Как найти ступень гидролиза

Гидролиз

Материалы портала onx.distant.ru

Теоретическое введение

Примеры обратимого гидролиза

Случаи необратимого гидролиза

Константа и степень гидролиза

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Теоретическое введение

Гидролиз – обменная реакция взаимодействия растворенного вещества (например, соли) с водой. Гидролиз происходит в тех случаях, когда ионы соли способны образовывать с Н + и ОН — ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Примеры обратимого гидролиза

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например , CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN гидролизуются по аниону:

СН₃СООNa + НОН ↔ СН₃СООН + NaОН (рН > 7)

Гидролиз солей многоосновных кислот протекает ступенчато. 1 ступень:

CO₃ 2– + HOH ↔ HCO₃ – + OH – ,

или в молекулярной форме:

или в молекулярной форме:

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, например , NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃, гидролизуются по катиону:

или в молекулярной форме:

Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. 1 ступень:

Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H + ;

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

FeOH 2+ + HOH ↔ Fe(OH)₂ + + H + ;

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl.

Fe(OH)₂ + + HOH ↔ Fe(OH)₃ + H + ;

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃+ HCl.

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, например , CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄, гидролизуются и по катиону, и по аниону:

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. Поскольку в рассматриваемом примере константы диссоциации СH₃COOH и NH₃·H₂О при 25 о С примерно равны (К_д(СH₃COOH) = 1,75·10 –5 , К_д(NH₃·H₂О) = 1,76·10 –5 ), то раствор соли будет нейтральным.

При гидролизе HCOONH₄ реакция раствора будет слабокислой, поскольку константа диссоциации муравьиной кислоты (К_д(HCOOН) = 1,77·10 –4 ) больше константы диссоциации уксусной кислоты.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой (например, NaNO₃, KCl, Na₂SO₄), при растворении в воде гидролизу не подвергаются.

Случаи необратимого гидролиза

Гидролиз некоторых солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами, протекает необратимо. Необратимо гидролизуется, например , сульфид алюминия:

Следует отметить, что при смешении растворов солей гидролизующихся по аниону и катиону:

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ,

CO₃ 2– + HOH ↔ HCO₃ – + OH –

Продукты гидролиза первой соли усиливают гидролиз второй соли и наоборот. В результате при смешении водных растворов сульфата магния и карбоната натрия образуется основной карбонат магния:

Основные карбонаты выпадают в осадок также при смешивании растворов карбонатов щелочных металлов и солей Be 2+ , Co 2+ , Ni 2+ , Zn 2+ , Pb 2+ , Cu 2+ и др.

При сливании растворов соды и солей Fe 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ реакции протекают следующим образом:

(Ме – Fe, Ca, Sr, Ba)

При взаимодействии солей Аl 3+ , Сr 3+ и Fe 3+ в растворе с сульфидами, карбонатами и сульфитами в результате гидролиза в осадок выпадают не сульфиды, карбонаты и сульфиты этих катионов, а их гидроксиды:

Следует отметить, что катион Fe 3+ производит окисляющее действие на анион S 2- . В результате протекает реакция:

2Fe 3+ + S 2- = 2Fe 2+ + S о .

Например , хлорид железа (III) реагирует с сульфидом калия:

2FeCl₃ + 3K₂S = 2FeS + S + 6KCl

Некоторые соли в результате гидролиза в воде образуют малорастворимые оксосоединения:

SbCl₃ + H₂O → SbOCl↓ + 2HCl.

Необратимо гидролизуются в водных растворах галогенангидриды:

Константа и степень гидролиза

Константа К_г и α _г степень гидролиза для растворов электролитов связаны между собой уравнением, по форме совпадающим с уравнением Оствальда:

(1)

Константа гидролиза К_г может быть рассчитана на основе значений ионного произведения воды К_w и константы диссоциации К_д образующихся в результате гидролиза слабой кислоты или слабого основания:

(2)

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите К_г, α _г и рН 0,01 М раствора NH₄Cl при температуре 298 К, если при указанной температуре К_д(NH₃·H₂O) = 1,76× 10 -5 .

