Гидролиз органических веществ. Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы

Особенности

Гидролиз органических соединений

Обратимый и необратимый гидролиз

Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й

Уравнения реакций

10.

11. СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ

12. СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II)

13. СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ

14.

Процесс образования слабодиссоциированных соединений с изменением водородного показателя среды при взаимодействии воды и соли называется гидролизом.

Гидролиз солей происходит в случае связывания одного иона воды с образованием труднорастворимых или слабодиссоциированных соединений за счет смещения равновесия диссоциации. По большей части этот процесс является обратимым и при разбавлении или увеличении температуры усиливается.

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу, необходимо знать, какие по силе при ее образовании использовались основания и кислоты. Существует несколько видов их взаимодействий.

Получение соли из основания и кислоты слабой силы

Примерами могут служить сульфид алюминия и хрома, а также аммоний ускуснокислый и карбонат аммония. Данные соли при растворении в воде образуют основания и слабодиссоциирующие кислоты. Чтобы проследить обратимость процесса, необходимо составить уравнение реакции гидролиза солей:

Аммоний уксуснокислый + вода ↔ аммиак + уксусная кислота

В ионном виде процесс выглядит как:

CH 3 COO- + NH 4 + + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.

В вышеприведенной реакции гидролизации образуются аммиак и уксусная кислота, то есть слабодиссоциирующие вещества.

Водородный показатель водных растворов (рН) напрямую зависит от относительной силы, то есть констант диссоциации продуктов реакции. Приведенная выше реакция будет слабощелочной, так как постоянная распада уксусной кислоты меньше константы гидроокиси аммония, то есть 1,75 ∙ 10 - 5 меньше, чем 6,3 ∙ 10 -5 . Если основания и кислоты удаляются из раствора, тогда процесс происходит до конца.

Рассмотрим пример необратимого гидролиза:

Сульфат алюминия + вода = гидроокись алюминия + сероводород

В этом случае процесс необратим, потому как один из продуктов реакции удаляется, то есть выпадает в осадок.

Гидролиз соединений, полученных взаимодествием слабого основания с сильной кислотой

Этот тип гидролиза описывают реакции разложения сульфата алюминия, хлорида или бромида меди, а также хлорида железа или аммония. Рассмотрим реакцию хлорида железа, которая протекает в две стадии:

Стадия первая:

Хлорид железа + вода ↔ гидроксохлорид железа + соляная кислота

Ионное уравнение гидролиза солей хлорида железа принимает вид:

Fe 2+ + Н 2 О + 2Cl - ↔ Fe(OH) + + Н + + 2Cl -

Вторая стадия гидролиза:

Fe(OH)+ + Н 2 О + Cl - ↔ Fe(OH) 2 + Н + + Cl -

По причине дефицита ионов гидроксогруппы и накапливания ионов водорода гидролиз FeCl 2 протекает по первой стадии. Образуется сильная соляная кислота и слабое основание - гидрокись железа. В случае подобных реакций среда получается кислой.

Негидролизующиеся соли, полученные путем взаимодействия сильных оснований и кислот

Примером таких солей могут быть хлориды кальция или натрия, сульфат калия и бромид рубидия. Однако приведенные вещества не гидролизуются, так как при растворении в воде имеют нейтральную среду. Единственным малодиссоциирующим веществом в этом случае является вода. Для подтверждения этого утверждения можно составить уравнение гидролиза солей хлорида натрия с образованием кислоты соляной и гидроокиси натрия:

NaCl + Н 2 О ↔ NaOH + HCl

Реакция в ионном виде:

Na + + Cl - + Н 2 О↔ Na + + ОН - + Н + + Cl -

Н 2 О ↔ Н + + ОН -

Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы

В данном случае гидролиз солей протекает по аниону, что соответствует щелочной среде водородного показателя. В качестве примеров можно назвать ацетат, сульфат и карбонат натрия, силикат и сульфат калия, а также натриевую соль синильной кислоты. Например, составим ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей сульфида и ацетата натрия:

Диссоциация сульфида натрия:

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

Первая стадия гидролиза многоосновной соли, происходит по катиону:

Na 2 S + Н 2 О ↔ NaH S + NaOH

Запись в ионном виде:

S 2- + Н 2 О ↔ HS - + ОН -

Вторая ступень осуществима в случае повышения температуры реакции:

HS - + Н 2 О ↔ H 2 S + ОН -

Рассмотрим еще одну реакцию гидролиза на примере натрия уксуснокислого:

Натрий уксуснокислый + вода ↔ уксусная кислота + едкий натр.

