Beispiele für organische Substanzen, die einer Hydrolyse unterliegen. Gegenseitige Verstärkung der Hydrolyse. Reversible und irreversible Hydrolyse

Wir untersuchen die Wirkung eines universellen Indikators auf Lösungen einiger Salze

Wie wir sehen können, ist die Umgebung der ersten Lösung neutral (pH=7), die der zweiten sauer (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Wie kann man eine so interessante Tatsache erklären? 🙂

Erinnern wir uns zuerst, was der pH-Wert ist und wovon er abhängt.

Der pH-Wert ist ein Wasserstoffindikator, ein Maß für die Konzentration von Wasserstoffionen in einer Lösung (nach den Anfangsbuchstaben der lateinischen Wörter potentia hydrogeni - die Stärke von Wasserstoff).

Der pH-Wert wird als negativer dezimaler Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen berechnet, ausgedrückt in Mol pro Liter:

In reinem Wasser bei 25 °C sind die Konzentrationen an Wasserstoffionen und Hydroxidionen gleich und betragen 10 -7 mol/l (pH=7).

Wenn die Konzentrationen beider Ionenarten in einer Lösung gleich sind, ist die Lösung neutral. Wenn > die Lösung sauer ist und wenn > - alkalisch ist.

Aufgrund dessen wird in einigen wässrigen Lösungen von Salzen die Gleichheit der Konzentrationen von Wasserstoffionen und Hydroxidionen verletzt?

Tatsache ist, dass sich das Gleichgewicht der Wasserdissoziation aufgrund der Bindung eines seiner Ionen (oder) mit Salzionen unter Bildung eines schlecht dissoziierten, schwer löslichen oder flüchtigen Produkts verschiebt. Dies ist die Essenz der Hydrolyse.

- Dies ist die chemische Wechselwirkung von Salzionen mit Wasserionen, die zur Bildung eines schwachen Elektrolyten führt - einer Säure (oder eines sauren Salzes) oder einer Base (oder eines basischen Salzes).

Das Wort "Hydrolyse" bedeutet Zersetzung durch Wasser ("Hydro" - Wasser, "Lyse" - Zersetzung).

Je nachdem, welches Salzion mit Wasser wechselwirkt, gibt es drei Arten der Hydrolyse:

1. Hydrolyse durch Kation (nur Kation reagiert mit Wasser);
2. Anionenhydrolyse (nur Anion reagiert mit Wasser);
3. gemeinsame Hydrolyse - Hydrolyse durch Kation und Anion (sowohl Kation als auch Anion reagieren mit Wasser).

Jedes Salz kann als Produkt betrachtet werden, das durch die Wechselwirkung einer Base und einer Säure entsteht:

Salzhydrolyse - die Wechselwirkung seiner Ionen mit Wasser, die zum Auftreten einer sauren oder alkalischen Umgebung führt, jedoch nicht von der Bildung eines Niederschlags oder Gases begleitet wird.
Der Hydrolyseprozess läuft nur unter Beteiligung ab löslich Salz und besteht aus zwei Stufen:
1)Dissoziation Salz in Lösung irreversibel Reaktion (Dissoziationsgrad oder 100%);
2) eigentlich , d.h. Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser reversibel Reaktion (Hydrolysegrad ˂ 1, bzw. 100 %)
Die Gleichungen der 1. und 2. Stufe - die erste ist irreversibel, die zweite reversibel - können nicht addiert werden!
Beachten Sie, dass Salze durch Kationen gebildet werden Laugen und Anionen stark Säuren werden nicht hydrolysiert, sie dissoziieren nur, wenn sie in Wasser gelöst werden. In Lösungen von Salzen KCl, NaNO 3 , NaSO 4 und BaI, das Medium neutral.

Anionenhydrolyse

Bei Interaktion Anionen gelöstes Salz mit Wasser heißt der Vorgang Salzhydrolyse am Anion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 – (Dissoziation)
2) NO 2 – + H 2 O ↔ HNO 2 + OH – (Hydrolyse)
Die Dissoziation des KNO 2 -Salzes verläuft vollständig, die Hydrolyse des NO 2 -Anions ist sehr gering (für eine 0,1 M Lösung - um 0,0014%), aber dies reicht aus, damit die Lösung entsteht alkalisch(unter den Hydrolyseprodukten befindet sich ein OH-Ion -), darin p H = 8,14.
Anionen werden nur hydrolysiert schwach Säuren (in diesem Beispiel das Nitrition NO 2 entsprechend der schwachen salpetrigen Säure HNO 2 ). Das Anion einer schwachen Säure zieht das im Wasser vorhandene Wasserstoffkation an sich und bildet ein Molekül dieser Säure, während das Hydroxidion frei bleibt:
NO 2 – + H 2 O (H +, OH –) ↔ HNO 2 + OH –
Beispiele:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO – + H 2 O ↔ HClO + OH –
b) LiCN = Li + + CN –
CN – + H 2 O ↔ HCN + OH –
c) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –
d) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3– + H 2 O ↔ HPO 4 2– + OH –
e) BaS = Ba 2+ + S 2–
S 2– + H 2 O ↔ HS – + OH –
Bitte beachten Sie, dass Sie in den Beispielen (c-e) die Anzahl der Wassermoleküle nicht erhöhen können und anstelle von Hydroanionen (HCO 3, HPO 4, HS) die Formeln der entsprechenden Säuren schreiben (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). Die Hydrolyse ist eine reversible Reaktion und kann nicht „bis zum Ende“ (vor der Bildung einer Säure) ablaufen.
Wenn in einer Lösung ihres NaCO 3 -Salzes eine so instabile Säure wie H 2 CO 3 gebildet würde, würde CO 2 aus der Gaslösung freigesetzt (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Wenn jedoch Soda in Wasser gelöst wird, bildet sich eine transparente Lösung ohne Gasentwicklung, was ein Beweis für die Unvollständigkeit der Hydrolyse des Anions ist, wobei in der Lösung nur Kohlensäurehydranionen HCO 3 - erscheinen.
Der Grad der Salzhydrolyse durch das Anion hängt vom Dissoziationsgrad des Hydrolyseprodukts, der Säure, ab. Je schwächer die Säure, desto höher der Hydrolysegrad. Beispielsweise werden CO 3 2-, PO 4 3- und S 2- Ionen stärker hydrolysiert als das NO 2 -Ion, da die Dissoziation von H 2 CO 3 und H 2 S in der 2. Stufe und H 3 PO erfolgt 4 in Die 3. Stufe verläuft viel weniger als die Dissoziation der HNO 2 -Säure. Daher werden Lösungen beispielsweise aus Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 und BaS stark alkalisch(was leicht an der Seifennote von Soda zu überprüfen ist) .

