Ступінь і константа гідролізу

Якщо розглядати дві головні галузі хімічної науки, неорганічну та органічну хімію, з’ясовується, що ви знайдете в них не так вже багато точок дотику. Але є один процес істинно глобального масштабу, який об’єднує неорганічні та органічні речовини. Це процес гідролізу.

Вода – універсальний розчинник

Гідроліз – це взаємодія речовин з водою, при якому складові частини хімічних сполук утворюють продукти реакції з іонами водню і гидроксогрупп молекул H2O. Враховуючи, що 79 % планети і до 80% маси всіх живих організмів становить вода, стає зрозуміло, що реакції гідролізу охоплюють всі прояви природних процесів, починаючи руйнуванням гірських порід і закінчуючи метаболізмом на всіх семи рівнях організації живої матерії, починаючи від молекулярного до біосферного.

Математичний мову гідролізу

Чим складніше хімічний процес, тим більшої кількості формул і розрахунків він вимагає. Для обох видів обмінних реакцій речовин з водою як органічної, так і неорганічної хімії використовують математичні величини – це ступінь і константа гідролізу, позначаються як ?р і Kр. Їх значення обчислюють і застосовують у технологічних процесах органічного синтезу, наприклад, при осахаривании крохмалю, гідролізі деревини, омылении жирів.

Що таке ступінь гідролізу

Чим швидше речовина взаємодіє з водою, тим більше в такому розчині буде його гідролізувати молекул. Відношення їх числа до загальному кількістю частинок хімічної сполуки в розчині і називається ступенем гідролізу. У неорганічної хімії її прийнято позначати як h, в органічній ?р. Її виражають у частках від одиниці або у відсотках. Наприклад, якщо у воді буде розчинено 2 моль речовини, а прогидролизовало 0,01 моль, то h=0,01/2=0,005 або 0,5 %.

Константа гідролізу

Ця величина показує здатність речовини гидролизоваться. Чим вона вища, тим швидше молекули растворяемого речовини взаємодіють з іонами водню і гідроксильних груп води. Її позначають як Дор, вираз для константи гідролізу може бути представлено формулою:

де: Kw – іонний добуток води [H+]*[OH];

Kд– константа дисоціації (розщеплення) растворяемого речовини.

Для органічних сполук ступінь і константа гідролізу пов’язані з формулою:

де:

Дор– константа гідролізу.

З – концентрація іонів розчиненої речовини.

?р– ступінь гідролізу.

Особливості гідролізу органічних сполук

Обмінні реакції з водою у білків, вуглеводів і жирів протікають багатоступінчаста і досить складно. Тому і константа гідролізу, формула якої:

де: С – концентрація розчиненої речовини (моль/л).

?р– ступінь гідролізу, буде також залежати ще і від природи каталізатора (ферменту), його активності і від температури розчину.

Наприклад, у технологічному процесі обмінних реакцій целюлози з водою фахівці прораховують всі параметри, головними з яких є константа гідролізу і константа швидкості гідролізу. Для останньої величини вводять такі складові, як: ?– відносну активність каталізатора, N – його нормальність, тобто концентрацію, b – здатність до гідролізу целюлози і ? – показник, що характеризує залежність швидкості реакції з водою від температури: k=?*N*b*?

В реакціях гідролізу жирів хіміки-технологи враховують її оборотність. Щоб змістити рівновагу вправо, в бік утворення потрібних продуктів, наприклад, гліцерину, в промисловому синтезі застосовують луги. У цьому випадку гідроліз жирів відбувається практично до кінця: гідроксиди натрію або калію перетворюють многоосновные карбонові кислоти, які утворюються в солі і таким чином перешкоджають проходженню зворотної реакції утворення жиру. Подібним способом користуються при розкладанні водою складних ефірів в реакції омилення. Збільшуючи концентрацію гідроксид-іонів і розбавляючи реагуючу суміш, домагаються підвищення ступеня гідролізу ?, а значить, і виходу продуктів реакції спиртів і органічних кислот.

Розкладання водою неорганічних речовин

Практичне значення мають реакції гідролізу хімічних сполук, що належать до класу солей. Вони, як відомо, є продуктами обміну між кислотами і підставами. Так от, їх гідроліз буде залежати саме від того, якими саме гідроксидами і кислотами утворені солі. І ключовим тут буде поняття теорії електролітичної дисоціації про силу електролітів. Константа і ступінь гідролізу солей також будуть змінюватися, в залежності від складу іонів, що утворюють їх молекули.