В ионном виде:

CH 3 COO - + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + ОН -

В результате реакции образуется слабая уксусная кислота. В обоих случаях реакции будут иметь щелочную среду.

Равновесие реакции по принципу Ле-Шателье

Гидролиз, как и остальные химические реакции, бывает обратимым и необратимым. В случае обратимых реакций один из реагентов расходуется не весь, в то время как необратимые процессы протекают с полным расходом вещества. Это связано со смещением равновесия реакций, которое основано на изменении физических характеристик, таких как давление, температура и массовая доля реагентов.

Согласно понятию принципа Ле-Шателье, система будет считаться равновесной до тех пор, пока на нее не будет изменено одно или несколько внешних условий протекания процесса. К примеру, при уменьшении концентрации одного из веществ равновесие системы постепенно начнет смещаться в сторону образования этого же реагента. Гидролиз солей также имеет способность подчиняться принципу Ле-Шателье, с помощью которого можно ослабить или усилить протекание процесса.

Усиление гидролиза

Гидролиз можно усилить до полной необратимости несколькими способами:

• Повысить скорость образования ионов ОН - и Н + . Для этого нагревают раствор, и за счет увеличения поглощения теплоты водой, то есть эндотермической диссоциации, этот показатель повышается.
• Прибавить воды.
• Перевести один из продуктов в газообразное состояние либо связать в тяжело растворимое вещество.

Подавление гидролиза

Подавить процесс гидролизации, так же как и усилить, можно несколькими способами.

Ввести в раствор один из образующихся в процессе веществ. Например, подщелачивать раствор, в случае если рН˃7, или же наоборот подкислять, где реакционная среда меньше 7 по водородному показателю.

Взаимное усиление гидролиза

Взаимное усиление гидролизации применяется в том случае, если система стала равновесной. Разберем конкретный пример, где системы в разных сосудах стали равновесны:

Al 3+ + Н 2 О ↔ AlOH 2+ + Н +

СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ОН -

Обе системы мало гидролизованы, поэтому, если смешать их друг с другом, произойдет связывание гидроксоинов и ионов водорода. В результате получим молекулярное уравнение гидролиза солей:

Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = хлорид натрия + гидроокись алюминия + диоксид углерода.

По принипу Ле-Шателье равновесие системы перейдет в сторону продуктов реакции, а гидролиз пройдет до конца с образованием гидроксида алюминия, выпавшего в осадок. Такое усиление процесса возможно лишь в том случае, если одна из реакций протекает по аниону, а другая по катиону.

Гидролиз по аниону

Гидролиз водных растворов солей осуществляется за счет соединения их ионов с молекулами воды. Один из способов гидролизации производится по аниону, то есть прибавление водного иона Н + .

В большинстве своем этому способу гидролиза подвержены соли, которые образуются посредством взаимодействия сильного гидроксида и слабой кислоты. Примером солей, разлагающихся по аниону, может выступать сульфат или сульфит натрия, а также карбонат или фосфат калия. Водородный показатель при этом более семи. В качестве примера разберем диссоциацию натрия уксуснокислого:

В растворе это соединение разделяется на катион - Na + , и анион - СН 3 СОО - .

Катион диссоциированного натрия уксуснокислого, образованный сильным основанием, не может вступить в реакцию с водой.

При этом анионы кислоты с легкостью реагируют с молекулами Н 2 О:

СН 3 СОО - + НОН = СН 3 СООН +ОН -

Следовательно, гидролизация осуществляется по аниону, и уравнение принимает вид:

CH3COONa + НОН = СН 3 СООН + NaOH

В случае, если гидролизу подвергаются многоосновные кислоты, процесс происходит в несколько стадий. В нормальных условиях подобные вещества гидролизуются по первой стадии.

Гидролиз по катиону

Катионному гидролизу в основном подвержены соли, образованные путем взаимодействия сильной кислоты и основания малой силы. Примером служит бромид аммония, нитрат меди, а также хлорид цинка. При этом среда в растворе при гидролизации соответствует менее семи. Рассмотрим процесс гидролиза по катиону на примере хлорида алюминия:

В водном растворе он диссоциирует на анион - 3Cl - и катион - Al 3+ .

Ионы сильной хлороводородной кислоты не взаимодействуют с водой.

Ионы (катионы) основания, напротив, подвержены гидролизу:

Al 3+ + НОН = AlOH 2+ + Н +

В молекулярном виде гидролизация хлорида алюминия выглядит следующим образом:

AlCl3 + Н 2 О = AlOHCl + HCl

При нормальных условиях предпочтительно пренебрегать гидролизацией по второй и третьей ступени.