Ein Überschuss an OH-Ionen in einer Lösung lässt sich leicht mit einem Indikator feststellen oder mit speziellen Messgeräten (pH-Metern) messen.
Wenn in einer konzentrierten Lösung eines Salzes, das durch das Anion stark hydrolysiert wird,
B. Na 2 CO 3 , Aluminium hinzufügen, dann reagiert letzteres (aufgrund von Amphoterismus) mit Alkali und es wird eine Wasserstoffentwicklung beobachtet. Dies ist ein zusätzlicher Beweis für eine Hydrolyse, da wir der Sodalösung kein NaOH-Alkali zugesetzt haben!

Achten Sie besonders auf Salze von Säuren mittlerer Stärke - Orthophosphorsäure und Schwefel. In der ersten Stufe dissoziieren diese Säuren ziemlich gut, sodass ihre sauren Salze keiner Hydrolyse unterliegen und das Medium der Lösung solcher Salze sauer ist (aufgrund des Vorhandenseins eines Wasserstoffkations in der Zusammensetzung des Salzes). Und die durchschnittlichen Salze werden durch das Anion hydrolysiert - das Medium ist alkalisch. Hydrosulfite, Hydrophosphate und Dihydrophosphate werden also nicht durch das Anion hydrolysiert, das Medium ist sauer. Sulfite und Phosphate werden durch das Anion hydrolysiert, das Milieu ist alkalisch.

Hydrolyse durch Kation

Bei der Wechselwirkung eines Kations eines gelösten Salzes mit Wasser heißt der Vorgang
Salzhydrolyse am Kation

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (Dissoziation)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (Hydrolyse)

Die Dissoziation des Ni (NO 3) 2-Salzes verläuft vollständig, die Hydrolyse des Ni 2+ -Kations - in sehr geringem Maße (für eine 0,1 M Lösung - um 0,001%), aber dies reicht aus, damit das Medium sauer wird (unter den Hydrolyseprodukten befindet sich ein H + -Ion).

Nur Kationen schwerlöslicher basischer und amphoterer Hydroxide und das Ammoniumkation werden hydrolysiert. NH4+. Das Metallkation spaltet das Hydroxidion vom Wassermolekül ab und setzt das Wasserstoffkation H + frei.

Das Ammoniumkation bildet durch Hydrolyse eine schwache Base - Ammoniakhydrat und ein Wasserstoffkation:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +

Bitte beachten Sie, dass Sie die Anzahl der Wassermoleküle nicht erhöhen können und anstelle von Hydroxokationen (z. B. NiOH +) Hydroxidformeln schreiben (z. B. Ni (OH) 2). Wenn sich Hydroxide bilden würden, würden aus Salzlösungen Niederschläge ausfallen, was nicht beobachtet wird (diese Salze bilden transparente Lösungen).
Ein Überschuss an Wasserstoffkationen lässt sich leicht mit einem Indikator nachweisen oder mit speziellen Instrumenten messen. Magnesium oder Zink werden in eine konzentrierte Lösung eines Salzes eingebracht, das durch das Kation stark hydrolysiert wird, dann reagieren letztere mit der Säure unter Freisetzung von Wasserstoff.

Wenn das Salz unlöslich ist, findet keine Hydrolyse statt, da die Ionen nicht mit Wasser wechselwirken.

Hydrolyse ist die Austauschreaktion eines Salzes mit Wasser ( Solvolyse mit Wasser ) In diesem Fall wird der ursprüngliche Stoff durch Wasser zerstört, wobei neue Stoffe entstehen.

Da die Hydrolyse eine Ionenaustauschreaktion ist, ist ihre treibende Kraft die Bildung eines schwachen Elektrolyten (Ausfällung oder (und) Gasentwicklung). Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass die Hydrolysereaktion eine reversible Reaktion ist (in den meisten Fällen), aber es gibt auch eine irreversible Hydrolyse (sie läuft bis zum Ende ab, es wird keine Ausgangssubstanz in der Lösung geben). Die Hydrolyse ist ein endothermer Prozess (mit steigender Temperatur nehmen sowohl die Hydrolysegeschwindigkeit als auch die Ausbeute an Hydrolyseprodukten zu).

Wie aus der Definition ersichtlich ist, dass die Hydrolyse eine Austauschreaktion ist, kann davon ausgegangen werden, dass eine OH-Gruppe an das Metall geht (+ ein möglicher Säurerest, wenn ein basisches Salz gebildet wird (bei der Hydrolyse eines durch eine starke Säure gebildeten Salzes). und einer schwachen mehrbasigen Säure)), und an dem Säurerest befindet sich ein Wasserstoffproton H + (+ ein mögliches Metallion und ein Wasserstoffion, unter Bildung eines Säuresalzes, wenn ein durch eine schwache mehrbasige Säure gebildetes Salz hydrolysiert wird )).

