти Павлівський район Краснодарського краю Система підготовки учнів

МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ ТА НАУКИ КРАСНОДАРСЬКОГО КРАЮ ДЕРЖАВНИЙ БЮДЖЕТНИЙ ОСВІТНИЙ ЗАКЛАД СЕРЕДНЬОЇ ПРОФЕСІЙНОЇ ОСВІТИ «НОВОРОСІЙСЬКИЙ КОЛЕДРІЙ»

I.Вимоги до рівня підготовки учнів Учні в результаті засвоєння розділу повинні знати/розуміти: хімічну символіку: знаки хімічних елементів, формули хімічних речовин та хімічні рівняння

Проміжна атестація з хімії 10-11 класи Зразок А1.Подібну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня мають атоми вуглецю та 1) азоту 2) кисню 3) кремнію 4) фосфору А2. В ряді елементів алюміній

Повторення А9 та А10 (властивості оксидів та гідроксидів); А11 Характерні хімічні властивості солей: середніх, кислих, основних; комплексних (на прикладі сполук алюмінію та цинку) А12 Взаємозв'язок неорганічних

ПОЯСНЮВАЛЬНА ЗАПИСКА Робоча програма складена на основі Примірної програми основної загальної освіти з хімії, а також програми курсу хімії для учнів 8 9 класів загальноосвітніх установ

Тест з хімії 11 клас (базовий рівень) Тест «Типи хімічних реакцій (хімія 11 клас, базовий рівень) Варіант 1 1. Закінчити рівняння реакцій та вказати їх тип: а) Al 2 O 3 +HCl, б) Na 2 O + H 2 O,

Завдання 1. У якій із цих сумішей можна відокремити солі одна від одної, використовуючи воду та прилад для фільтрування? а) BaSO 4 та CaCO 3 б) BaSO 4 та CaCl 2 в) BaCl 2 та Na 2 SO 4 г) BaCl 2 та Na 2 CO 3 Завдання

Розчини електролітів ВАРІАНТ 1 1. Написати рівняння для процесу електролітичної дисоціації йодноватої кислоти, гідроксиду міді (I), ортомиш'якової кислоти, гідроксиду міді (II). Записати вирази

Урок з хімії. (9 клас) Тема: Реакція іонного обміну. Мета: Сформувати поняття про реакції іонного обміну та умови їх протікання, повне і скорочене іонно-молекулярне рівняння та ознайомити з алгоритмом

Гідроліз солей Т. А. Колевич, Вадим Е. Матуліс, Віталій Е. Матуліс 1. Вода як слабкий електроліт Водневий показник (рН) розчину Згадаймо будову молекули води. Атом кисню пов'язаний з атомами водню

Тема ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ. РЕАКЦІЇ ІОННОГО ОБМІНУ Елемент змісту, що перевіряється Форма завдання Макс. бал 1. Електроліти та неелектроліти ВО 1 2. Електролітична дисоціація ВО 1 3. Умови незворотного

18 Ключ до варіанта 1 Написати рівняння реакцій, що відповідають наступним послідовностям хімічних перетворень: 1. Si SiH 4 SiО 2 H 2 SiО 3 ; 2. Cu. Cu(OH) 2 Cu(NO 3) 2 Cu 2 (OH) 2 CO 3 ; 3. Метан

Усть-Донецький район х. Кримська муніципальна бюджетна загальноосвітня установа Кримська середня загальноосвітня школа ЗАТВЕРДЖЕНА Наказ від 2016р Директор школи І.М. Калитвенцева Робоча програма

Індивідуальне домашнє завдання 5. ВОДОРОДНИЙ ПОКАЗНИК СЕРЕДОВИЩА. ГІДРОЛІЗ СОЛІЙ ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА Електроліти речовини, що проводять електричний струм. Процес розпаду речовини на іони під дією розчинника

1. Основні властивості виявляє зовнішній оксид елемента: 1) сірки 2) азоту 3) барію 4) вуглецю 2. Яка з формул відповідає виразу ступеня дисоціації електролітів: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

Завдання А23 з хімії 1. Скороченому іонному рівнянню відповідає взаємодія Щоб підібрати речовини, взаємодія яких даватиме таке іонне рівняння, треба, використовуючи таблицю розчинності,

1 Гідроліз Відповідями до завдань є слово, словосполучення, число чи послідовність слів, чисел. Запишіть відповідь без пробілів, ком та інших додаткових символів. Встановіть відповідність між

Банк завдань 11 клас хімія 1. Електронна конфігурація відповідає іону: 2. Одноманітну кофігурацію мають частинки та і і і 3. Подібну конфігурацію зовнішнього енергетичного рівня мають атоми магнію та

МУНІЦИПАЛЬНИЙ БЮДЖЕТНИЙ ЗАГАЛЬНООСВІТНИЙ ЗАКЛАД «ШКОЛА 72» МІСЬКОГО ОКРУГУ САМАРА РОЗГЛЯДАНО на засіданні методичного об'єднання вчителів (Голова МО: підпис, ПІБ) протокол від 20 р.