Чому pH солей різний

Досліди показують, що розчини різних солей можуть бути кислими (рН<7), нейтральними (рН=7), або лужні (рН>7), хоча в їх молекулах немає ні водневих, ні гідроксильних іонів. Пояснення цим протиріччям потрібно шукати в процесі їх реакції з водою:

Сіль+вода <=> кислота + основу.
Цій рівновазі відповідає константа гідролізу:

де: НА – кислота,
МОН – підстава,
МА – сіль.
Виходячи з того, що концентрація води в розбавлених розчинах є постійною, константа гідролізу буде мати вигляд:
Спростивши першу формулу, отримаємо величину:
Це і є константа гідролізу солей – Кг. Її значення характеризує здатність речовини розкладатися водою, чим вона більше, тим швидше (при однакових температурі і концентрації солі) відбувається реакція. Так як константа гідролізу, формула якої Кг=[ВІН]?[MA], то концентрація іонів гидроксогрупп буде:
Для більшості солей гідроліз — процес оборотний. На величину ? впливає температура і концентрація розчину солі. Чим вище обидва ці параметра, тим більше ступінь і константа гідролізу. Це пояснюється тим, що при нагріванні різко зростає Сн+ і Сон-. Збільшення концентрації води, як видно з рівняння гідролізу, зміщує рівновагу вправо. Проте в реальних хімічних процесах доведено, що h солей, утворених слабкими кислотою і підставою, від розведення розчину не залежить.

Ступінь гідролізу і ТЕД

У світлі теорії електролітичної дисоціації рівновагу процесу гідролізу залежить від уже відомої нам величини h або аг і ступеня гідролізу. Якщо водою розкладається сіль слабкої кислоти, наприклад Na2CO3 або К2Ѕ, то
Реакція розчинів таких солей буде лужний. Її можна визначити з допомогою безбарвного індикатора фенолфталеїну, який при надлишку гідроксильних іонів стає малиновим. Фіолетовий лакмус у лужному розчині набуває синє забарвлення, а метилоранж – жовту. Карбонат натрію, як сильний електроліт, при розчиненні у воді повністю дисоціює на катіони металу та аніони кислотного залишку. Саме останні взаємодіють з іонами водню і гидроксогрупп.

Катіони натрію не можуть зв’язати іони ВІН — в молекули гідроксиду натрію, так як він є сильним електролітом і в розчині ніколи не присутній як молекула. У той же час карбонат-іони зв’язуються з Н+ з утворенням слабкого електроліту – вугільної кислоти — до тих пір, поки в розчині не встановиться рівновага.
При гідролізі солей слабких основ AlCl3, FeSO4:
Реакція розчинів таких солей буде кисла, рН менше 7. У даному випадку утворюється слабкий електроліт Al(OH)3. Частина іонів водню, залишаючись вільними, обумовлює підкислення розчину: індикатор лакмус це знижує зміною фіолетового забарвлення на червоний. В результаті зміщується іонну рівновагу дисоціації води і утвориться надлишок водневих іонів.

Якщо в обмінну реакцію з водою вступають солі слабкої основи і слабкої кислоти (NH4) CH3COO, NH4CN, то
Розчини таких солей, що гідролізують особливо легко, і їх рН буде залежати від ступеня дисоціації і кислоти і основи. Якщо концентрація іонів Н+ буде більше, то рН буде менше 7. При надлишку гидроксидионов – рН більше 7, а в разі приблизно однакового їх кількості – розчин стане нейтральним. Таким чином гідроліз солей відбувається тоді, коли їх іони, які утворюються в результаті електролітичної дисоціації, способи утворювати з водою слабкі (малодиссоциированные електроліти)
Додамо також наступне: Константа гідролізу солей, визначається за цією формулою, показує, що закон Оствальда, має вигляд:

можна застосувати не тільки для електролітичної дисоціації, але і для процесу розкладання речовини водою. У разі якщо сіль утворена сильною основою і сильною кислотою, то у водних розчинах вона не гідролізує, так як не відбувається утворення слабкого електроліту. Тобто в розчині постійно присутні у вільному стані чотири типи іонів: це катіони металу і водню і аніони гідроксильних груп і кислотних залишків. Для розчинів таких солей можна написати скорочене іонне рівняння, а вся реакція зводиться до утворення молекул води.

Обчислення константи гідролізу хлориду амонію

Щоб визначити цю величину слабкою основою і сильною кислотою, використовуємо співвідношення:
де: Kw – добуток води;
КОСН – константа дисоціації утворюється при гідролізі слабкого підстави NH4ОН.
Тоді константа гідролізу хлориду амонію буде дорівнює:

Це доводить, що при гідролізі розчин цієї солі має кислу реакцію.

 

Related posts

 
 

Leave a Reply

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *

http://poradumo.com.ua/300123-s-572/