Степень диссоциации

Любая реакция гидролиза солей характеризуется степенью диссоциации, которая показывает отношение между общим числом молекул и молекулами, способными переходить в ионное состояние. Степень диссоциации характеризуется несколькими показателями:

• Температура, при которой осуществляется гидролиз.
• Концентрация диссоциируемого раствора.
• Происхождение растворяемой соли.
• Природа самого растворителя.

По степени диссоциации все растворы делятся на сильные и слабые электролиты, которые, в свою очередь, при растворении в различных растворителях проявляют разную степень.

Константа диссоциации

Количественным показателем возможности вещества распадаться на ионы является константа диссоциации, также называемая константой равновесия. Говоря простым языком, постоянная равновесия есть отношение разложившихся на ионы электролитов к непродиссоциированным молекулам.

В отличие от степени диссоциации, этот параметр не зависит от внешних условий и концентрации солевого раствора в процессе гидролизации. При диссоциации многоосновных кислот степень диссоциации на каждой ступени становится на порядок меньше.

Показатель кислотно-основных свойств растворов

Водородный показатель или рН - мера для определения кислотно-основных свойств раствора. Вода в ограниченном количестве диссоциирует на ионы и является слабым электролитом. При расчете водородного показателя используют формулу, которая является отрицательным десятичным логарифмом скопления водородных ионов в растворах:

рН = -lg[Н + ]

• Для щелочной среды этот показатель будет равен более семи. Например, [Н + ] = 10 -8 моль/л, тогда рН = -lg = 8, то есть рН ˃ 7.
• Для кислой среды, напротив, водородный показатель должен быть менее семи. Например, [Н + ] = 10 -4 моль/л, тогда рН = -lg = 4, то есть рН ˂ 7.
• Для нейтральной среды, рН = 7.

Очень часто для определения рН-растворов используют экспресс-метод по индикаторам, которые, в зависимости от рН, меняют свой цвет. Для более точного определения пользуются иономерами и рН-метрами.

Количественные характеристики гидролиза

Гидролиз солей, как и любой другой химический процесс, имеет ряд характеристик, в соответствии с которыми протекание процесса становится возможным. К наиболее значимым количественным характеристикам относится константа и степень гидролиза. Остановимся подробнее на каждом из них.

Степень гидролиза

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу и в каком количестве, используют количественный показатель - степень гидролиза, который характеризует полноту протекания гидролизации. Степенью гидролиза называют часть вещества от общего количества молекул, способного к гидролизации, записывается в процентном соотношении:

h = n/N∙ 100%,

где степень гидролиза - h;

количество частиц соли, подвергнутых гидролизации - n;

общая сумма молекул соли, участвующих в реакции - N.

К факторам, влияющим на степень гидролизации, относятся:

• постоянная гидролизации;
• температура, при повышении которой степень возрастает за счет усиления взаимодействия ионов;
• концентрация соли в растворе.

Константа гидролиза

Она является второй по значимости количественной характеристикой. В общем виде уравнения гидролиза солей можно записать как:

МА + НОН ↔ МОН + НА

Отсюда следует, что константа равновесия и концетрация воды в одном и том же растворе есть величины постоянные. Соответственно, произведение этих двух показателей будет также постоянной величиной, что и означает константу гидролиза. В общем виде Кг можно записать, как:

Кг = ([НА]∙[МОН])/[МА],

где НА - кислота,

МОН - основание.

В физическом смысле константа гидролиза описывает способность определенной соли подвергаться процессу гидролизации. Этот параметр зависит от природы вещества и его концентрации.

Транскрипт

1 ГИДРОЛИЗ ОРГАНИЧЕСКИХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

2 Гидро лиз (от древне греческого «ὕδωρ» вода и «λύσις» разложение) один из видов химических реакций, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: - соли, углеводы, жиры, сложные эфиры и др. имеет существенные различия

3 Гидролиз органических веществ Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций при участии ФЕРМЕНТОВ. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов БЕЛКИ расщепляются на АМИНОКИСЛОТЫ, ЖИРЫ на ГЛИЦЕРИН и ЖИРНЫЕ КИСЛОТЫ, ПОЛИСАХАРИДЫ (например, крахмал и целлюлоза) на МОНОСАХАРИДЫ (например, на ГЛЮКОЗУ), НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ на свободные НУКЛЕОТИДЫ. При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.