Es gibt 4 Arten der Hydrolyse:

1. Salz aus einer starken Base und einer starken Säure. Die Hydrolyse ist, wie oben bereits erwähnt, eine Ionenaustauschreaktion und läuft nur bei der Bildung eines schwachen Elektrolyten ab. Wie oben beschrieben, geht eine OH-Gruppe zum Metall und ein Wasserstoffproton H + zum Säurerest, aber weder eine starke Base noch eine starke Säure sind schwache Elektrolyte, daher findet in diesem Fall keine Hydrolyse statt:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Die mittlere Reaktion ist nahezu neutral: pH≈7

2. Salz wird aus einer schwachen Base und einer starken Säure gebildet. Wie oben gesagt: Eine OH-Gruppe geht an das Metall, und ein Wasserstoffproton H + geht an den sauren Rest. Zum Beispiel:

NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl

NH 4 + +Cl – +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl –

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Wie aus dem Beispiel ersichtlich ist, verläuft die Hydrolyse entlang des Kations, die Reaktion des Mediums hat einen sauren pH-Wert < 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. Das Salz wird durch eine schwache Säure und eine starke Base gebildet.Wie oben erwähnt: Eine OH-Gruppe geht an das Metall, und ein Wasserstoffproton H + geht an den Säurerest.Beispiel:

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 -

Die Hydrolyse verläuft entlang des Anions, die Reaktion des Mediums ist alkalisch, pH > 7. Beim Schreiben der Gleichungen für die Hydrolyse eines Salzes, das aus einer schwachen mehrbasigen Säure und einer starken Base gebildet wird, sollte die Bildung eines Säuresalzes auf die rechte Seite geschrieben werden, die Hydrolyse verläuft in einem Schritt. Zum Beispiel:

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. Salz wird aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet. Dies ist der einzige Fall, wenn die Hydrolyse zu Ende geht, irreversibel ist (bis das anfängliche Salz vollständig verbraucht ist).

СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

Dies ist der einzige Fall, wenn die Hydrolyse zu Ende geht. Die Hydrolyse tritt sowohl im Anion als auch im Kation auf, es ist schwierig, die Reaktion des Mediums vorherzusagen, aber es ist nahezu neutral: pH ≈ 7.

Es gibt auch eine Hydrolysekonstante, betrachten Sie sie am Beispiel eines Acetations, das sie bezeichnet Ak- . Wie aus den obigen Beispielen ersichtlich ist, ist Essigsäure (Ethansäure) eine schwache Säure, und daher werden ihre Salze gemäß dem Schema hydrolysiert:

Ac-+HOH↔HAc+OH-

Finden wir die Gleichgewichtskonstante für dieses System:

Wissen ionisches Produkt von Wasser, wir können die Konzentration damit ausdrücken [ OH] - ,

Setzen wir diesen Ausdruck in die Gleichung für die Hydrolysekonstante ein, erhalten wir:

Setzen wir die Wasserionisationskonstante in die Gleichung ein, erhalten wir:

Aber die Konstante Dissoziation der Säure (am Beispiel der Salzsäure) ist gleich:

Wo ist ein hydratisiertes Wasserstoffproton: . Analog für Essigsäure, wie im Beispiel. Setzen wir den Wert für die Säuredissoziationskonstante in die Gleichung für die Hydrolysekonstante ein, erhalten wir:

Wie aus dem Beispiel hervorgeht, ist der Nenner, wenn das Salz von einer schwachen Base gebildet wird, die Dissoziationskonstante der Base, die auf der gleichen Basis wie die Dissoziationskonstante der Säure berechnet wird. Wenn das Salz aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure gebildet wird, ist der Nenner das Produkt der Dissoziationskonstanten der Säure und der Base.

Grad der Hydrolyse.

Es gibt noch einen weiteren Wert, der die Hydrolyse charakterisiert - den Hydrolysegrad -α, was gleich ist das Verhältnis der Menge (Konzentration) des hydrolysierten Salzes zur Gesamtmenge (Konzentration) des gelösten SalzesDer Hydrolysegrad hängt von der Salzkonzentration und der Temperatur der Lösung ab. Sie steigt mit Verdünnung der Salzlösung und mit steigender Temperatur der Lösung. Denken Sie daran, dass die molare Konzentration des ursprünglichen Salzes umso geringer ist, je verdünnter die Lösung ist; und der Hydrolysegrad nimmt mit steigender Temperatur zu, da die Hydrolyse, wie oben erwähnt, ein endothermer Prozess ist.

Der Hydrolysegrad des Salzes ist umso höher, je schwächer die ihn bildende Säure oder Base ist. Aus der Gleichung für Hydrolysegrad und Hydrolysearten folgt: mit irreversibler Hydrolyseα≈1.

Der Hydrolysegrad und die Hydrolysekonstante sind durch die Ostwald-Gleichung (Wilhelm Friedrich Ostwald-sVerdünnung akon Ostwald, eingezüchtet 1888Jahr).Das Verdünnungsgesetz zeigt, dass der Grad der Elektrolytdissoziation von seiner Konzentration und Dissoziationskonstante abhängt. Nehmen wir die Anfangskonzentration des Stoffes als anC 0 , und der dissoziierte Teil der Substanz – zγ, erinnern Sie sich an das Dissoziationsschema einer Substanz in Lösung:

AB↔A + +B -

Dann kann das Ostwaldsche Gesetz wie folgt ausgedrückt werden:

Denken Sie daran, dass die Gleichung Konzentrationen im Moment des Gleichgewichts enthält. Aber wenn die Substanz leicht dissoziiert ist, dann ist (1-γ) → 1, was die Ostwald-Gleichung in die Form bringt: K d \u003d γ 2 C 0.

