Hidrolize uğrayan organik maddelere örnekler. Hidroliz reaksiyonu: nedir bu?
Çoğu kişi gibi kimya kesin bilimlerÇok fazla dikkat ve sağlam bilgi gerektiren bu disiplin, hiçbir zaman okul çocukları için favori bir disiplin olmamıştır. Ama boşuna, çünkü onun yardımıyla bir kişinin çevresinde ve içinde meydana gelen birçok süreci anlayabilirsiniz. Örneğin hidroliz reaksiyonunu ele alalım: İlk bakışta bunun yalnızca kimyager bilim adamları için önemli olduğu görülüyor, ancak aslında bu olmadan hiçbir organizma tam olarak çalışamaz. Bu sürecin özelliklerini ve ayrıca onun özelliklerini öğrenelim. pratik önemi insanlık için.
Hidroliz reaksiyonu: nedir bu?
Bu ifade, su ile içinde çözünmüş bir madde arasında yeni bileşiklerin oluşmasıyla oluşan spesifik bir değişim ayrışması reaksiyonunu ifade eder. Hidroliz, suda solvoliz olarak da adlandırılabilir.
Bu kimyasal terim 2 Yunanca kelimeden türetilmiştir: “su” ve “ayrışma”.
Hidroliz ürünleri
Söz konusu reaksiyon, H2O'nun hem organik hem de organik maddelerle etkileşimi sırasında meydana gelebilir. inorganik maddeler. Bunun sonucu doğrudan suyun neyle temas ettiğine ve ayrıca ilave katalizör maddelerinin kullanılıp kullanılmadığına veya sıcaklık ve basıncın değiştirilip değiştirilmediğine bağlıdır.
Örneğin bir tuzun hidroliz reaksiyonu asit ve alkalilerin oluşumunu teşvik eder. Ve eğer Hakkında konuşuyoruz hakkında organik madde ah, başka ürünler de elde ediliyor. Yağların sulu solvolizi, gliserol ve daha yüksek yağ asitlerinin oluşumunu teşvik eder. İşlem proteinlerle gerçekleşirse sonuç, çeşitli amino asitlerin oluşmasıdır. Karbonhidratlar (polisakkaritler) monosakkaritlere parçalanır.
Proteinleri ve karbonhidratları tam olarak özümseyemeyen insan vücudunda, hidroliz reaksiyonu onları vücudun sindirebileceği maddelere "basitleştirir". Yani solvoliz suda oynuyor önemli rol her biyolojik bireyin normal işleyişinde.
Tuzların hidrolizi
Hidrolizi öğrendikten sonra, bunun inorganik kökenli maddelerde, yani tuzlarda meydana geldiğini öğrenmeniz gerekir.
Bu işlemin özelliği, bu bileşikler su ile etkileşime girdiğinde tuzdaki zayıf elektrolit iyonlarının ondan ayrılması ve H2O ile yeni maddeler oluşturmasıdır. Asit veya her ikisi de olabilir. Tüm bunların sonucunda suyun ayrışma dengesinde bir kayma meydana gelir.
Tersinir ve geri döndürülemez hidroliz
Yukarıdaki örnekte, ikincisinde bir ok yerine, her ikisi de farklı yönlere yönlendirilmiş iki ok olduğunu fark edebilirsiniz. Bu ne anlama geliyor? Bu işaret Hidroliz reaksiyonunun tersinir olduğunu gösterir. Pratikte bu, alınan maddenin suyla etkileşime girerek aynı anda yalnızca bileşenlere ayrışmakla kalmayıp (yeni bileşiklerin ortaya çıkmasına izin veren) aynı zamanda yeniden oluştuğu anlamına gelir.
Bununla birlikte, hidrolizin tamamı geri dönüşümlü değildir, aksi takdirde yeni maddeler kararsız olacağından bunun bir anlamı olmaz.
Böyle bir reaksiyonun geri döndürülemez hale gelmesine katkıda bulunabilecek bir dizi faktör vardır:
- Sıcaklık. Artması ya da azalması devam eden reaksiyonda dengenin hangi yöne kayacağını belirler. Eğer yükselirse endotermik reaksiyona doğru bir kayma olur. Aksine sıcaklık düşerse avantaj ekzotermik reaksiyon tarafındadır.
- Basınç. Bu, iyonik hidrolizi aktif olarak etkileyen başka bir termodinamik miktardır. Artarsa, kimyasal denge reaksiyona doğru kayar ve buna toplam gaz miktarında bir azalma eşlik eder. Düşerse tam tersi.
- Reaksiyona katılan maddelerin yüksek veya düşük konsantrasyonunun yanı sıra ek katalizörlerin varlığı.
Tuzlu çözeltilerde hidroliz reaksiyonlarının türleri
- Anyonla (negatif yüklü iyon). Zayıf ve kuvvetli bazların asit tuzlarının suda solvolizi. Etkileşen maddelerin özelliklerinden dolayı böyle bir reaksiyon tersine çevrilebilir.
Hidroliz derecesi
Tuzlarda hidrolizin özelliklerini incelerken derecesi gibi bir olguya dikkat etmeye değer. Bu kelime, (zaten H20 ile ayrışma reaksiyonuna girmiş olan) tuzların, çözeltide bulunan bu maddenin toplam miktarına oranını ifade eder.
Hidrolizde yer alan asit veya baz ne kadar zayıfsa derecesi de o kadar yüksek olur. %0-100 aralığında ölçülür ve aşağıda sunulan formülle belirlenir.
N, hidrolize uğramış bir maddenin moleküllerinin sayısıdır ve N0 bunların çözeltideki toplam sayısıdır.
Çoğu durumda tuzlardaki sulu solvolizin derecesi düşüktür. Örneğin, %1'lik bir sodyum asetat çözeltisinde bu yalnızca %0,01'dir (20 derece sıcaklıkta).
Organik kökenli maddelerde hidroliz
İncelenmekte olan süreç organik kimyasal bileşiklerde de meydana gelebilir.
Hemen hemen tüm canlı organizmalarda hidroliz, enerji metabolizmasının (katabolizma) bir parçası olarak meydana gelir. Onun yardımıyla proteinler, yağlar ve karbonhidratlar kolayca sindirilebilir maddelere ayrılır. Aynı zamanda suyun kendisi nadiren solvoliz sürecini başlatabilir, bu nedenle organizmalar katalizör olarak çeşitli enzimleri kullanmak zorundadır.
Laboratuvarda veya üretim ortamında yeni maddeler üretmeyi amaçlayan organik maddelerle kimyasal reaksiyondan bahsediyorsak, çözeltiye onu hızlandırmak ve iyileştirmek için güçlü asitler veya alkaliler eklenir.
Trigliseritlerde (triasilgliseroller) hidroliz
Telaffuzu zor olan bu terim, çoğumuzun yağ olarak bildiği yağ asitlerini ifade eder.
Hem hayvan hem de bitki kökenlidirler. Ancak suyun bu tür maddeleri çözemediğini herkes biliyor, peki yağ hidrolizi nasıl oluyor?
Söz konusu reaksiyona yağların sabunlaşması denir. Bu, alkali veya asidik bir ortamda enzimlerin etkisi altında triasilgliserollerin sulu solvolizidir. Buna bağlı olarak alkali ve asit hidrolizi ayırt edilir.