Гідролізом
називають
реакції
обмінного
взаємодії
речовини з водою, що призводять до їх
розкладання.

Особливості

Гідроліз органічних
речовин
Живі організми здійснюють
гідроліз різних органічних
речовин у ході реакцій при
участі ФЕРМЕНТІВ.
Наприклад, в ході гідролізу при
участі травних
ферментів БІЛКИ розщеплюються
на амінокислоти,
ЖИРИ - на ГЛІЦЕРИН та
ЖИРНІ КИСЛОТИ,
ПОЛІСАХАРИДИ (наприклад,
крохмаль та целюлоза) - на
МОНОСАХАРИДИ (наприклад, на
ГЛЮКОЗУ), НУКЛЕЇНОВІ
КИСЛОТИ - на вільні
НУКЛЕОТИДИ.
При гідролізі жирів у
присутності лугів
одержують мило; гідроліз
жирів у присутності
каталізаторів застосовується
для отримання гліцерину та
жирних кислот. Гідролізом
деревини отримують етанол, а
продукти гідролізу торфу
знаходять застосування в
виробництві кормових
дріжджів, воску, добрив і
ін.

Гідроліз органічних сполук

жири гідролізуються з отриманням гліцерину та
карбонових кислот (з NaOH – омилення).
крохмаль та целюлоза гідролізуються до
глюкози:

Оборотний і незворотний гідроліз

Майже всі реакції гідролізу
органічних речовин
оборотні. Але є і
незворотний гідроліз.
Загальна властивість незворотного
гідролізу - один (краще обидва)
з продуктів гідролізу повинен
бути видалено зі сфери реакції
у вигляді:
- ОСАДКА,
- ГАЗА.
СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂↓ + С₂Н₂
При гідролізі 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 І Д Р О Л І З С О Л ІЙ

Гідроліз солей
Гідроліз солей -
різновид реакцій
гідролізу, обумовленого
перебігом реакцій
іонного обміну в розчинах
(водних) розчинних
солей-електролітів.
Рушійною силою процесу
є взаємодія
іонів з водою, що призводить до
освіті слабкого
електроліту в іонному або
молекулярному вигляді
(«зв'язування іонів»).
Розрізняють оборотний і
незворотний гідроліз солей.
1. Гідроліз слабкої солі
кислоти та сильної основи
(Гідроліз по аніону).
2. Гідроліз сильної солі
кислоти та слабкої основи
(Гідроліз по катіону).
3. Гідроліз солі слабкої
кислоти та слабкої основи
(Необоротний).
Сіль сильної кислоти та
сильної основи не
піддається гідролізу.

Рівняння реакцій

Гідроліз солі слабкої кислоти та сильної основи
(Гідроліз по аніону):
(Розчин має лужне середовище, реакція протікає
оборотно, гідроліз по другому ступені протікає в
нікчемного ступеня).
Гідроліз солі сильної кислоти та слабкої основи
(гідроліз по катіону):
(розчин має кисле середовище, реакція протікає оборотно,
гідроліз по другому ступені протікає в нікчемному
ступеня).

10.

Гідроліз солі слабкої кислоти та слабкої основи:
(рівновагу зміщено у бік продуктів, гідроліз
протікає практично повністю, тому що обидва продукти
реакції йдуть із зони реакції у вигляді осаду або
газу).
Сіль сильної кислоти та сильної основи не
піддається гідролізу, і розчин нейтральний.

11. СХЕМА ГІДРОЛІЗУ КАРБОНАТУ НАТРІЮ

Na₂CO₃
NaOH
сильна основа
H₂CO₃
слабка кислота
ЛУЖНЕ СЕРЕДОВИЩЕ
СІЛЬ КИСЛА, гідроліз по
АНІОН

12. СХЕМА ГІДРОЛІЗУ ХЛОРИДУ МЕДІ (II)

CuCl₂
Cu(OH)₂↓
слабка основа
HCl
сильна кислота
Кисле середовище
СІЛЬ ОСНОВНА, гідроліз по
КАТІОНУ

13. СХЕМА ГІДРОЛІЗУ СУЛЬФІДУ АЛЮМІНІЮ

Al₂S₃
Al(OH)₃↓
слабка основа
H₂S
слабка кислота
НЕЙТРАЛЬНА РЕАКЦІЯ
СЕРЕДОВИЩА
гідроліз необоротний

14.

РОЛЬ ГІДРОЛІЗУ У ПРИРОДІ
Перетворення земної кори
Забезпечення слаболужного середовища морського
води
РОЛЬ ГІДРОЛІЗУ У ЖИТТІ
ЛЮДИНИ
Прання
Миття посуду
Умивання з милом
Процеси травлення