4 1. Гидролиз органических соединений жиры гидролизуются с получением глицерина и карбоновых кислот (с NaOH омыление):

5 крахмал и целлюлоза гидролизуются до глюкозы:

7 ТЕСТ 1. При гидролизе жиров образуются 1) спирты и минеральные кислоты 2) альдегиды и карбоновые кислоты 3) одноатомные спирты и карбоновые кислоты 4) глицерин и карбоновые кислоты ОТВЕТ: 4 2. Гидролизу подвергается: 1) Ацетилен 2) Целлюлоза 3) Этанол 4) Метан ОТВЕТ: 2 3. Гидролизу подвергается: 1) Глюкоза 2) Глицерин 3) Жир 4) Уксусная кислота ОТВЕТ: 3

8 4. При гидролизе сложных эфиров образуются: 1) Спирты и альдегиды 2) Карбоновые кислоты и глюкоза 3) Крахмал и глюкоза 4) Спирты и карбоновые кислоты ОТВЕТ: 4 5. При гидролизе крахмала получается: 1) Сахароза 2) Фруктоза 3) Мальтоза 4) Глюкоза ОТВЕТ: 4

9 2. Обратимый и необратимый гидролиз Почти все рассмотренные реакции гидролиза органических веществ обратимы. Но есть и необратимый гидролиз. Общее свойство необратимого гидролиза - один (лучше оба) из продуктов гидролиза должен быть удален из сферы реакции в виде: - ОСАДКА, - ГАЗА. СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂ При гидролизе солей: Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃ + 3CH₄ Al₂S₃ + 6 H₂O CaH₂ + 2 H₂O = 2 Al(OH)₃ + 3 H₂S = 2Ca(OH)₂ + H₂

10 Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й Гидролиз солей разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде («связывание ионов»). Различают обратимый и необратимый гидролиз солей. 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону). 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону). 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания (необратимый) Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу

12 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону): (раствор имеет щелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени) 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону): (раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

13 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания: (равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа). Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален.

14 СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ NaOH сильное основание Na₂CO₃ H₂CO₃ слабая кислота > [H]+ ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по АНИОНУ

15 Первая ступень гидролиза Na₂CO₃ + H₂O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H₂O Na+ + OH + Na+ + HCO₃ CO₃ ² + H₂O OH + HCO₃ Вторая ступень гидролиза NaHCO₃ + H₂O = NaOH + H₂CO ₃ CO₂ H₂O Na+ + HCO₃ + H₂O = Na+ + OH + CO₂ + H₂O HCO₃ + H₂O = OH + CO₂ + H₂O

16 СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II) Cu(OH)₂ слабое основание CuCl₂ HCl сильная кислота < [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

17 Первая ступень гидролиза CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H₂O (CuOH)+ + H+ Вторая ступень гидролиза (СuOH)Cl + H₂O Cu(OH)₂ + HCl (Cu OH)+ + Cl + H₂O Cu(OH)₂ + H+ + Cl (CuOH)+ + H₂O Cu(OH)₂ + H+

18 СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ Al₂S₃ Al(OH)₃ H₂S слабое основание слабая кислота = [H]+ НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ СРЕДЫ гидролиз необратимый

19 Al₂S₃ + 6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S ГИДРОЛИЗ ХЛОРИДА НАТРИЯ NaCl NaOH HCl сильное основание сильная кислота = [ H ]+ НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ СРЕДЫ гидролиз не идет NaCl + H₂O = NaOH + HCl Na+ + Cl + H₂O = Na+ + OH + H+ + Cl

20 Преобразование земной коры Обеспечение слабощелочной среды морской воды РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ЖИЗНИ ЧЕЛОВЕКА Стирка Мытье посуды Умывание с мылом Процессы пищеварения

21 Напишите уравнения гидролиза: А) К₂S Б)FeCl₂ В) (NH₄)₂S Г) BaI₂ K₂S: KOH - сильное основание H₂S слабая кислота ГИДРОЛИЗ ПО АНИОНУ СОЛЬ КИСЛАЯ СРЕДА ЩЕЛОЧНАЯ K₂S + H₂O KHS + KOH 2K+ + S ² + H₂O K+ + HS + K+ + OH S ² + H₂O HS + OH FeCl₂ : Fe(OH)₂ - слабое основание HCL - сильная кислота ГИДРОЛИЗ ПО КАТИОНУ СОЛЬ ОСНОВНАЯ СРЕДА КИСЛАЯ FeCl₂ + H₂O (FeOH)Cl + HCl Fe+² + 2Cl + H₂O (FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+

22 (NH₄)₂S: NH₄OH - слабое основание; H₂S - слабая кислота ГИДРОЛИЗ НЕОБРАТИМЫЙ (NH₄)₂S + 2H₂O = H₂S + 2NH₄OH 2NH₃ 2H₂O BaI₂ : Ba(OH)₂ - сильное основание; HI - сильная кислота ГИДРОЛИЗА НЕТ

23 Выполните на листе бумаги. На следующем уроке сдайте работу учителю.