İlk durumda reaksiyon, daha yüksek yağ asitlerinin tuzlarının (herkes tarafından sabun olarak daha iyi bilinir) oluşmasıyla sonuçlanır. Böylece NaOH'dan sıradan katı sabun, KOH'dan ise sıvı sabun elde edilir. Yani trigliseritlerdeki alkalin hidrolizi, deterjan oluşturma işlemidir. Hem bitkisel hem de hayvansal kökenli yağlarda serbestçe yapılabileceğini belirtmekte fayda var.
Söz konusu reaksiyon, sabunun sert suda oldukça zayıf yıkanmasının, tuzlu suda ise hiç yıkanmamasının nedenidir. Gerçek şu ki sert, fazla miktarda kalsiyum ve magnezyum iyonu içeren H2O olarak adlandırılıyor. Ve sabun, suya girdiğinde tekrar hidrolize uğrayarak sodyum iyonlarına ve bir hidrokarbon kalıntısına parçalanır. Bu maddelerin etkileşimi sonucu suda beyaz pullara benzeyen çözünmeyen tuzlar oluşur. Bunun olmasını önlemek için, daha iyi bilinen adıyla sodyum bikarbonat NaHCO3 karbonat. Bu madde solüsyonun alkaliliğini arttırarak sabunun fonksiyonlarını yerine getirmesine yardımcı olur. Bu arada bu tür sıkıntıların yaşanmaması için modern endüstri Sentetik deterjanlar diğer maddelerden, örneğin yüksek alkollerin ester tuzlarından ve sülfürik asitten yapılır. Molekülleri on iki ila on dört karbon atomu içerir, bu nedenle tuzlu veya sert sudaki özelliklerini kaybetmezler.
Reaksiyonun gerçekleştiği ortam asidik ise işleme triasilgliserollerin asit hidrolizi adı verilir. İÇİNDE bu durumda Belirli bir asidin etkisi altında maddeler gliserol ve karboksilik asitlere dönüşür.
Yağların hidrolizinin başka bir seçeneği daha vardır - triasilgliserollerin hidrojenasyonu. Bu süreç Bazı temizleme türlerinde, örneğin etilenden eser miktarda asetilenin veya çeşitli sistemlerden oksijen yabancı maddelerinin uzaklaştırılmasında kullanılır.
Karbonhidratların hidrolizi
Söz konusu maddeler insan ve hayvan gıdalarının en önemli bileşenleri arasındadır. Ancak vücut sakkaroz, laktoz, maltoz, nişasta ve glikojeni saf formda ememez. Bu nedenle, yağlarda olduğu gibi, bu karbonhidratlar da bir hidroliz reaksiyonu kullanılarak sindirilebilir elementlere parçalanır.
Karbonların sulu solvolizi de endüstride aktif olarak kullanılmaktadır. Nişastadan H2O ile söz konusu reaksiyon sonucunda hemen hemen tüm tatlılarda bulunan glikoz ve melas elde edilir.
Pek çok faydalı madde ve ürünün üretiminde endüstride aktif olarak kullanılan bir diğer polisakkarit ise selülozdur. Teknik gliserin, etilen glikol, sorbitol ve iyi bilinen etil alkol bundan ekstrakte edilir.
Uzun süre maruz kalındığında selülozun hidrolizi meydana gelir Yüksek sıcaklık ve mineral asitlerin varlığı. Nihai ürün Bu reaksiyon, nişastada olduğu gibi glikozdur. Bu polisakarit mineral asitlere karşı daha dirençli olduğundan selülozun hidrolizinin nişastanın hidrolizinden daha zor olduğu dikkate alınmalıdır. Ancak selüloz tüm canlıların hücre duvarlarının ana bileşeni olduğundan yüksek bitkiler, onu içeren hammaddeler nişastadan daha ucuzdur. Aynı zamanda, selüloz glikozu daha çok teknik ihtiyaçlar için kullanılırken, nişasta hidroliz ürününün beslenme için daha uygun olduğu düşünülmektedir.
Protein hidrolizi
Proteinler ana inşaat malzemesi tüm canlı organizmaların hücreleri için. Çok sayıda amino asitten oluşurlar ve vücudun normal işleyişi için çok önemli bir üründürler. Bununla birlikte, yüksek moleküllü bileşikler olduklarından emilimleri zayıf olabilir. Bu görevi basitleştirmek için hidrolize edilirler.
Diğer organik maddelerde olduğu gibi, bu reaksiyon proteinleri vücut tarafından kolayca emilebilen düşük molekül ağırlıklı ürünlere ayırır.
Hidroliz, tuzun su ile değişim reaksiyonudur ( solvo türevi Bu durumda orijinal madde su tarafından yok edilir ve yeni maddeler oluşur.
Hidroliz bir iyon değişim reaksiyonu olduğundan itici güç zayıf bir elektrolitin oluşmasıdır (çökelme ve/veya gaz oluşumu). Hidroliz reaksiyonunun geri dönüşümlü bir reaksiyon olduğunu (çoğu durumda) hatırlamak önemlidir, ancak aynı zamanda geri dönüşü olmayan bir hidroliz de vardır (tamamlanmaya devam eder, çözeltide başlangıç maddesi olmayacaktır). Hidroliz endotermik bir işlemdir (sıcaklığın artmasıyla hem hidroliz hızı hem de hidroliz ürünlerinin verimi artar).
Hidrolizin bir değişim reaksiyonu olduğu tanımından da görülebileceği gibi, bir OH grubunun metale gittiği varsayılabilir (+ bazik bir tuz oluşursa olası bir asidik kalıntı (kuvvetli bir asitin oluşturduğu bir tuzun hidrolizi sırasında) ve zayıf bir poliasit bazı)) ve asidik kalıntıya hidrojen protonu H+ gider (+ zayıf bir polibazik asit tarafından oluşturulan tuz hidrolize edilirse bir asit tuzu oluşturmak için olası metal iyonu ve hidrojen iyonu)).
4 tip hidroliz vardır:
1. Kuvvetli bir baz ile kuvvetli bir asitin oluşturduğu tuz. Yukarıda belirtildiği gibi, hidroliz bir iyon değiştirme reaksiyonudur ve yalnızca zayıf bir elektrolitin oluşması durumunda meydana gelir. Yukarıda açıklandığı gibi, bir OH grubu metale gider ve bir hidrojen protonu H + asidik kalıntıya gider, ancak ne güçlü bir baz ne de güçlü bir asit zayıf elektrolit değildir, bu nedenle bu durumda hidroliz meydana gelmez:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
Ortamın reaksiyonu nötre yakındır: pH≈7
2. Zayıf bir baz ve kuvvetli bir asitten tuz oluşur. Yukarıda belirtildiği gibi: bir OH - grubu metale gider ve bir hidrojen protonu H + asidik kalıntıya gider. Örneğin:
NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH4 + +HOH↔NH4OH+H +
Örnekte görüldüğü gibi katyon boyunca hidroliz meydana gelir, ortamın reaksiyonu asidik pH'tır. < 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:
FeCl2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. Zayıf bir asit ve güçlü bir bazdan bir tuz oluşur.Yukarıda belirtildiği gibi: metale bir OH grubu gider ve asidik kalıntıya bir hidrojen protonu H + gider.Örneğin:
CH3COONa+HOH↔NaOH+CH3COOH
СH3COO - +Na + +HOH↔Na + +CH3COOH+OH -
CH3COO - +HOH↔+CH3COOH+OH -
Anyonda hidroliz meydana gelir, ortamın reaksiyonu alkalidir, pH >7. Zayıf bir polibazik asit ve kuvvetli bir bazın oluşturduğu bir tuzun hidrolizi için denklemler yazarken, asidik tuzun oluşumu sağ tarafa yazılmalıdır, hidroliz 1 adımda ilerler. Örneğin:
Na 2 CO 3 +HOH↔NaOH+NaHCO 3
2Na + +CO3 2- +HOH↔HCO3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. Zayıf bir baz ve zayıf bir asitten tuz oluşur. Bu, hidrolizin tamamlanma noktasına ulaştığı ve geri döndürülemez olduğu tek durumdur (orijinal tuz tamamen tüketilene kadar). Örneğin:
CH3COONH4 +HOH↔NH4OH+CH3COOH
Hidrolizin tamamlandığı tek durum budur. Hidroliz hem anyonda hem de katyonda meydana gelir; ortamın reaksiyonunu tahmin etmek zordur ancak nötre yakındır: pH≈7.