Решение.

.

[Н + ] = 2,4·10 –4× 0,01 = 2,4× 10 –6 М.

рН = — lg 2,4× 10 –6 = 5,6.

Задача 2. Определите константу гидролиза, степень гидролиза и рН 0,02 М раствора НСООNa при 298 К, если при указанной температуре К_д(НСООН) = 1,77× 10 –4 .

Решение. Формиат натрия гидролизуется в соответствии с уравнением:

НСОО — + Н₂О ↔ НСООН + ОН — .

Поскольку [НСООН] = [ОН – ] и [НСОО – ]·С_исх(НСООNa), то константу гидролиза можно записать следующим образом:

.

[Н + ] = 10 –14 ÷1,06× 10 –6 = 9,4·10 –9 М

рН = — lg 9,4× 10 –9 = 8

Задача 3. Определите рН 0,006М раствора NaNO₂, если α _г = 7·10 –3 %.

Решение.

[ОН – ] = 0,006× 7× 10 –5 = 4,2× 10 –7 М.

[Н + ] = 10 –14 :4,2× 10 –7 = 2,4× 10 –8 М.

рН = — lg 2,4× 10 –8 = 7,6.

Задача 5. Определите рН 0,1 М раствора Na₃PO₄ при 298 К, если константы диссоциации ортофосфорной кислоты при указанной температуре соответственно равны: К_д.1 = 7,11× 10 — 3 , K_д.2 = 6,34× 10 — 8 , K_д.3 = 4,40× 10 — 13 .

Решение. Na₃PO₄ диссоциирует в растворе и подвергается ступенчатому гидролизу:

Следует обратить внимание на выбор “нужной” величины К_д.

K_дисс.2 = 6,34·10 — 8

Так как К_г,1 > > К_г,2, то можно считать, что соль подвергается гидролизу только по первой ступени.

,

поскольку [HPO₄ 2- ] = [OH — ].

рОН = –lg 4,76× 10 — 2 = 1,32 и рН = 14 – 1,32 = 12,68.

Задачи для самостоятельного решения

1. Гидролиз соли Na₂SO₃ усилится при добавлении в раствор веществ:

а) Н2O	б) Na2CO3	в) NaOH
г) H2SO4	д) Na2S	е) Na2SO4

2. Напишите уравнение реакции NiCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O → .

Источник

Степень и константа гидролиза

Если рассматривать две главные отрасли химической науки, неорганическую и органическую химию, выясняется, что вы найдете у них не так уж много точек соприкосновения. Но есть один процесс истинно глобального масштаба, который объединяет неорганические и органические вещества. Это процесс гидролиза.

Вода – универсальный растворитель

Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой, при котором составные части химических соединений образуют продукты реакции с ионами водорода и гидроксогрупп молекул H₂O. Учитывая, что 79 % планеты и до 80 % от массы всех живых организмов составляет вода, становится понятно, что реакции гидролиза охватывают все проявления природных процессов, начиная разрушением горных пород и заканчивая метаболизмом на всех семи уровнях организации живой материи, начиная от молекулярного и до биосферного.

Математический язык гидролиза

Чем сложнее химический процесс, тем большего количества формул и расчетов он требует. Для обоих видов обменных реакций веществ с водой как в органической, так и в неорганической химии используют математические величины – это степень и константа гидролиза, обозначаемые как α_г и K_г. Их значения вычисляют и применяют в технологических процессах органического синтеза, например, при осахаривании крахмала, гидролизе древесины, омылении жиров.

Что такое степень гидролиза

Чем быстрее вещество взаимодействует с водой, тем больше в таком растворе будет его гидролизованных молекул. Отношение их числа к общем количеству частиц химического соединения в растворе и называется степенью гидролиза. В неорганической химии её принято обозначать как h, в органической α_г. Ее выражают в частях от единицы или в процентах. Например, если в воде будет растворено 2 моль вещества, а прогидролизовало 0,01 моль, то h=0,01/2=0,005 или 0,5 %.

