Гидролиз


Слово «гидролиз» радикально означает «разложение водой».

Гидролизом называется всякое взаимодействие вещества с водой обменного характера, рассуждение которой составные части вещества соединяются с составными частями воды. Например, сложные эфиры раскладываются водой с образованием смеси кислоты и спирта:

Хлорид фосфора(III) поддается гидролизу, учить фосфористу и соляную кислоты:

На практике особенно почасту приходится мать занятие с гидролизом солей.

Естественно допустить, сколько растворы средних солей, которые являются продуктами полного замещения протонов в молекулах кислот катионами металла, должны иметь нейтральную реакцию среды. Однако это наука оказывается справедливым токмо в отношении солей, образованных сильными кислотами и сильными основами. Соли, образованные слабой кислотой и сильной alias основой, напротив, сильной кислотой и слабой основой, не дают рассуждение растворении в воде нейтральной реакции среды. Например, раствор хлорида железа(III) дает кислую реакцию среды, которая указывает для рассуждение ионов водорода (ионов гидроксония); раствор карбоната натрия имеет щелочную среду, обусловленную присутствием в нем гидроксид-ионив.

Если секрет образованная слабой кислотой и слабой основой, то воздействие раствора зависит помощью относительной силы, сколько образуются в результате гидролиза кислоты и основы. Например, из двух слабых электролитов, которые образуют цианид аммонию, менее слабым электролитом является гидроксид аммонию, сколько подтверждается значениями констант диссоциации: Кд(Nh4oh)=1,79• 10–5; Кд(HCN)= 7,90• 10–10. Выходит, раствор цианида аммонию довольно слабощелочным. Раствор ацетата аммонию довольно нейтральным, потому сколько константы диссоциации уксусной кислоты и гидроксиду аммонию приблизительно одинаковые: Кд(Ch3cooh)=1,86• 10–5; Кд(Nh4oh)= 1,79• 10–5.

Эти явления можно объяснить взаимодействием ионов растворенной соли с диполями воды, в результате которого образуется избыток водородных ионов (ионы гидроксония) alias гидроксид-ионов.

Оборотная воздействие обмена между ионами растворенной соли и ионами воды, которая приводит к образованию малодисоцийованих частиц ( молекулы alias ионы), зовется гидролизу соли.

Количественно гидролиз солей может быть охарактеризован степенью гидролиза и константой гидролиза.

Константа гидролиза и звание гидролиза 1. Соль, образованная слабой кислотой и сильной основой. Уравнение гидролиза соли ацетата натрия в молекулярной форме: В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя к этому оборотному процессу обыкновенный действующих масс, запишем речь для скоростей беспристрастный и обратной реакций: где k1 и k2 – константы скорости беспристрастный и обратной реакций соответственно.

Как и всякий другой оборотный процесс, воздействие гидролиза заканчивается установлением химического равновесия, то убегать такого состояния системы, если скорости беспристрастный и обратной реакций уровни: v1 = v2.

Видкиля

Константа химического равновесия К равняется отношению константы скорости беспристрастный реакции к константе скорости обратной реакции.

Таким образом

Концентрацию воды в растворе допускается оценивать величиной постоянной, потому объединим [НОН] и К.

где Кг – константа гидролиза.

Известно, сколько где К(H2o) – ионное плод воды.

Подставляя речь для в уравнение константы гидролиза (1), одержимо:

Однако

Тогда радикально имеем:

Степенью гидролиза называется жизнь количества гидролизовавшей соли к общему количеству растворенной соли.

Определим звание гидролиза соли, образованным слабой кислотой и сильной основой. Пусть в реакции гидролизу соли ацетата натрия начальная концентрация ее, а выходит, и ацетатов-ионов (потому сколько секрет – глубокий электролит) равняется с. Тогда равновесные концентрации примут значение:

Отобразим эти выражения в уравнение константы гидролиза (1):

Воспользовавшись уравнением (2), одержимо: 2. Соль, образованная сильной кислотой и слабой основой. Уравнение гидролизу соли хлорида аммонию в молекулярной форме:

В ионной форме уравнение имеет вид:

Применяя обыкновенный действующих масс, запишем:

В состоянии химического равновесия v1=v2, потому

Видкиля

Совмещая [НОН] и К, одержимо:

Известно, что

Подставим это речь в уравнение (5) и одержимо:

Зная, что имеем окончательное выражение:

Выведем уравнение для степени гидролиза соли, образованной слабой основой и сильной кислотой.

Пусть в реакции гидролиза соли хлорида аммонию ее начальная концентрация, а выходит, и концентрация катионов аммонию (потому сколько секрет – глубокий электролит) равняется с. Тогда равновесные концентрации приобретут значение:

Подставим эти выражения в уравнение для константы гидролиза (5):

Воспользовавшись уравнением (6), одержимо:

Превратим уравнение (7): 3. Соль, образованная слабой кислотой и слабой основой. Уравнение гидролиза соли цианида аммонию в молекулярной и ионной формах:

Применим обыкновенный действующих масс к данному оборотному процессу:

В состоянии химического равновесия прыть беспристрастный реакции равняется скорости обратной реакции:

Константа химического равновесия – это жизнь константы скорости беспристрастный реакции к константе скорости обратной реакции:

Как и в предыдущих случаях, объединим K и [НОН]:

Умножим числитель и знаменателя в уравнении (9) для величину ионного произведения воды:

Зная, что превратим речь для константы гидролизу (10).

В итоге одержимо:

Выражаемый звание гидролиза соли, образованным слабой кислотой и слабой основой.

Пусть исходная концентрация соли цианида аммонию в реакции гидролиза равняется с. Исходные концентрации катиона аммонию и цианида-аниона также можно оценивать ровными из (помня, сколько секрет – глубокий электролит). Тогда равновесные концентрации примут значение: Подставляя речь равновесных концентраций в уравнение константы гидролиза (9) одержимо:

Равняемся правые части уравнений (11) и (12):

Из уравнений (4), (8), (13) выплывает, сколько звание гидролиза тем более: чем больше величина К(H2o), то убегать чем выше температура, потому сколько ионное плод воды растет с повышением температуры; чем меньше константы диссоциации Кд электролитов, которые образуют соль, то убегать чем слабее электролиты, делянка которых входят в состав соли; чем меньше концентрация соли в растворе, то убегать чем больше звание разведения раствора (вывод выплывает из уравнений (4) и (8)).

Например, рассуждение добавлении к раствору хлорида горна(III) дистиллированной воды наблюдается конструкция осадка Sbocl, сколько свидетельствует о протекании реакции гидролиза соли Sbcl3 согласно будущий ступини. Именно вторая звание гидролиза хлорида горна(III) приводит к образованию главный соли Sb(ОН) 2сl, разделение которой и дает осадок хлориду оксосурьми.

Таким образом, разбавляя раствор, смещаем равновесие реакции гидролиза вправо.

Если гидролиз – явление нежелательное, то подвизаться нуждаться с концентрированными растворами рассуждение сниженных температурах. Полезно также прибавить к раствору соли избыток один из продуктов, которые образуются рассуждение гидролизе, ( кислоты alias луга, в зависимости помощью реакции среды раствора), тем самым способствуя сдвигу химического равновесия реакции влево в соответствии с принципом Ле Шателье.

Да, если к раствору с осадком Sbосl долить соляную кислоту, то осадок растворится. Если после еще в раствор прибавить воду, то наблюдается повторное конструкция осадка.

Описанные явления согласятся из прежде сделанными выводами о влиянии разведения раствора для звание гидролиза, а также подтверждают оборотный облик процесса и дерзать сдвига химического равновесия реакции гидролиза.