Ayrıca bir hidroliz sabiti de vardır; bunu, onu belirten asetat iyonu örneğini kullanarak düşünün. AC- . Yukarıdaki örneklerden de görülebileceği gibi asetik (etanoik) asit zayıf bir asittir ve bu nedenle tuzları aşağıdaki şemaya göre hidrolize edilir:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Bu sistemin denge sabitini bulalım:
bilmek suyun iyonik ürünü olduğundan konsantrasyonu bununla ifade edebiliriz [ AH ] - ,
Bu ifadeyi hidroliz sabiti denkleminde yerine koyarsak şunu elde ederiz:
Suyun iyonizasyon sabitini denklemde yerine koyarsak şunu elde ederiz:
Ama sürekli asit ayrışması (hidroklorik asit örneğini kullanarak) şuna eşittir:
Hidratlı hidrojen protonu nerede: . Örnekte olduğu gibi aynı durum asetik asit için de geçerlidir. Asit ayrışma sabitinin değerini hidroliz sabiti denkleminde değiştirerek şunu elde ederiz:
Örnekten de anlaşılacağı gibi, tuz zayıf bir bazdan oluşuyorsa payda, asidin ayrışma sabiti ile aynı prensibe göre hesaplanan bazın ayrışma sabitini içerecektir. Bir tuzun zayıf bir baz ve zayıf bir asitten oluşması durumunda payda, asit ve bazın ayrışma sabitlerinin çarpımı olacaktır.
Hidroliz derecesi.
Ayrıca hidrolizi karakterize eden başka bir miktar daha vardır - hidroliz derecesi -α.Hangisi eşittir hidrolize tabi tutulan tuz miktarının (konsantrasyonunun) çözünmüş tuzun toplam miktarına (konsantrasyonuna) oranıHidroliz derecesi tuz konsantrasyonuna ve çözelti sıcaklığına bağlıdır. Tuz çözeltisi seyreltildiğinde ve çözeltinin sıcaklığı arttığında artar. Çözelti ne kadar seyreltilirse orijinal tuzun molar konsantrasyonunun o kadar düşük olacağını hatırlayalım; ve yukarıda bahsedildiği gibi hidroliz endotermik bir işlem olduğundan hidroliz derecesi artan sıcaklıkla artar.
Bir tuzun hidroliz derecesi ne kadar yüksek olursa, onu oluşturan asit veya baz o kadar zayıf olur. Hidroliz derecesi ve hidroliz türleri için denklemden aşağıdaki gibidir: geri dönüşü olmayan hidroliz ileα≈1.
Hidroliz derecesi ve hidroliz sabiti Ostwald denklemi (Wilhelm Friedrich OstwaldOstwald'ın seyreltme yasasından türetilen 1888yıl). Seyreltme yasası, bir elektrolitin ayrışma derecesinin, konsantrasyonuna ve ayrışma sabitine bağlı olduğunu gösterir. Maddenin başlangıç derişimini alalım.C 0 ve maddenin ayrışmış kısmıγ, çözeltideki bir maddenin ayrışma şemasını hatırlayalım:
AB↔A + +B -
O halde Ostwald yasası şu şekilde ifade edilebilir:
Denklemin denge anındaki konsantrasyonları içerdiğini hatırlayın. Ancak madde biraz ayrışmışsa (1-γ)→1 olur, bu da Ostwald denklemini şu forma getirir: Kd =γ 2 C 0 .
Hidroliz derecesi de benzer şekilde sabitiyle ilişkilidir:
Çoğu durumda bu formül kullanılır. Ancak gerekirse hidroliz derecesini aşağıdaki formülle ifade edebilirsiniz:
Özel hidroliz durumları:
1) Hidridlerin hidrolizi (elementli hidrojen bileşikleri (burada sadece 1 ve 2 gruplarının metallerini ve metaları ele alacağız), burada hidrojen -1 oksidasyon durumunu sergiler:
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH2 +2HOH→ Ca(OH)2 +2H2
CH 4 +HOH→CO+3H 2
Metanla reaksiyon, hidrojen üretimine yönelik endüstriyel yöntemlerden biridir.
2) Peroksitlerin hidrolizi.Alkali ve alkali toprak metallerinin peroksitleri, karşılık gelen hidroksit ve hidrojen peroksiti (veya oksijeni) oluşturmak üzere suyla ayrışır:
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) Nitrürlerin hidrolizi.
Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3
4) Fosfitlerin hidrolizi.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
Yayılan gaz PH 3 - fosfin, çok zehirli, etkiler gergin sistem. Ayrıca oksijenle temas ettiğinde kendiliğinden yanma özelliğine de sahiptir. Hiç geceleyin bir bataklıkta yürüdünüz mü ya da mezarlıkların önünden geçtiniz mi? Nadiren ışık patlamaları gördük; fosfin yanıkları gibi ortaya çıkan "ışıklar".
5) Karbürlerin hidrolizi. Burada iki reaksiyonu göstereceğiz. pratik kullanım, çünkü onların yardımıyla homolog alkan serisinin (reaksiyon 1) ve alkinlerin (reaksiyon 2) 1 üyesi elde edilir:
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH)3 +3CH4 (reaksiyon 1)
CaC2 +2 HOH →Ca(OH)2 +2C2H2 (reaksiyon 2, ürün asitelendir, göre UPA S ethin)
6) Silisitlerin hidrolizi. Bu reaksiyonun bir sonucu olarak, homolog silan serisinin 1 temsilcisi (toplamda 8 tane vardır) oluşur: SiH4 - monomerik bir kovalent hidrit.
Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH)2 +SiH 4
7) Fosfor halojenürlerin hidrolizi. Burada sırasıyla fosfor ve fosforik asitlerin asit klorürleri olan fosfor klorür 3 ve 5'i ele alacağız:
PCl3 +3H20=H3PO3 +3HCl
PCl5 +4H20=H3PO4 +5HCl
8) Organik maddelerin hidrolizi Yağlar, gliserol (C3H5 (OH) 3) ve karboksilik asit (doymuş karboksilik asit örneği) (C n H (2n + 1) COOH) oluşturmak üzere hidrolize edilir.
Esterler:
CH3COOCH3 +H20↔CH3COOH+CH3OH
Alkolat:
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Canlı organizmalar reaksiyonlar sırasında çeşitli organik maddeleri hidrolize eder katılımla katabolizma enzimler. Örneğin, sindirim enzimlerinin katılımıyla hidroliz sırasında proteinler amino asitlere, yağlar gliserol ve yağ asitlerine, polisakkaritler monosakkaritlere (örneğin glikoz) parçalanır.