Der Hydrolysegrad hängt in ähnlicher Weise mit seiner Konstante zusammen:

In den allermeisten Fällen wird diese Formel verwendet. Aber wenn nötig, können Sie den Hydrolysegrad durch die folgende Formel ausdrücken:

Sonderfälle der Hydrolyse:

1) Hydrolyse von Hydriden (Verbindungen von Wasserstoff mit Elementen (hier betrachten wir nur Metalle der Gruppen 1 und 2 und Metam), wobei Wasserstoff eine Oxidationsstufe von -1 aufweist):

NaH+HOH→NaOH+H 2

CaH 2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + 2H 2

CH4+HOH→CO+3H2

Die Reaktion mit Methan ist eine der industriellen Methoden zur Herstellung von Wasserstoff.

2) Hydrolyse von Peroxiden.Peroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen werden durch Wasser unter Bildung des entsprechenden Hydroxids und Wasserstoffperoxids (oder Sauerstoffs) zersetzt:

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) Hydrolyse von Nitriden.

Ca 3 N 2 + 6 HOH → 3 Ca (OH) 2 + 2 NH 3

4) Hydrolyse von Phosphiden.

K 3 P+3HOH → 3KOH+PH 3

austretendes Gas PH 3 -Phosphin, sehr giftig, wirkt auf das Nervensystem. Es ist auch in der Lage, sich bei Kontakt mit Sauerstoff selbst zu entzünden. Sind Sie schon einmal nachts durch einen Sumpf oder an Friedhöfen vorbeigegangen? Wir sahen seltene Lichtblitze - "Wanderlichter", die als Phosphinverbrennungen erscheinen.

5) Hydrolyse von Karbiden. Zwei praktisch anwendbare Reaktionen sollen hier vorgestellt werden, da mit ihrer Hilfe 1 Vertreter der homologen Reihe der Alkane (Reaktion 1) und Alkine (Reaktion 2) erhalten werden:

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

CaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (Reaktion 2, das Produkt ist Acylen, gem UPA mit Ethin)

6) Hydrolyse von Siliziden. Als Ergebnis dieser Reaktion wird 1 Vertreter der homologen Reihe von Silanen gebildet (es gibt insgesamt 8) SiH 4 ist ein monomeres kovalentes Hydrid.

Mg 2 Si + 4 HOH → 2 Mg (OH) 2 + SiH 4

7) Hydrolyse von Phosphorhalogeniden. Betrachtet werden hier die Phosphorchloride 3 und 5, die Säurechloride der Phosphor- bzw. Phosphorsäure sind:

PCl 3 + 3 H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3 HCl

PCl 5 + 4 H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5 HCl

8) Hydrolyse organischer Substanzen Fette werden hydrolysiert, wobei Glycerin (C 3 H 5 (OH) 3) und Carbonsäure (ein Beispiel für limitierende Carbonsäure) (C n H (2n + 1) COOH) gebildet werden.

Ester:

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

Lebende Organismen führen im Zuge von Reaktionen die Hydrolyse verschiedener organischer Substanzen durch Katabolismus mit der Teilnahme Enzyme. Zum Beispiel während der Hydrolyse unter Beteiligung von Verdauungsenzymen Proteine ​​werden in Aminosäuren, Fette in Glycerin und Fettsäuren, Polysaccharide in Monosaccharide (z. B. in Glukose) zerlegt.

Wenn Fette in Gegenwart von Alkalien hydrolysiert werden, Seife; Hydrolyse von Fetten in Gegenwart Katalysatoren beantragt zu erhalten Glycin und Fettsäuren.

Aufgaben

1) Der Dissoziationsgrad a von Essigsäure in einer 0,1 M Lösung bei 18 °C beträgt 1,4 · 10 -2 . Berechnen Sie die Säuredissoziationskonstante K d. (Hinweis – verwenden Sie die Ostwald-Gleichung.)

2) Welche Masse an Calciumhydrid muss in Wasser gelöst werden, um das freigesetzte Gas zu Eisen zu reduzieren 6,96 g Eisenoxid ( II, III)?

3) Schreiben Sie die Gleichung für die Reaktion Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Berechnen Sie den Grad, die Konstante der Hydrolyse des Na 2 SO 3 -Salzes für die Konzentration Cm = 0,03 M, wobei nur die 1. Stufe der Hydrolyse berücksichtigt wird. (Die Dissoziationskonstante von schwefliger Säure wird gleich 6,3∙10 -8 angenommen)

Lösungen:

a) Setzen Sie diese Probleme in das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz ein:

b) Kd \u003d [C] \u003d (1,4 · 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 · 10 -5

Antworten. Kd \u003d 1,99 · 10 -5.

c) Fe 3 O 4 + 4H 2 → 4H 2 O + 3Fe

CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2

Wir finden die Anzahl der Mole Eisenoxid (II, III), sie ist gleich dem Verhältnis der Masse einer bestimmten Substanz zu ihrer Molmasse, wir erhalten 0,03 (Mol) Laut CRS stellen wir fest, dass die Mole von Calciumhydrid sind 0,06 (Mol), was bedeutet, dass die Masse von Calciumhydrid gleich 2,52 (Gramm) ist.