25 7. Водный раствор какой из солей имеет нейтральную среду? а) Al(NO₃)₃ б) ZnCl₂ в) BaCl₂ г) Fe(NO₃)₂ 8. В каком растворе цвет лакмуса будет синим? а) Fe₂(SO₄)₃ б) K₂S в) CuCl₂ г) (NH₄)₂SO₄

26 9. Гидролизу не подвергаются 1) карбонат калия 2) этан 3) хлорид цинка 4) жир 10. При гидролизе клетчатки (крахмала) могут образовываться: 1) глюкоза 2) только сахароза 3) только фруктоза 4) углекислый газ и вода 11. Среда раствора в результате гидролиза карбоната натрия 1) щёлочная 2) сильно кислая 3) кислая 4) нейтральная 12. Гидролизу подвергается 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4)Na 2 SO 4

27 13.Гидролизу не подвергаются 1) сульфат железа 2) спирты 3) хлорид аммония 4) сложные эфиры 14.Среда раствора в результате гидролиза хлорида аммония: 1) слабощёлочная 2) сильнощёлочная 3) кислая 4) нейтральная

28 ПРОБЛЕМА Объясните почему при сливании растворов - FeCl₃ и Na₂CO₃ - выпадает осадок и выделяется газ? 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

29 Fe+³ + H₂O (FeOH)+² + H+ CO₃ ² + H₂O HCO₃ + OH CO₂ + H₂O Fe(OH)₃

Гидролиз это реакция обменного разложения веществ водой. Гидролиз Органических веществ Неорганических веществ Солей Гидролиз органических веществ Белков Галогеноалканов Сложных эфиров (жиров) Углеводов

ГИДРОЛИЗ Общие представления Гидролиз обменная реакция взаимодействия веществ с водой, приводящая к их разложению. Гидролизу могут подвергаться неорганические и органические вещества различных классов.

11 класс. Тема 6. Урок 6. Гидролиз солей. Цель урока: сформировать у учащихся понятие о гидролизе солей. Задачи: Обучающие: научить учащихся определять характер среды растворов солей по их составу, составлять

МОУ СОШ 1 г.серухова Московской области Антошина Татьяна Александровна, учитель химии «Изучение гидролиза в 11-ом классе». С гидролизами учащиеся знакомятся впервые в 9-м классе на примере неорганических

Гидролиз солей Работу выполнила Учитель высшей категории Тимофеева В.Б. Что такое гидролиз Гидролиз процесс обменного взаимодействия сложных веществ с водой Гидролиз Взаимодействие соли с водой, в результате

Разработал: преподаватель Химии ГБОУ СПО «Закаменский агропромышленный техникум» Салисова Любовь Ивановна Методическое пособие по химии тема «Гидролиз» В данном учебном пособии представлен подробный теоретический

1 Теория. Ионно-молекулярные уравнения реакций ионного обмена Реакциями ионного обмена называют реакции между растворами электролитов, в результате которых они обмениваются своими ионами. Реакции ионного

18. Ионные реакции в растворах Электролитическая диссоциация. Электролитическая диссоциация это распад молекул в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Полнота распада зависит

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ КРАСНОДАРСКОГО КРАЯ государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение Краснодарского края «Краснодарский информационно-технологический техникум» Перечень

12. Карбонильные соединения. Карбоновые кислоты. Углеводы. Карбонильные соединения К карбонильным соединениям относятся альдегиды и кетоны, в молекулах которых присутствует карбонильная группа Альдегиды

Водородный показатель ph Индикаторы Суть гидролиза Типы солей Алгоритм составления уравнений гидролиза солей Гидролиз солей различных типов Способы подавления и усиления гидролиза Решение тестов В4 Водородный

П\п Тема Урок I II III 9 класс, 2014-2015 учебный год, базовый уровень, химия Тема урока Колво часов Примерные сроки Знания, умения, навыки. Теория электролитической диссоциации (10 часов) 1 Электролиты