Yağlar alkalilerin varlığında hidrolize edildiğinde, sabun; varlığında yağların hidrolizi katalizörler elde etmek için kullanılır glisin ve yağ asitleri.
Görevler
1) 18 °C'de 0,1 M'lik bir çözelti içinde asetik asidin ayrışma derecesi a 1,4·10-2'dir. Asit ayrışma sabiti K d'yi hesaplayın (ipucu - Ostwald denklemini kullanın.)
2) Açığa çıkan gazla 6,96 g demir oksidi demire indirgemek için hangi miktarda kalsiyum hidrürün suda çözülmesi gerekir? II, III)?
3) Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O reaksiyonunun denklemini yazın
4) Cm = 0,03 M konsantrasyonu için Na2S03 tuzunun derecesini ve hidroliz sabitini, hidrolizin yalnızca 1. aşamasını dikkate alarak hesaplayın. (Sülfatlı asidin ayrışma sabitini 6,3∙10 -8 olarak alın)
Çözümler:
a) Bu problemleri Ostwald'ın seyreltme yasasına koyalım:
b) K d = [C] = (1,4 10 –2) 0,1/(1 – 0,014) = 1,99 10 –5
Cevap.Şd = 1,99·10 –5.
c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe
CaH2 +HOH→Ca(OH)2 +2H2
Demir(II,III) oksidin mol sayısını buluruz, bu maddenin kütlesinin molar kütlesine oranına eşittir, 0,03 (mol) elde ederiz.Kimyasal denklemi kullanarak kalsiyumun mol sayısını buluruz. hidrit 0,06 (mol)'e eşittir Bu, kalsiyum hidrit kütlesinin 2,52 (gram)'a eşit olduğu anlamına gelir.
Cevap: 2,52(gram).
d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3СO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4
e) Sodyum sülfit anyonda hidrolize uğrar, tuz çözeltisinin reaksiyonu alkalidir (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Hidroliz sabiti (yukarıdaki denkleme bakın) şuna eşittir: 10 -14 / 6,3*10 -8 = 1,58*10 -7
Hidroliz derecesi a2 /(1 - α) = Kh /C0 formülüyle hesaplanır.
Yani, α = (K h / C 0) 1/2 = (1,58*10 -7 / 0,03) 1/2 = 2,3*10 -3
Cevap: K h = 1,58*10 -7 ;α =2,3*10 -3
Editör: Galina Nikolaevna Kharlamova
Evrensel bir göstergenin belirli tuzların çözeltileri üzerindeki etkisini inceliyoruz 
Görüldüğü gibi ilk çözeltinin ortamı nötrdür (pH = 7), ikincisi ise asidiktir (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Böyle ilginç bir gerçeği nasıl açıklayabiliriz? 🙂
Öncelikle pH'ın ne olduğunu ve neye bağlı olduğunu hatırlayalım.
pH bir hidrojen göstergesidir, bir çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun bir ölçüsüdür (ilk harflere göre) Latince kelimeler potentia hidrojeni - hidrojenin gücü).
pH, litre başına mol cinsinden ifade edilen hidrojen iyonu konsantrasyonunun negatif ondalık logaritması olarak hesaplanır:
İÇİNDE Temiz su 25 °C'de hidrojen iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonları aynıdır ve miktarı 10-7 mol/l'dir (pH=7).
Bir çözeltideki her iki iyon türünün derişimleri eşit olduğunda çözelti nötrdür. Çözelti > zaman asidiktir ve > zaman alkalidir.
Bazı sulu tuz çözeltilerinde hidrojen iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonlarının eşitliğinin ihlaline neden olan nedir?
Gerçek şu ki, iyonlarından birinin (veya ) tuz iyonlarıyla hafifçe ayrışmış, az çözünen veya uçucu bir ürün oluşumuyla bağlanması nedeniyle suyun ayrışma dengesinde bir değişiklik vardır. Hidrolizin özü budur.
- bu, tuz iyonlarının su iyonlarıyla kimyasal etkileşimidir ve zayıf bir elektrolitin - bir asit (veya asit tuzu) veya bir baz (veya bazik tuz) oluşumuna yol açar.
"Hidroliz" kelimesi su ile ayrışma anlamına gelir ("hidro" - su, "liz" - ayrışma).
Hangi tuz iyonunun suyla etkileşime girdiğine bağlı olarak üç tip hidroliz ayırt edilir:
- katyonla hidroliz (sadece katyon suyla reaksiyona girer);
- anyonla hidroliz (sadece anyon suyla reaksiyona girer);
- eklem hidrolizi - katyonda ve anyonda hidroliz (hem katyon hem de anyon suyla reaksiyona girer).
Herhangi bir tuz, bir baz ile bir asidin etkileşimi sonucu oluşan bir ürün olarak düşünülebilir:
Bir tuzun hidrolizi, iyonlarının su ile etkileşimi olup, asidik veya alkali bir ortamın ortaya çıkmasına neden olur, ancak buna çökelti veya gaz oluşumu eşlik etmez.
Hidroliz süreci yalnızca katılımla gerçekleşir çözünür tuzlar ve iki aşamadan oluşur:
1)ayrışmaçözeltideki tuzlar - geri döndürülemez reaksiyon (ayrışma derecesi veya %100);
2) aslında yani tuz iyonlarının su ile etkileşimi, - geri dönüşümlü reaksiyon (hidroliz derecesi ˂ 1 veya %100)
1. ve 2. aşamanın denklemleri - birincisi geri döndürülemez, ikincisi geri döndürülebilir - bunları ekleyemezsiniz!
Katyonların oluşturduğu tuzlara dikkat edin. alkaliler ve anyonlar güçlü asitler hidrolize uğramazlar; yalnızca suda çözündüklerinde ayrışırlar. KCl, NaN03, NaS04 ve BaI tuzlarının çözeltilerinde ortam doğal.
Anyonla hidroliz
Etkileşim durumunda anyonlar tuzun suyla çözülmesi işlemine denir anyonda tuzun hidrolizi.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (ayrışma)
2) NO2 - + H20 ↔ HNO2 + OH - (hidroliz)
KNO2 tuzunun ayrışması tamamen meydana gelir, NO2 anyonunun hidrolizi çok küçük bir ölçüde meydana gelir (0,1 M çözelti için -% 0,0014 oranında), ancak bu, çözeltinin hale gelmesi için yeterlidir. alkalin(hidroliz ürünleri arasında bir OH - iyonu vardır), içerir P H = 8.14.
Anyonlar yalnızca hidrolize uğrar zayıf asitler (içinde bu örnekte– zayıf nitröz asit HNO 2'ye karşılık gelen nitrit iyonu NO 2). Zayıf bir asidin anyonu, suda bulunan hidrojen katyonunu çeker ve bu asidin bir molekülünü oluştururken, hidroksit iyonu serbest kalır:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Örnekler:
a) NaClO = Na + + ClO -
ClO - + H20 ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H20 ↔ HCN + OH -
c) Na 2 C03 = 2Na + + C03 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
d) K 3 PO 4 = 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 —
Lütfen (c-e) örneklerinde su moleküllerinin sayısını artıramayacağınızı ve hidroanyonlar (HCO 3, HPO 4, HS) yerine karşılık gelen asitlerin (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S) formüllerini yazamayacağınızı unutmayın. ). Hidroliz geri dönüşümlü bir reaksiyondur ve “sonuna kadar” (asit oluşumuna kadar) ilerleyemez.