Antworten: 2,52 (Gramm).

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

e) Natriumsulfit wird anionisch hydrolysiert, die Reaktion des Salzlösungsmediums ist alkalisch (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Die Hydrolysekonstante (siehe obige Gleichung) beträgt: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
Der Hydrolysegrad wird durch die Formel &agr; 2 /(1 – &agr;) = K h /C 0 berechnet.
Also α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 \u003d 2,3 * 10 -3

Antworten: K h \u003d 1,58 * 10 -7;α \u003d 2,3 * 10 -3

Herausgeber: Kharlamova Galina Nikolaevna

Hydrolyse
genannt
Reaktionen
Austausch
Interaktionen
Substanzen mit Wasser, was zu ihrer
Zersetzung.

Besonderheiten

Hydrolyse von organischen
Substanzen
Lebende Organismen führen aus
Hydrolyse verschiedener organischer
Substanzen bei Reaktionen
die Beteiligung von Enzymen.
Zum Beispiel während der Hydrolyse
Beteiligung des Verdauungssystems
Enzyme PROTEINE werden abgebaut
für AMINOSÄUREN,
FETTE - zu GLYCERIN und
FETTSÄURE,
POLYSACCHARIDE (zB.
Stärke und Cellulose)
Monosaccharide (zB.
GLUKOSE), NUKLEISCHE
SÄUREN - kostenlos
Nukleotide.
Bei der Hydrolyse von Fetten
das Vorhandensein von Alkalien
Seife erhalten; Hydrolyse
Fett in der Gegenwart
Katalysatoren verwendet
für Glycerin u
Fettsäuren. Hydrolyse
Holz bekommt Ethanol, und
Torfhydrolyseprodukte
Anwendung finden in
Futterproduktion
Hefe, Wachs, Düngemittel u
Andere

Hydrolyse organischer Verbindungen

Fette werden hydrolysiert, um Glycerin zu bilden und
Carbonsäuren (mit NaOH - Verseifung).
Stärke und Zellulose werden dazu hydrolysiert
Glucose:

Reversible und irreversible Hydrolyse

Fast alle Hydrolysereaktionen
organische Materie
reversibel. Aber es gibt auch
irreversible Hydrolyse.
Allgemeine Eigenschaft von irreversibel
Hydrolyse - eine (vorzugsweise beide)
aus Hydrolyseprodukten
aus der Sphäre der Reaktion entfernt werden
als:
- ENTWURF,
-GAS.
CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂↓ + C₂H₂
Bei der Hydrolyse von Salzen:
+ 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH₄
Al₂S₃ + ​​6 H₂O = 2 Al(OH)₃↓ + 3 H₂S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂

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

Hydrolyse von Salz
Salzhydrolyse -
Art von Reaktionen
Hydrolyse durch
Reaktionen
Ionenaustausch in Lösungen
(wasserlöslich
Elektrolytsalze.
Die treibende Kraft hinter dem Prozess
ist die Interaktion
Ionen mit Wasser, was zu
schwach
Elektrolyt in ionischen oder
molekulare Form
("Bindung von Ionen").
Unterscheiden Sie zwischen reversibel und
irreversible Hydrolyse von Salzen.
1. Hydrolyse von schwachem Salz
Säure und starke Base
(Hydrolyse durch Anion).
2. Hydrolyse von starkem Salz
Säure und schwache Base
(Hydrolyse durch Kation).
3. Hydrolyse von schwachem Salz
Säure und schwache Base
(irreversibel).
Salz einer starken Säure u
kein starkes Fundament
wird hydrolysiert.

Reaktionsgleichungen

Hydrolyse eines Salzes einer schwachen Säure und einer starken Base
(Hydrolyse durch Anion):
(Die Lösung hat ein alkalisches Milieu, die Reaktion läuft ab
reversibel schreitet die Hydrolyse in der zweiten Stufe fort
vernachlässigbarer Grad).
Hydrolyse eines Salzes einer starken Säure und einer schwachen Base
(Hydrolyse durch Kation):
(die Lösung ist sauer, die Reaktion verläuft reversibel,
die Hydrolyse in der zweiten Stufe verläuft vernachlässigbar
Grad).

10.

Hydrolyse eines Salzes einer schwachen Säure und einer schwachen Base:
(Das Gleichgewicht wird in Richtung Produkte verschoben, Hydrolyse
verläuft fast vollständig, da beide Produkte
Reaktionen verlassen die Reaktionszone in Form eines Niederschlags oder
Gas).
Salz einer starken Säure und einer starken Base
hydrolysiert und die Lösung ist neutral.

11. SCHEMA DER NATRIUMCARBONAT-HYDROLYSE

Na₂CO₃
NaOH
starke Basis
H₂CO₃
schwache Säure
ALKALINE UMGEBUNG
SALZSÄURE, Hydrolyse durch
ANION

12. SCHEMA DER HYDROLYSE VON KUPFER(II)CHLORID

CuCl₂
Cu(OH)&sub2;↓
schwache Basis
HCl
starke Säure
SAUERE UMGEBUNG
GRUNDSALZ, Hydrolyse gem
KATION

13. ALUMINIUMSULFID-HYDROLYSESCHEMA

Al&sub2;S&sub3;
Al(OH)&sub3;↓
schwache Basis
H₂S
schwache Säure
NEUTRALE REAKTION
UMGEBUNGEN
Hydrolyse irreversibel

14.

