Атф + вода —> адф + фосфорная кислота + энергия

 

Приветствую вас, студенты группы Г-120!

Сегодня мы поговорим о гидролизе солейисреде водных растворов солей. А также выполним ПР№ 1 Определение рН раствора солей

1. Повторение д/з

1. Что мы называем оксидом? Какие типы оксидов знаете?

2. Из чего состоит соль? Серная и соляная к-ты – общее и отличие

3. Как записывается основание?

4. А что мы называем щелочью?

5. Как записываются неорганические кислоты?

6. Как различаются кислоты?

 

2. Изучение нового материала

Гидролиз

Гидролиз (греч. hydor - вода и lysis - разрушение) – процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз (вода) разрушает «слабое» – это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

o NaCl - производное основания NaOH и кислоты HCl

o KNO₃ - производное основания KOH и кислоты HNO₃

o CuSO₄ - производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄

o Al₃PO₄ - производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄

o Ca(NO₂)₂ - производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются слабыми, а какие – сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести нужный опыт – она  незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем интеллектуальном составляющем)

Гидролиз бывает необратимым и обратимым.

 

Если соль образована слабым нерастворимым основанием и слабой летучей кислотой, она существует только в сухом виде, так как в воде полностью разлагается, т. е. подвергается необратимому гидролизу, например:

Al2S3 + 6Н2O = 2Аl(ОН)3↓ + 3H2S↑

 

Кроме некоторых солей, необратимому гидролизу подвергаются многие бинарные (двухэлементные) соединения — фосфиды, нитриды, силициды, гидриды и т. д. Например:

Zn3P2 + 6Н2O = 3Zn(OH)2↓ + 2PH3↑

Эта реакция лежит в основе применения фосфида цинка в качестве зооцида, т. е. вещества, используемого для борьбы с животными-вредителями, прежде всего грызунами.

 

В органической химии необратимый гидролиз используется для получения ацетилена карбидным способом:

СаС2 + 2Н2O = Са(ОН)2 + C2H2↑

 

Результаты опыта, наверное, для вас неожиданны: только во второй пробирке индикаторная бумага показала нейтральную среду, тогда как в первой — щелочную, а в третьей — кислотную. Почему? Объяснить результаты эксперимента нам поможет понятие обратимый гидролиз.

Гидролиз солей происходит вследствие взаимодействия катиона металла или аниона кислотного остатка, входящих в состав соли, с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение, в водном растворе появляется избыток катионов водорода или гидроксид–анионов, обусловливающих кислотную или щелочную реакцию среды.

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, карбонат натрия Na₂CO₃ образован сильным основанием (щёлочью) — гидроксидом натрия NaOH и слабой угольной кислотой Н₂СО₃.

В зависимости от силы основания и кислоты как электролитов все соли можно разделить на четыре типа. Рассмотрим поведение солей различных типов в водных растворах.

✅ 1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, например карбонат натрия:

Карбонат натрия хорошо растворим в воде и полностью диссоциирует на ионы:

Угольная кислота — слабый электролит. Следовательно, катионы водорода прочно удерживаются карбонат–анионом и с трудом отщепляются в раствор. Верно и обратное: карбонат-анион СО₃^2– легко присоединяет катион водорода Н⁺, отрывая его у молекулы воды. Карбонат-анион при этом превращается в гидрокарбонат, а от молекулы воды в растворе остаётся анион ОН^–:

Мы записали ионное уравнение гидролиза. В результате этого процесса в растворе накапливаются гидроксид-анионы, определяющие щелочную реакцию среды. В данном случае говорят, что идёт гидролиз по аниону.

Молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия имеет вид

✅ 2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Рассмотрим пример гидролиза хлорида цинка:

В водном растворе хлорид цинка полностью диссоциирует:

Гидролизу подвергается тот ион, который принадлежит слабому электролиту, поэтому данная соль гидролизуется по катиону. Отрывая от молекулы воды гидроксид-анион, катион Zn²⁺ способствует накоплению в растворе катионов водорода:

Молекулярное уравнение гидролиза легко записать, если в ионном уравнении дописать хлорид-анионы:

Реакцию среды в растворе данной соли определяет наличие катионов Н⁺: среда кислотная.

✅ 3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Такие соли подвергаются гидролизу по катиону и по аниону. Катион и анион делят между собой молекулу воды, присоединяя соответственно гидроксид–анион и катион водорода. Например, ацетат аммония:

В растворе ацетата аммония среда нейтральная, поскольку нет избытка ни катионов водорода, ни гидроксид-анионов.

Необратимо гидролизуются и по катиону, и по аниону соли слабого нерастворимого основания и слабой летучей кислоты, что было рассмотрено в начале конспекта.