Eğer H2C03 gibi kararsız bir asit, NaC03 tuzunun bir çözeltisinde oluşmuşsa, çözeltiden CO2 gazı salınımı gözlemlenecektir (H2C03 = C02 + H20). Bununla birlikte, soda suda çözüldüğünde, gaz çıkışı olmadan şeffaf bir çözelti oluşur; bu, yalnızca karbonik asit hidranyonları HCO3 - çözeltisinde ortaya çıkan anyonun hidrolizinin tamamlanmamış olduğunun kanıtıdır.
Tuzun anyonla hidroliz derecesi, hidroliz ürününün (asit) ayrışma derecesine bağlıdır. Asit ne kadar zayıfsa hidroliz derecesi de o kadar yüksek olur.Örneğin, CO 3 2-, PO 4 3- ve S 2- iyonları, H2 CO 3 ve H 2 S'nin ayrışması 2. aşamada olduğundan ve H 3'ten NO 2 iyonundan daha büyük ölçüde hidrolize edilir. 3. aşamada PO 4, HNO 2 asidinin ayrışmasından önemli ölçüde daha az ilerler. Bu nedenle, örneğin Na 2 CO 3, K 3 PO 4 ve BaS gibi çözümler son derece alkali(sodanın dokunulduğunda ne kadar sabunlu olduğundan bunu görmek kolaydır) .
Bir çözeltideki OH iyonlarının fazlalığı bir göstergeyle kolaylıkla tespit edilebilir veya özel cihazlarla (pH metre) ölçülebilir.
Anyon tarafından kuvvetli bir şekilde hidrolize edilen bir tuzun konsantre bir çözeltisinde ise,
örneğin Na2C03, alüminyum ekleyin, ardından ikincisi (amfoterisite nedeniyle) alkali ile reaksiyona girecek ve hidrojen salınımı gözlemlenecektir. Bu hidrolizin ek bir kanıtıdır çünkü soda çözeltisine NaOH alkali eklemedik!
Lütfen öde Özel dikkat orta kuvvette asitlerin tuzları üzerinde - ortofosforik ve sülfürlü. İlk aşamada bu asitler oldukça iyi ayrışır, dolayısıyla asidik tuzları hidrolize uğramaz ve bu tür tuzların çözelti ortamı asidiktir (tuzda hidrojen katyonunun varlığından dolayı). Ve orta tuzlar anyonda hidrolize olur - ortam alkalidir. Yani hidrosülfitler, hidrojen fosfatlar ve dihidrojen fosfatlar anyonda hidrolize olmaz, ortam asidiktir. Sülfit ve fosfatlar anyon tarafından hidrolize edilir, ortam alkalidir.
Katyonla hidroliz
Çözünmüş bir tuz katyonu suyla etkileşime girdiğinde bu işleme denir.
tuzun katyonda hidrolizi
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (ayrışma)
2) Ni 2+ + H2O ↔ NiOH + + H + (hidroliz)
Ni(NO3)2 tuzunun ayrışması tamamen meydana gelir, Ni2+ katyonunun hidrolizi çok küçük ölçüde meydana gelir (0,1 M çözelti için -% 0,001 oranında), ancak bu, ortamın asidik hale gelmesi için yeterlidir. (Hidroliz ürünleri arasında H+ iyonu mevcuttur).
Sadece az çözünen bazik ve amfoterik hidroksitler ve amonyum katyonu NH4+. Metal katyonu, hidroksit iyonunu su molekülünden ayırır ve hidrojen katyonu H +'yı serbest bırakır.
Hidrolizin bir sonucu olarak, amonyum katyonu zayıf bir baz - amonyak hidrat ve bir hidrojen katyonu oluşturur:
NH 4 + + H 2 Ö ↔ NH 3 H 2 Ö + H +
Hidroksokasyonlar (örneğin, NiOH +) yerine su moleküllerinin sayısını artıramayacağınızı ve hidroksit formülleri (örneğin, Ni(OH) 2) yazamayacağınızı lütfen unutmayın. Eğer hidroksitler oluşmuşsa, tuz çözeltilerinden gözlenmeyen çökelme oluşacaktır (bu tuzlar şeffaf çözeltiler oluşturur).
Fazla hidrojen katyonları bir göstergeyle kolaylıkla tespit edilebilir veya özel cihazlarla ölçülebilir. Katyon tarafından güçlü bir şekilde hidrolize edilen konsantre bir tuz çözeltisine magnezyum veya çinko eklenir ve ikincisi asitle reaksiyona girerek hidrojen açığa çıkarır.
Tuz çözünmezse, iyonlar su ile etkileşime girmediğinden hidroliz olmaz.
1). Hidroliz endotermik bir reaksiyon olduğundan sıcaklığın arttırılması hidrolizi artırır.
2). Hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun arttırılması, katyonla hidroliz durumunda hidrolizi zayıflatır. Benzer şekilde, bir anyonun hidrolizi durumunda, hidroksit iyonlarının konsantrasyonunun arttırılması hidrolizi zayıflatır.
3). Su ile seyreltildiğinde denge reaksiyona doğru kayar; sağa doğru hidroliz derecesi artar.
4). Yabancı maddelerin eklenmesi, bu maddeler reaksiyona katılanlardan biriyle reaksiyona girdiğinde denge konumunu etkileyebilir. Bu nedenle bir çözeltiye bakır sülfat eklendiğinde
2CuSO4 + 2H2O<=>(CuOH)2SO4 + H2SO4
sodyum hidroksit çözeltisi, içerdiği hidroksit iyonları hidrojen iyonları ile etkileşime girecektir. Sonuç olarak konsantrasyonları azalacak ve Le Chatelier ilkesine göre sistemdeki denge sağa kayacak ve hidroliz derecesi artacaktır. Ve aynı çözeltiye bir sodyum sülfit çözeltisi eklenirse, o zaman denge beklenebileceği gibi sağa kaymayacaktır (hidrolizin karşılıklı olarak artması), aksine tam tersine, bağlanmasından dolayı sola doğru kayacaktır. bakır iyonlarını pratik olarak çözünmeyen bakır sülfite dönüştürür.
5). Tuz konsantrasyonu. Bu faktörün dikkate alınması paradoksal bir sonuca yol açmaktadır: Le Chatelier ilkesine uygun olarak sistemdeki denge sağa doğru kayar, ancak hidroliz derecesi azalır.