ROLLE DER HYDROLYSE IN DER NATUR
Transformation der Erdkruste
Gewährleistung eines leicht basischen Meeresmilieus
Wasser
ROLLE DER HYDROLYSE IM LEBEN
MENSCH
Waschen
Geschirr spülen
Waschen mit Seife
Verdauungsprozesse

Der Prozess der Bildung schwach dissoziierter Verbindungen mit einer Änderung des pH-Werts des Mediums während der Wechselwirkung von Wasser und Salz wird als Hydrolyse bezeichnet.

Salzhydrolyse tritt auf, wenn ein Wasserion aufgrund einer Verschiebung des Dissoziationsgleichgewichts zu schwerlöslichen oder schwach dissoziierten Verbindungen gebunden wird. Dieser Vorgang ist größtenteils reversibel und verstärkt sich mit Verdünnung oder steigender Temperatur.

Um herauszufinden, welche Salze hydrolysiert werden, muss man wissen, welche Basen und Säuren bei ihrer Bildung verwendet wurden. Es gibt verschiedene Arten ihrer Wechselwirkungen.

Gewinnung eines Salzes aus einer Base und einer schwachen Säure

Beispiele sind Aluminium- und Chromsulfid sowie Ammoniumacetat und Ammoniumcarbonat. Diese Salze bilden, wenn sie in Wasser gelöst werden, Basen und schwach dissoziierende Säuren. Um die Reversibilität des Prozesses zu verfolgen, ist es notwendig, eine Gleichung für die Reaktion der Hydrolyse von Salzen aufzustellen:

Ammoniumacetat + Wasser ↔ Ammoniak + Essigsäure

In ionischer Form sieht der Prozess so aus:

CH 3 COO- + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.

Bei der obigen Hydrolysereaktion werden Ammoniak und Essigsäure gebildet, d. h. schwach dissoziierende Substanzen.

Der Wasserstoffindex wässriger Lösungen (pH) hängt direkt von der relativen Stärke ab, dh von den Dissoziationskonstanten der Reaktionsprodukte. Die obige Reaktion ist schwach alkalisch, da die Zersetzungskonstante von Essigsäure kleiner ist als die Konstante von Ammoniumhydroxid, dh 1,75 ∙ 10 – 5 ist kleiner als 6,3 ∙ 10 –5 . Wenn die Basen und Säuren aus der Lösung entfernt sind, ist der Prozess abgeschlossen.

Betrachten Sie ein Beispiel für irreversible Hydrolyse:

Aluminiumsulfat + Wasser = Aluminiumhydroxid + Schwefelwasserstoff

In diesem Fall ist der Vorgang irreversibel, da eines der Reaktionsprodukte entfernt wird, dh ausfällt.

Hydrolyse von Verbindungen, die durch Wechselwirkung einer schwachen Base mit einer starken Säure erhalten werden

Diese Art der Hydrolyse beschreibt die Zersetzungsreaktionen von Aluminiumsulfat, Kupferchlorid oder -bromid sowie Eisen- oder Ammoniumchlorid. Betrachten Sie die Reaktion von Eisenchlorid, die in zwei Stufen abläuft:

Bühne eins:

Eisenchlorid + Wasser ↔ Eisenhydroxochlorid + Salzsäure

Die Ionengleichung für die Hydrolyse von Eisenchloridsalzen hat die Form:

Fe 2+ + H 2 O + 2Cl – ↔ Fe (OH) + + H + + 2Cl –

Die zweite Stufe der Hydrolyse:

Fe(OH) + + H 2 O + Cl – ↔ Fe (OH) 2 + H + + Cl –

Aufgrund des Mangels an Ionen der Hydroxogruppe und der Ansammlung von Wasserstoffionen schreitet die Hydrolyse von FeCl 2 durch die erste Stufe fort. Es entsteht eine starke Salzsäure und eine schwache Base, Eisenhydroxid. Bei solchen Reaktionen ist das Medium sauer.

Nicht hydrolysierbare Salze, die durch die Wechselwirkung starker Basen und Säuren erhalten werden

Beispiele für solche Salze sind Calcium- oder Natriumchloride, Kaliumsulfat und Rubidiumbromid. Diese Stoffe werden jedoch nicht hydrolysiert, da sie in Wasser gelöst ein neutrales Milieu haben. Der einzige niedrig dissoziierende Stoff ist in diesem Fall Wasser. Zur Bestätigung dieser Aussage kann eine Gleichung für die Hydrolyse von Natriumchloridsalzen unter Bildung von Salzsäure und Natronlauge aufgestellt werden:

NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl

Reaktion in ionischer Form:

Na + + Cl – + H 2 O ↔ Na + + OH – + H + + Cl –

H 2 O ↔ H + + OH –

Salze als Reaktionsprodukt einer starken Lauge und einer schwachen Säure

In diesem Fall verläuft die Hydrolyse von Salzen entlang des Anions, was der alkalischen Umgebung des Wasserstoffindex entspricht. Als Beispiele seien Natriumacetat, Natriumsulfat und -carbonat, Kaliumsilikat und -sulfat sowie Blausäurenatriumsalz genannt. Lassen Sie uns zum Beispiel die ionenmolekularen Gleichungen für die Hydrolyse von Natriumsulfid- und Acetatsalzen aufstellen:

Dissoziation von Natriumsulfid:

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

Die erste Stufe der Hydrolyse eines mehrbasischen Salzes findet am Kation statt:

Na 2 S + H 2 O ↔ NaH S + NaOH

Aufnahme in ionischer Form:

S 2– + H 2 O ↔ HS – + OH –

Die zweite Stufe ist bei Erhöhung der Reaktionstemperatur durchführbar:

HS – + H 2 O ↔ H 2 S + OH –

Betrachten Sie eine andere Hydrolysereaktion am Beispiel von Natriumacetat:

Natriumacetat + Wasser ↔ Essigsäure + Natronlauge.