✅ 4. Не гидролизуются соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой. В водном растворе подобных солей катионы металла (щелочного или щёлочноземельного) и анионы кислотного остатка окружены гидратными оболочками, взаимодействия с молекулами воды не происходит, поскольку это не приводит к образованию слабого электролита. Реакция среды в растворе таких солей нейтральная.

KNO₃+H₂O¹

KClO₄+H₂O¹

Гидролизу подвергается не вся соль, а лишь её часть, т.е. в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием. Поэтому часть вещества, подвергающаяся гидролизу, характеризуется степенью гидролиза. Степень гидролиза зависит от константы равновесия, температуры и концентрации соли, а также от её природы. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза соли.

       Константа гидролиза соли К_г характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше К_г, тем в большей степени протекает гидролиз (при постоянстве Т и концентрации соли).

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, равна:

К_г= , где К_{кислоты} – константа диссоциации кислоты. Анализ уравнения показывает, что чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу её соли.

Константа гидролиза соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, равна:

К_г= , где К_{основания} – константа диссоциации основания. Анализ уравнения показывает, что чем слабее основание, тем в большей степени подвергаются гидролизу им образованные соли.

Константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, равна:

К_г= .

       Зависимость степени гидролиза от концентрации соли проявляется в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза растёт. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из рассмотренного ранее принципа Ле Шателье: степень гидролиза растёт с повышением температуры. Поэтому для ослабления гидролиза растворы необходимо хранить концентрированными и при низких температурах. Для солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием, фактором подавления гидролиза является подкисление раствора, а в случае соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, таковым фактором является подщелачивание раствора.

       Процесс гидролиза может протекать ступенчато, например:

Na₂CO₃+H₂O=NaHCO₃+NaOH

CO₃^2- +H₂O=HCO₃^- +OH^-

I ступень

NaHCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH

HCO₃^- +H₂O=H₂CO₃+OH^-

II ступень

 

Как видно из уравнения реакции гидролиза, в первой ступени образуется гидрокарбонат ион, диссоциация которого характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты, а во второй ступени происходит гидролиз кислой соли с образованием угольной кислоты, диссоциацию которой характеризует первая константа её диссоциации. Поэтому можно связать константу гидролиза по первой ступени К₁ со второй константой диссоциации кислоты К_{2 кисл}, а константу гидролиза по второй ступени К₂ с первой константой диссоциации кислоты К_{1 кисл}:

К₁= >К₂= .

Гидролиз по первой ступени всегда протекает в большей степени, чем по второй. Аналогично протекает гидролиз соли, образованной слабым основанием многовалентного металла.

       Особенно глубоко протекает гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, т.к. константа гидролиза для этого случая обратно пропорциональна произведению констант диссоциации кислоты и основания, т.е. её значение крайне велико.

       Согласно протонной теории кислот и оснований гидролиз можно представить как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Примером может служить гидролиз иона аммония:

NH₄⁺+H₂O= H₃О⁺+NH₃.

Термин «гидролиз» не должен ассоциироваться только с гидролизом солей. Это понятие значительно шире, а гидролиз солей – это лишь небольшая часть химических процессов, связанных с разложением веществ водой.

Реакции разложения органических соединений водой также называются гидролизом. Эти реакции играют исключительно важную роль и в промышленности, и в биологических процессах. В курсе органической химии вы изучали гидролиз сложных эфиров, ди- и полисахаридов, белков и других органических веществ.

Существует особая отрасль деревообрабатывающей промышленности, которая так и называется — гидролизная. Малоценные отходы лесопереработки (щепа, опилки, стружки), содержащие до 50% органического полисахарида целлюлозы, нагревают при повышенном давлении в присутствии серной кислоты (в качестве катализатора). В результате происходит гидролиз целлюлозы с образованием её мономера — глюкозы:

 

Полученные глюкозо-содержащие сиропы сбраживают и получают гидролизный этиловый спирт:

Важное значение имеют процессы гидролиза в живой природе. Основными компонентами пищи человека являются жиры, белки и углеводы. В пищеварительном тракте они подвергаются гидролизу с образованием аминокислот, глицерина и жирных кислот, глюкозы. Из этих «строительных кирпичиков» организм синтезирует свои собственные белки, жиры и углеводы.

Основу жизненных процессов составляет не только обмен веществ, но и обмен энергии. В энергетическом обмене главную роль играет аденозинтрифосфорная кислота (АТФ). Её молекулы гидролизуются с отщеплением остатков фосфорной кислоты и высвобождением энергии (40—60 кДж/моль):

 

Энергия расходуется на основной обмен (поддержание температуры, рост клеток, движение и др.).

В ходе обратной реакции выделяемая за счёт окисления органических веществ энергия вновь накапливается в АТФ, которая синтезируется из аденозиндифосфорной кислоты (АДФ):