Константа гидролиза

Эта величина показывает способность вещества гидролизоваться. Чем она выше, тем быстрее молекулы растворяемого вещества взаимодействуют с ионами водорода и гидроксильных групп воды. Её обозначают как К_г, выражение для константы гидролиза может быть представлено формулой:

где: K_w – ионное произведение воды [H + ]*[OH — ];

K_д– константа диссоциации (расщепления) растворяемого вещества.

Для органических соединений степень и константа гидролиза связаны с формулой:

К_г– константа гидролиза.

С – концентрация ионов растворенного вещества.

α_г– степень гидролиза.

Особенности гидролиза органических соединений

Обменные реакции с водой у белков, углеводов и жиров протекают многоступенчато и достаточно сложно. Поэтому и константа гидролиза, формула которой:

где: С – концентрация растворенного вещества (моль/л).

α_г– степень гидролиза, будет также зависеть еще и от природы катализатора (фермента), его активности и от температуры раствора.

Например, в технологическом процессе обменных реакций целлюлозы с водой специалисты просчитывают все параметры, главными из которых являются константа гидролиза и константа скорости гидролиза. Для последней величины вводят такие составляющие, как: α– относительную активность катализатора, N – его нормальность, то есть концентрацию, b – способность целлюлозы к гидролизу и λ – показатель, характеризующий зависимость скорости реакции с водой от температуры: k=α*N*b*λ

В реакциях гидролиза жиров химики-технологи учитывают её обратимость. Чтобы сдвинуть равновесие вправо, в сторону образования нужных продуктов, например, глицерина, в промышленном синтезе применяют щелочи. В этом случае гидролиз жиров проходит практически до конца: гидроксиды натрия или калия превращают многоосновные карбоновые кислоты, которые образуются в соли и таким образом препятствуют прохождению обратной реакции образования жира. Подобным способом пользуются при разложении водой сложных эфиров в реакции омыления. Увеличивая концентрацию гидроксид-ионов и разбавляя реагирующую смесь, добиваются повышения степени гидролиза α, а значит, и выхода продуктов реакции спиртов и органических кислот.

Разложение водой неорганических веществ

Практическое значение имеют реакции гидролиза химических соединений, относящихся к классу солей. Они, как известно, являются продуктами обмена между кислотами и основаниями. Так вот, их гидролиз будет зависеть как раз от того, какими именно гидроксидами и кислотами образованы соли. И ключевым здесь будет понятие теории электролитической диссоциации о силе электролитов. Константа и степень гидролиза солей также будут изменяться, в зависимости от состава ионов, образующих их молекулы.

Почему pH солей различен

Опыты показывают, что растворы различных солей могут быть кислыми (рН 7), хотя в их молекулах нет ни водородных, ни гидроксильных ионов. Объяснение этим противоречиям нужно искать в процессе их реакции с водой:

Соль+вода кислота + основание.
Этому равновесию соответствует константа гидролиза:

где: НА – кислота,
МОН – основание,
МА – соль.
Исходя из того, что концентрация воды в разбавленных растворах есть постоянной, константа гидролиза будет иметь вид:

Степень гидролиза и ТЭД

В свете теории электролитической диссоциации равновесие процесса гидролиза зависит от уже известной нам величины h или αг – степени гидролиза. Если водой разлагается соль слабой кислоты, например Na2CO3 или К2S, то

Катионы натрия не могут связать ионы ОН- в молекулы гидроксида натрия, так как он является сильным электролитом и в растворе никогда не присутствует как молекула. В то же время карбонат-ионы связываются с Н+ с образованием слабого электролита – угольной кислоты — до тех пор, пока в растворе не установится равновесие.
При гидролизе солей слабых оснований AlCl3, FeSO4:

Вычисление константы гидролиза хлорида аммония

Чтобы определить эту величину слабым основанием и сильной кислотой, используем соотношение:

Это доказывает, что при гидролизе раствор этой соли имеет кислую реакцию.

Источник