In ionischer Form:

CH 3 COO – + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH –

Als Ergebnis der Reaktion wird schwache Essigsäure gebildet. In beiden Fällen haben die Reaktionen eine alkalische Umgebung.

Reaktionsgleichgewicht nach dem Prinzip von Le Chatelier

Die Hydrolyse ist wie andere chemische Reaktionen reversibel und irreversibel. Bei reversiblen Reaktionen wird einer der Reaktanden nicht vollständig verbraucht, während irreversible Prozesse unter vollständigem Verbrauch des Stoffes ablaufen. Dies ist auf eine Verschiebung des Reaktionsgleichgewichts zurückzuführen, die auf Änderungen physikalischer Eigenschaften wie Druck, Temperatur und Massenanteil der Reaktanten beruht.

Nach dem Konzept des Le-Chatelier-Prinzips wird das System als Gleichgewicht angesehen, bis eine oder mehrere äußere Bedingungen des Prozesses daran geändert werden. Mit einer Abnahme der Konzentration einer der Substanzen beginnt sich beispielsweise das Gleichgewicht des Systems allmählich in Richtung der Bildung desselben Reagens zu verschieben. Die Salzhydrolyse hat auch die Fähigkeit, dem Le-Chatelier-Prinzip zu gehorchen, das verwendet werden kann, um den Prozessverlauf zu schwächen oder zu verstärken.

Stärkung der Hydrolyse

Die Hydrolyse kann auf verschiedene Weise bis zur vollständigen Irreversibilität verbessert werden:

• Erhöhen Sie die Bildungsrate von OH - und H + -Ionen. Dazu wird die Lösung erhitzt und durch Erhöhen der Wärmeaufnahme durch Wasser, dh endotherme Dissoziation, steigt dieser Indikator.
• Wasser hinzufügen.
• Überführen Sie eines der Produkte in einen gasförmigen Zustand oder binden Sie an eine schwerlösliche Substanz.

Unterdrückung der Hydrolyse

Es gibt mehrere Möglichkeiten, den Hydrolyseprozess zu unterdrücken und zu verstärken.

Einen der dabei entstehenden Stoffe in die Lösung einbringen. Zum Beispiel die Lösung alkalisieren, wenn der pH-Wert 7 beträgt, oder im Gegenteil ansäuern, wenn das Reaktionsmedium einen pH-Wert von weniger als 7 hat.

Gegenseitige Verstärkung der Hydrolyse

Die gegenseitige Verstärkung der Hydrolyse wird angewendet, wenn das System ins Gleichgewicht gekommen ist. Lassen Sie uns ein konkretes Beispiel analysieren, bei dem die Systeme in verschiedenen Gefäßen ins Gleichgewicht gekommen sind:

Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +

CO 3 2– + H 2 O ↔ HCO 3 – + OH –

Beide Systeme sind leicht hydrolysiert, daher werden, wenn sie miteinander gemischt werden, Hydroxoine und Wasserstoffionen binden. Als Ergebnis erhalten wir die Molekulargleichung für die Hydrolyse von Salzen:

Aluminiumchlorid + Natriumcarbonat + Wasser = Natriumchlorid + Aluminiumhydroxid + Kohlendioxid.

Nach dem Le-Chatelier-Prinzip verschiebt sich das Gleichgewicht des Systems hin zu den Reaktionsprodukten, und die Hydrolyse wird mit der Bildung von Aluminiumhydroxid, das ausfällt, abgeschlossen. Eine solche Verstärkung des Prozesses ist nur möglich, wenn eine der Reaktionen über das Anion und die andere über das Kation abläuft.

Anionenhydrolyse

Die Hydrolyse wässriger Salzlösungen erfolgt durch Kombination ihrer Ionen mit Wassermolekülen. Eine der Hydrolysemethoden erfolgt nach dem Anion, dh der Zugabe eines wässrigen Ions H +.

Meistens sind Salze, die durch die Wechselwirkung eines starken Hydroxids und einer schwachen Säure gebildet werden, für dieses Hydrolyseverfahren anfällig. Ein Beispiel für anionische Salze ist Natriumsulfat oder -sulfit sowie Kaliumcarbonat oder -phosphat. Gleichzeitig liegt der Wasserstoffindex bei über sieben. Als Beispiel analysieren wir die Dissoziation von Natriumacetat:

In Lösung wird diese Verbindung in ein Kation – Na + und ein Anion – CH 3 COO – getrennt.

Das von einer starken Base gebildete Kation von dissoziiertem Natriumacetat kann nicht mit Wasser reagieren.

Gleichzeitig reagieren Säureanionen leicht mit H 2 O-Molekülen:

CH 3 COO - + HOH \u003d CH 3 COOH + OH -

Daher wird die Hydrolyse durch das Anion durchgeführt, und die Gleichung nimmt die Form an:

CH3COONa + HOH \u003d CH 3 COOH + NaOH

Werden mehrbasige Säuren hydrolysiert, erfolgt der Prozess in mehreren Stufen. Unter normalen Bedingungen werden solche Substanzen in der ersten Stufe hydrolysiert.

Hydrolyse durch Kation

Die kationische Hydrolyse unterliegt hauptsächlich Salzen, die durch die Wechselwirkung einer starken Säure und einer Base geringer Stärke gebildet werden. Beispiele sind Ammoniumbromid, Kupfernitrat und Zinkchlorid. In diesem Fall entspricht das Medium in Lösung während der Hydrolyse weniger als sieben. Betrachten Sie den Prozess der Hydrolyse durch Kationen am Beispiel von Aluminiumchlorid:

In wässriger Lösung dissoziiert es in ein Anion – 3Cl – und ein Kation – Al 3+ .