Örnek,
Al(HAYIR 3 ) 3
Tuz katyona hidrolize olur. Bu tuzun hidrolizi aşağıdaki durumlarda arttırılabilir:
- çözeltiyi suyla ısıtın veya seyreltin;
- alkali çözelti (NaOH) ekleyin;
- Na2C03 anyonunda hidrolize olan bir tuz çözeltisi ekleyin;
- soğukta çözülür;
- mümkün olduğunca konsantre bir Al(NO3)3 çözeltisi hazırlayın;
- çözeltiye HCl gibi bir asit ekleyin
Poliasit bazların ve polibazik asitlerin tuzlarının hidrolizi aşamalar halinde gerçekleşir
Örneğin demir (II) klorürün hidrolizi iki adım içerir:
1. aşama
FeCl2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +
2. aşama
Fe(OH)Cl + HOH<=>Fe(OH)2 + HC1
Fe(OH) + + Cl - + H + + OH -<=>Fe( OH) 2 + H + + Cl -
Sodyum karbonatın hidrolizi iki adım içerir:
1. aşama
Na 2 CO 3 + HOH<=>NaHC03 + NaOH
C03 2- + 2Na + + H + + OH - =>HCO3 - + OH - + 2Na +
2. aşama
NaHC03 + H20<=>NaOH + H2C03
HCO 3 - + Na + + H + + OH -<=>H2C03 + OH - + Na +
Hidroliz geri dönüşümlü bir işlemdir. Hidrojen iyonları ve hidroksit iyonlarının konsantrasyonundaki bir artış reaksiyonun tamamlanmasını engeller. Hidrolize paralel olarak, ortaya çıkan zayıf baz (Fe(OH)2) güçlü bir asitle etkileşime girdiğinde ve ortaya çıkan zayıf asit (H2C03) bir alkali ile etkileşime girdiğinde bir nötrleştirme reaksiyonu meydana gelir.
Reaksiyon çözünmeyen bir baz ve/veya uçucu bir asit oluşumuyla sonuçlanırsa hidroliz geri döndürülemez şekilde ilerler:
Al 2 S 3 + 6H 2 Ö =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S
Suyla tamamen ayrışan tuzlar - Al 2 S 3 , sulu çözeltilerdeki bir değişim reaksiyonuyla elde edilemez, çünkü değişim yerine ortak bir hidroliz reaksiyonu meydana gelir:
2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl
2AlCl3 +3Na2S+6H2O=2Al(OH)3 ↓+6NaCl+3H2S(hidrolizin karşılıklı olarak arttırılması)
Bu nedenle susuz ortamlarda sinterleme veya diğer yöntemlerle elde edilirler, örneğin:
2Al+3S = t°C=Al 2 S 3
Hidroliz reaksiyonlarına örnekler
(NH 4) 2 CO 3 amonyum karbonat – tuz, zayıf asit ve zayıf baz. Çözünür. Katyon ve anyonda aynı anda hidrolize olur. Adım sayısı – 2.
Aşama 1: (NH4)2 CO3 +H2O ↔ NH4OH+NH4HCO3
2. aşama: NH4HCO3 +H20 ↔NH4OH +H2CO3
Amonyum hidroksit karbonik asitten daha güçlü bir elektrolit olduğundan çözeltinin reaksiyonu hafif alkalin pH >7'dir. Kd (NH4OH)>Kd (H2CO3)
CH 3 COONH 4 amonyum asetat – tuz, zayıf asit ve zayıf baz. Çözünür. Katyon ve anyonda aynı anda hidrolize olur. Adım sayısı – 1.
CH3COONH4 +H2O ↔NH4OH +CH3COOH
Çözeltinin reaksiyonu nötr pH = 7'dir, çünkü Kd (CH3COO H) = Kd (NH4OH))
K2HPO4– potasyum hidrojen ortofosfat- tuz, zayıf asit ve kuvvetli baz. Çözünür. Anyonda hidrolize olur. Adım sayısı – 2.
1. aşama: K 2 HPO 4 +H 2 O ↔KH 2 PO 4 +KOH
2. aşama: KH 2 PO 4 +H 2 O ↔H 3 PO 4 +KOH
Çözüm reaksiyonu 1. aşama hafif alkalipH=8,9 , çünkü hidrolizin bir sonucu olarak çözeltide OH - iyonları birikir ve hidroliz işlemi HPO 4 2- iyonlarının ayrışma sürecine üstün gelir ve H + iyonları verir (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3-)
Çözüm reaksiyonu 2 aşamalı hafif asidikpH=6,4 dihidrojen ortofosfat iyonlarının ayrışma süreci hidroliz sürecine üstün geldiğinden, hidrojen iyonları sadece hidroksit iyonlarını nötralize etmekle kalmaz, aynı zamanda fazla kalır, bu da ortamın hafif asidik reaksiyonuna neden olur.
Görev: Sodyum bikarbonat ve sodyum hidrosülfit çözeltilerinin ortamını belirleyin.
Çözüm:
1) Sodyum bikarbonat çözeltisindeki işlemleri ele alalım. Bu tuzun ayrışması iki aşamada gerçekleşir, ikinci aşamada hidrojen katyonları oluşur:
NaHCO3 = Na + + HCO3 - (I)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (II)
İkinci aşamanın ayrışma sabiti karbonik asidin K2'sidir ve 4,8∙10-11'e eşittir.
Sodyum bikarbonatın hidrolizi aşağıdaki denklemle açıklanmaktadır:
NaHC03 +H20 ↔ H2C03 +NaOH
HCO 3 - +H 2 O ↔H 2 CO 3 +OH -, sabiti şu şekildedir:
K g =K w /K 1 (H 2 CO 3) = 1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8.
Hidroliz sabiti ayrışma sabitinden gözle görülür derecede daha yüksektir, bu nedenle çözümNaHCO 3 alkali bir ortama sahiptir.
2) Sodyum hidrosülfit çözeltisindeki işlemleri ele alalım. Bu tuzun ayrışması iki aşamada gerçekleşir, ikinci aşamada hidrojen katyonları oluşur:
NaHSO3 = Na + + HSO3 - (I)
HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)
İkinci aşamanın ayrışma sabiti, 6.2∙10-8'e eşit olan sülfürik asidin K2'sidir.
Sodyum hidrosülfitin hidrolizi aşağıdaki denklemle açıklanmaktadır:
NaHSO 3 +H 2 O ↔H 2 SO 3 +NaOH
HSO 3 - +H 2 O ↔H 2 SO 3 +OH -, sabiti şöyledir:
K g =K w /K 1 (H 2 SO 3) = 1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13.
Bu durumda ayrışma sabiti hidroliz sabitinden daha büyüktür, dolayısıyla çözüm
NaHSO 3 asidik bir ortama sahiptir.
Görev: Amonyum siyanür tuzu çözeltisinin ortamını belirleyin.
Çözüm:
NH4CN ↔NH4 + + CN –
NH4 + + 2H20 ↔NH3 . H2O+H3O+
CN – + H 2 O ↔HCN + OH –
NH4CN +H20↔ NH4OH + HCN
K d (HCN) =7,2∙10-10; Kd (NH4OH) =1,8∙10 -5
Cevap: Katyon ve anyonla hidroliz, çünkü k o > k k, hafif alkali ortam, pH > 7
Su ve tuzun etkileşimi sırasında ortamın hidrojen indeksinde değişiklik olan zayıf ayrışmış bileşiklerin oluşma sürecine hidroliz denir.
Tuzların hidrolizi, ayrışma dengesindeki bir değişiklik nedeniyle bir su iyonunun az çözünen veya zayıf ayrışmış bileşikler oluşturacak şekilde bağlandığı zaman meydana gelir. Çoğunlukla bu süreç tersine çevrilebilir ve seyreltme veya artan sıcaklıkla güçlendirilir.
Hangi tuzların hidrolize uğradığını bulmak için, oluşumunda hangi bazların ve asitlerin kullanıldığını bilmeniz gerekir. Etkileşimlerinin birkaç türü vardır.
Bir baz ve zayıf bir asitten tuz elde edilmesi
Örnekler arasında alüminyum ve krom sülfürün yanı sıra amonyum asetat ve amonyum karbonat yer alır. Bu tuzlar suda çözündüğünde bazlar ve zayıf ayrışan asitler oluşturur. Prosesin tersine çevrilebilirliğini izlemek için tuz hidrolizinin reaksiyonuna ilişkin bir denklem oluşturmak gerekir:
Amonyum asetat + su ↔ amonyak + asetik asit
İyonik formda süreç şöyle görünür:
CH3COO- + NH4 + + H20 ↔ CH3COOH + NH4OH.
Yukarıdaki hidroliz reaksiyonunda, amonyak ve asetik asit, yani zayıf ayrışan maddeler oluşur.
Sulu çözeltilerin hidrojen indeksi (pH), doğrudan reaksiyon ürünlerinin bağıl kuvvetine, yani ayrışma sabitlerine bağlıdır. Asetik asidin ayrışma sabiti amonyum hidroksitin sabitinden daha az olduğundan, yani 1,75 ∙ 10 -5, 6,3 ∙ 10 -5'ten az olduğundan yukarıdaki reaksiyon hafif alkali olacaktır. Bazlar ve asitler çözeltiden uzaklaştırılırsa işlem tamamlanır.
Geri dönüşü olmayan hidroliz örneğini düşünün:
Alüminyum sülfat + su = alüminyum hidroksit + hidrojen sülfür
Bu durumda reaksiyon ürünlerinden biri uzaklaştırıldığı, yani çökeldiği için süreç geri döndürülemez.
Zayıf bir bazın güçlü bir asitle reaksiyona sokulmasıyla elde edilen bileşiklerin hidrolizi
Bu tip hidroliz, alüminyum sülfat, bakır klorür veya bromür ve ferrik veya amonyum klorürün ayrışma reaksiyonlarını tanımlar. İki aşamada meydana gelen ferrik klorür reaksiyonunu düşünün:
Birinci aşama:
Ferrik klorür + su ↔ ferrik hidroksiklorür + hidroklorik asit
Ferrik klorür tuzlarının hidrolizi için iyonik denklem şu şekildedir:
Fe 2+ + H 2 O + 2Cl - ↔ Fe(OH) + + H + + 2Cl -
Hidrolizin ikinci aşaması:
Fe(OH)+ + H 2 O + Cl - ↔ Fe(OH) 2 + H + + Cl -
Hidrokso grubu iyonlarının eksikliği ve hidrojen iyonlarının birikmesi nedeniyle FeCl2'nin hidrolizi ilk aşamada ilerler. Güçlü bir hidroklorik asit ve zayıf bir baz olan demir hidroksit oluşur. Bu tür reaksiyonlar durumunda ortamın asidik olduğu ortaya çıkar.
Güçlü bazlar ve asitlerin reaksiyona sokulmasıyla elde edilen hidrolize olmayan tuzlar
Bu tür tuzların örnekleri arasında kalsiyum veya sodyum klorürler, potasyum sülfat ve rubidyum bromür yer alır. Ancak bu maddeler suda çözündüklerinde nötr bir ortama sahip oldukları için hidrolize olmazlar. Bu durumda düşük ayrışan tek madde sudur. Bu ifadeyi doğrulamak için, sodyum klorür tuzlarının hidroklorik asit ve sodyum hidroksit oluşumu ile hidrolizi için bir denklem oluşturabilirsiniz:
NaCl + H20 ↔ NaOH + HCl
İyonik formda reaksiyon:
Na + + Cl - + H 2 O↔ Na + + OH - + H + + Cl -
H 2 O ↔ H + + OH -
Güçlü bir alkali ve zayıf bir asidin reaksiyonunun ürünü olarak tuzlar
Bu durumda tuzların hidrolizi, alkalin pH değerine karşılık gelen anyon yoluyla gerçekleşir. Örnekler arasında sodyum asetat, sodyum sülfat ve karbonat, potasyum silikat ve sülfat ve sodyum tuzu yer alır. hidrosiyanik asit. Örneğin, oluşturalım iyon moleküler denklemler sodyum sülfit ve asetat tuzlarının hidrolizi:
Sodyum sülfürün ayrışması:
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
Polibazik bir tuzun hidrolizinin ilk aşaması katyonda meydana gelir:
Na 2 S + H 2 O ↔ NaH S + NaOH
İyonik formdaki gösterim:
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Reaksiyon sıcaklığı arttırılırsa ikinci adım uygulanabilir:
HS - + H20 ↔ H2S + OH -
Örnek olarak sodyum asetatın kullanıldığı başka bir hidroliz reaksiyonunu ele alalım:
Sodyum asetat + su ↔ asetik asit + kostik soda.
İyonik formda:
CH3COO - + H20 ↔ CH3COOH + OH -
Reaksiyon sonucunda zayıf asetik asit oluşur. Her iki durumda da reaksiyonlar alkalin olacaktır.
Le Chatelier ilkesine göre reaksiyon dengesi
Diğerleri gibi hidroliz kimyasal reaksiyonlar geri döndürülebilir ve geri döndürülemez olabilir. Geri dönüşümlü reaksiyonlarda reaktiflerden biri tamamen tükenmezken, maddenin tamamen tüketilmesiyle geri dönüşü olmayan işlemler meydana gelir. Bunun nedeni, reaksiyonların dengesindeki bir değişime dayanan bir değişimdir. fiziksel özellikler Reaktiflerin basıncı, sıcaklığı ve kütle oranı gibi.
Le Chatelier ilkesi kavramına göre sistem, bir veya daha fazla değişiklik yapılıncaya kadar dengede kabul edilecektir. dış koşullar sürecin ilerlemesi. Örneğin maddelerden birinin konsantrasyonu azaldığında sistemin dengesi yavaş yavaş aynı reaktifin oluşumuna doğru kaymaya başlayacaktır. Tuzların hidrolizi aynı zamanda Le Chatelier prensibine uyma yeteneğine de sahiptir ve bu sayede süreç zayıflatılabilir veya güçlendirilebilir.
Artan hidroliz
Hidroliz, birkaç yolla tamamen geri döndürülemezlik noktasına kadar geliştirilebilir:
- OH - ve H + iyonlarının oluşum hızını artırın. Bunu yapmak için çözelti ısıtılır ve su tarafından ısı emiliminin artması, yani endotermik ayrışma nedeniyle bu gösterge artar.
- Su ekle.
- Ürünlerden birini dönüştürün gaz hali veya az çözünen bir maddeye bağlanır.
Hidroliz bastırma
Hidroliz süreci çeşitli yollarla bastırılabileceği gibi geliştirilebilir.
İşlemde oluşan maddelerden birini çözeltiye ekleyin. Örneğin, pH değeri 7 ise çözeltiyi alkalileştirmek veya tam tersi, reaksiyon ortamının pH değeri 7'den az olduğunda çözeltiyi asitleştirmek.
Hidrolizin karşılıklı olarak geliştirilmesi
Sistem dengeye ulaştığında hidrolizin karşılıklı olarak arttırılması uygulanır. Hadi halledelim spesifik örnek, farklı kaplardaki sistemlerin dengeye geldiği yer:
Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
C03 2- + H 2 O ↔ NCO 3 - + OH -
Her iki sistem de hafifçe hidrolize edilir, bu nedenle bunları birbirleriyle karıştırırsanız hidroksoinlerin ve hidrojen iyonlarının bağlanması meydana gelir. Sonuç olarak tuzların hidrolizi için moleküler denklemi elde ederiz:
Alüminyum klorür + sodyum karbonat + su = sodyum klorür + alüminyum hidroksit + karbondioksit.