Ionen starker Salzsäure interagieren nicht mit Wasser.

Ionen (Kationen) der Base unterliegen dagegen der Hydrolyse:

Al 3+ + HOH \u003d AlOH 2+ + H +

In molekularer Form ist die Hydrolyse von Aluminiumchlorid wie folgt:

AlCl3 + H 2 O \u003d AlOHCl + HCl

Unter normalen Bedingungen ist es bevorzugt, die Hydrolyse der zweiten und dritten Stufe zu vernachlässigen.

Grad der Dissoziation

Jede Hydrolysereaktion von Salzen ist durch den Dissoziationsgrad gekennzeichnet, der das Verhältnis zwischen der Gesamtzahl von Molekülen und Molekülen angibt, die in den ionischen Zustand übergehen können. Der Grad der Dissoziation wird durch mehrere Indikatoren gekennzeichnet:

• Die Temperatur, bei der die Hydrolyse stattfindet.
• Die Konzentration der dissoziierten Lösung.
• Herkunft des löslichen Salzes.
• Die Art des Lösungsmittels selbst.

Alle Lösungen werden nach dem Grad der Dissoziation in starke und schwache Elektrolyte eingeteilt, die wiederum, wenn sie in verschiedenen Lösungsmitteln gelöst werden, unterschiedliche Grade aufweisen.

Dissoziationskonstante

Ein quantitativer Indikator für die Fähigkeit eines Stoffes, sich in Ionen zu zersetzen, ist die Dissoziationskonstante, auch Gleichgewichtskonstante genannt. Vereinfacht ausgedrückt ist die Gleichgewichtskonstante das Verhältnis von in Ionen zerlegten Elektrolyten zu undissoziierten Molekülen.

Im Gegensatz zum Dissoziationsgrad hängt dieser Parameter nicht von äußeren Bedingungen und der Konzentration der Salzlösung während der Hydrolyse ab. Während der Dissoziation mehrbasiger Säuren wird der Dissoziationsgrad in jeder Stufe um eine Größenordnung kleiner.

Index der Säure-Base-Eigenschaften von Lösungen

Der Wasserstoffindex oder pH-Wert ist ein Maß zur Bestimmung der Säure-Base-Eigenschaften einer Lösung. Wasser dissoziiert in begrenzter Menge in Ionen und ist ein schwacher Elektrolyt. Bei der Berechnung des Wasserstoffindex wird eine Formel verwendet, die der negative Dezimallogarithmus der Ansammlung von Wasserstoffionen in Lösungen ist:

pH \u003d -lg [H + ]

• Für eine alkalische Umgebung beträgt diese Zahl mehr als sieben. Zum Beispiel [H + ] = 10 -8 mol/l, dann pH = -lg = 8, also pH ˃ 7.
• Für ein saures Milieu hingegen sollte der pH-Wert kleiner als sieben sein. Zum Beispiel [H + ] = 10 -4 mol/l, dann pH = -lg = 4, also pH ˂ 7.
• Für eine neutrale Umgebung, pH = 7.

Sehr oft wird zur Bestimmung der pH-Lösungen ein Schnellverfahren von Indikatoren verwendet, die je nach pH-Wert ihre Farbe ändern. Für eine genauere Bestimmung werden Ionomere und pH-Meter verwendet.

Quantitative Eigenschaften der Hydrolyse

Die Salzhydrolyse hat wie jeder andere chemische Prozess eine Reihe von Merkmalen, nach denen der Prozess möglich wird. Zu den wichtigsten quantitativen Merkmalen gehören die Hydrolysekonstante und der Hydrolysegrad. Lassen Sie uns einen genaueren Blick auf jeden von ihnen werfen.

Grad der Hydrolyse

Um herauszufinden, welche Salze in welcher Menge hydrolysiert werden, wird ein quantitativer Indikator verwendet - der Hydrolysegrad, der die Vollständigkeit der Hydrolyse kennzeichnet. Als Hydrolysegrad bezeichnet man den Anteil der Substanz an der Gesamtzahl der hydrolysefähigen Moleküle, geschrieben in Prozent:

h = n/N∙ 100 %,

wobei der Hydrolysegrad h ist;

die Anzahl der der Hydrolyse unterzogenen Salzpartikel - n;

die Gesamtmenge der an der Reaktion beteiligten Salzmoleküle ist N.

Zu den Faktoren, die den Hydrolysegrad beeinflussen, gehören:

• Hydrolysekonstante;
• die Temperatur, bei der der Grad aufgrund einer erhöhten Wechselwirkung von Ionen zunimmt;
• Salzkonzentration in Lösung.

Hydrolyse konstant

Es ist das zweitwichtigste quantitative Merkmal. Im Allgemeinen können die Salzhydrolysegleichungen geschrieben werden als:

MA + NICHT ↔ MO + NA

Daraus folgt, dass die Gleichgewichtskonstante und die Wasserkonzentration in derselben Lösung konstante Werte sind. Dementsprechend ist auch das Produkt dieser beiden Indikatoren ein konstanter Wert, was die Hydrolysekonstante bedeutet. Im Allgemeinen kann Kg geschrieben werden als:

Kg \u003d ([EIN] ∙ [MON]) / [MA],

wobei HA eine Säure ist,

MO - Basis.

Im physikalischen Sinne beschreibt die Hydrolysekonstante die Fähigkeit eines bestimmten Salzes, einen Hydrolyseprozess zu durchlaufen. Dieser Parameter hängt von der Art des Stoffes und seiner Konzentration ab.