Le Chatelier ilkesine göre sistemin dengesi reaksiyon ürünlerine doğru ilerleyecek ve hidroliz, çöken alüminyum hidroksitin oluşmasıyla tamamlanmaya ilerleyecektir. Sürecin bu şekilde yoğunlaşması ancak reaksiyonlardan birinin anyon, diğerinin katyon yoluyla ilerlemesi durumunda mümkündür.
Anyonla hidroliz
Tuzların sulu çözeltilerinin hidrolizi, iyonlarının su molekülleri ile birleştirilmesiyle gerçekleştirilir. Hidroliz yöntemlerinden biri anyonla, yani sulu bir H + iyonunun eklenmesiyle gerçekleştirilir.
Çoğunlukla, güçlü bir hidroksit ile zayıf bir asidin etkileşimi yoluyla oluşan tuzlar, bu hidroliz yöntemine tabi tutulur. Anyon ayrıştırıcı tuzların bir örneği, sodyum sülfat veya sülfitin yanı sıra potasyum karbonat veya fosfattır. Hidrojen indeksi yediden fazladır. Örnek olarak sodyum asetatın ayrışmasına bakalım:
Çözeltide bu bileşik bir katyon - Na + ve bir anyon - CH3COO - olarak bölünür.
Güçlü bir bazın oluşturduğu ayrışmış sodyum asetat katyonu suyla reaksiyona giremez.
Bu durumda asit anyonları H2O molekülleriyle kolayca reaksiyona girer:
CH3COO - + HON = CH3COOH + OH -
Sonuç olarak anyonda hidroliz meydana gelir ve denklem şu şekli alır:
CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH
Polibazik asitler hidrolize uğrarsa işlem birkaç aşamada gerçekleşir. İÇİNDE normal koşullar bu tür maddeler ilk aşamada hidrolize edilir.
Katyonla hidroliz
Katyonik hidroliz esas olarak güçlü bir asit ve bir bazın etkileşimi sonucu oluşan tuzları etkiler. düşük güç. Örnekler arasında amonyum bromür, bakır nitrat ve çinko klorür bulunur. Bu durumda hidroliz sırasında çözeltideki ortam yediden azına karşılık gelir. Örnek olarak alüminyum klorür kullanarak katyonla hidroliz işlemini ele alalım:
İÇİNDE sulu çözelti bir anyon - 3Cl - ve bir katyon - Al 3+ olarak ayrışır.
Güçlü hidroklorik asit iyonları suyla reaksiyona girmez.
Aksine, bazın iyonları (katyonları) hidrolize tabidir:
Al 3+ + HOH = AlOH 2+ + H +
Moleküler formda alüminyum klorürün hidrolizi aşağıdaki gibidir:
AlCl3 + H20 = AlOHCl + HCl
Normal koşullar altında ikinci ve üçüncü aşamalarda hidrolizin ihmal edilmesi tercih edilir.
Ayrışma derecesi
Tuzların herhangi bir hidroliz reaksiyonu, toplam molekül sayısı ile iyonik bir duruma geçebilen moleküller arasındaki oranı gösteren ayrışma derecesi ile karakterize edilir. Ayrışma derecesi çeşitli göstergelerle karakterize edilir:
- Hidrolizin meydana geldiği sıcaklık.
- Ayrışmış çözeltinin konsantrasyonu.
- Çözünebilir tuzun kökeni.
- Çözücünün kendisinin doğası.
Ayrışma derecesine göre, tüm çözeltiler güçlü ve zayıf elektrolitlere ayrılır ve bunlar da farklı çözücülerde çözündüğünde farklı dereceler sergiler.
Ayrışma sabiti
Bir maddenin iyonlara ayrışma yeteneğinin niceliksel bir göstergesi, denge sabiti olarak da adlandırılan ayrışma sabitidir. Konuşuyorum basit bir dille denge sabiti, iyonlara ayrışan elektrolitlerin ayrışmamış moleküllere oranıdır.
Ayrışma derecesinin aksine, bu parametre dış koşullara ve konsantrasyona bağlı değildir. tuzlu su çözeltisi Hidroliz işlemi sırasında. Polibazik asitler ayrıştığında, her adımdaki ayrışma derecesi daha az olur.
Çözeltilerin asit-baz özelliklerinin göstergesi
Hidrojen indeksi veya pH, bir çözeltinin asit-baz özelliklerini belirlemek için bir ölçüdür. Su sınırlı miktarlarda iyonlara ayrışır ve zayıf bir elektrolittir. Hidrojen indeksi hesaplanırken negatif bir formül kullanılır ondalık logaritmaçözeltilerde hidrojen iyonlarının birikmesi:
pH = -log[H + ]
- Alkali bir ortam için bu rakam yediden fazla olacaktır. Örneğin, [H + ] = 10 -8 mol/l, bu durumda pH = -log = 8, yani pH ˃ 7 olur.
- Asidik bir ortam için ise pH değerinin yediden küçük olması gerekir. Örneğin, [H + ] = 10 -4 mol/l, bu durumda pH = -log = 4, yani pH ˂ 7 olur.
- Nötr bir ortam için pH = 7.
Çoğu zaman, çözeltilerin pH'ını belirlemek için, pH'a bağlı olarak rengini değiştiren göstergelerin kullanıldığı ekspres bir yöntem kullanılır. Daha fazlası için kesin tanım iyonomerler ve pH metreler kullanın.
Hidrolizin kantitatif özellikleri
Diğerleri gibi tuzların hidrolizi kimyasal işlem, sürecin mümkün hale gelmesine uygun bir takım özelliklere sahiptir. En önemli niceliksel özellikler arasında hidroliz sabiti ve derecesi yer alır. Her birine daha yakından bakalım.
Hidroliz derecesi
Hangi tuzların hidrolize uğradığını ve hangi miktarda olduğunu bulmak için niceliksel bir gösterge kullanılır - hidrolizin bütünlüğünü karakterize eden hidroliz derecesi. Hidroliz derecesi, bir maddenin hidroliz yapabilen toplam molekül sayısından yüzde olarak yazılan kısmıdır:
h = n/N∙ %100,
burada hidroliz derecesi h'dir;
hidrolize tabi tutulan tuz parçacıklarının sayısı - n;
reaksiyona katılan tuz moleküllerinin toplam toplamı N'dir.
Hidroliz derecesini etkileyen faktörler şunları içerir:
- sürekli hidroliz;
- iyonların artan etkileşimi nedeniyle derecenin arttığı bir artışla sıcaklık;
- çözeltideki tuz konsantrasyonu.
Hidroliz sabiti
İkinci en önemli niceliksel özelliktir. İÇİNDE Genel görünüm tuzların hidrolizi için denklemler şu şekilde yazılabilir:
MA + OLMAYAN ↔ PZT + NA
Buradan denge sabitinin ve aynı çözeltideki su konsantrasyonunun sabit miktarlar olduğu sonucu çıkar. Buna göre bu iki göstergenin çarpımı da sabit bir değer yani hidroliz sabiti olacaktır. Genel olarak Kg şu şekilde yazılabilir:
Kg = ([NA]∙[MON])/[MA],
HA bir asittir,
MON - baz.
Fiziksel anlamda hidroliz sabiti, belirli bir tuzun hidroliz sürecine girme yeteneğini tanımlar. Bu parametre maddenin doğasına ve konsantrasyonuna bağlıdır.