Соли Определение Cоли сложные вещества, образованные атомом металла и кислотным остатком. Классификация солей 1. Средние соли, состоят из атомов металла и кислотных остатков: NaCl хлорид натрия. 2. Кислые

Задания А24 по химии 1. Одинаковую реакцию среды имеют растворы хлорида меди(ii) и 1) хлорида кальция 2) нитрата натрия 3) сульфата алюминия 4) ацетата натрия Хлорид меди(ii)- соль, образована слабым основанием

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа 4 г. Балтийска Рабочая программа учебного предмета «Химия» 9 класс, ступень базовый уровень Балтийск 2017год 1.Пояснительная

Банк заданий к промежуточной аттестации учащихся 9 класса А1. Строение атома. 1. Заряд ядра атома углерода 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Заряд ядра атома натрия 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Число протонов в ядре

3 Растворы электролитов Жидкие растворы подразделяют на растворы электролитов, способные проводить электрический ток, и растворы неэлектролитов, которые не электропроводны. В неэлектролитах растворенное

Основные положения теории электролитической диссоциации Фарадей Майкл 22. IX.1791 25.VIII. 1867 Английский физик и химик. В первой половине 19 в. ввел понятие об электролитах и неэлектролитах. Вещества

Требования к уровню подготовки учащихся После изучения материала 9 класса учащиеся должны: Называть химические элементы по символам, вещества по формулам, признаки и условия осуществления химических реакций,

Занятие 14 Гидролиз солей Тест 1 1. Щелочную среду имеет раствор l) Pb(NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. В водном растворе какого вещества среда нейтральная? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO

СОДЕРЖАНИЕ ПРОГРАММЫ Раздел 1. Химический элемент Тема 1. Строение атомов. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Современные представления о строении атомов.

Химические свойства солей (средних) ВОПРОС 12 Соли это сложные вещества состоящие из атомов металлов и кислотных остатков Примеры: Na 2 CO 3 карбонат натрия; FeCl 3 хлорид железа (III); Al 2 (SO 4) 3

1. Какое из следующих утверждений справедливо для насыщенных растворов? 1) насыщенный раствор может быть концентрированным, 2) насыщенный раствор может быть разбавленным, 3) насыщенный раствор не может

Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение средняя общеобразовательная школа 1 станицы Павловской муниципального образования Павловский район Краснодарского края Система подготовки учащихся

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ КРАСНОДАРСКОГО КРАЯ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ СРЕДНЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «НОВОРОССИЙСКИЙ КОЛЛЕДЖ РАДИОЭЛЕКТРОННОГО ПРИБОРОСТРОЕНИЯ»

I.Требования к уровню подготовки учащихся Учащиеся в результате усвоения раздела должны знать/понимать: химическую символику: знаки химических элементов, формулы химических веществ и уравнения химических

Промежуточная аттестация по химии 10-11 классы Образец А1.Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы углерода и 1) азота 2) кислорода 3) кремния 4) фосфора А2. В ряду элементов алюминий

Повторение А9 и А10 (свойства оксидов и гидроксидов); А11 Характерные химические свойства солей: средних, кислых, оснóвных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка) А12 Взаимосвязь неорганических

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА Рабочая программа составлена на основе Примерной программы основного общего образования по химии, а также программы курса химии для учащихся 8 9 классов общеобразовательных учреждений

Тест по химии 11 класс (базовый уровень) Тест «Типы химических реакций (химия 11 класс, базовый уровень) Вариант 1 1. Закончить уравнения реакций и указать их тип: а) Al 2 O 3 +HCl, б) Na 2 O + H 2 O,

Задание 1. В какой из данных смесей можно отделить соли друг от друга, используя воду и прибор для фильтрования? а) BaSO 4 и CaCO 3 б) BaSO 4 и CaCl 2 в) BaCl 2 и Na 2 SO 4 г) BaCl 2 и Na 2 CO 3 Задание

Растворы электролитов ВАРИАНТ 1 1. Написать уравнения для процесса электролитической диссоциации йодноватистой кислоты, гидроксида меди (I), ортомышьяковистой кислоты, гидроксида меди (II). Записать выражения

Урок по химии. (9 класс) Тема: Реакции ионного обмена. Цель: Сформировать понятия о реакциях ионного обмена и условиях их протекания, полном и сокращѐнном ионно-молекулярном уравнениях и ознакомить с алгоритмом

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Т. А. Колевич, Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис 1. Вода как слабый электролит Водородный показатель (рн) раствора Вспомним строение молекулы воды. Атом кислорода связан с атомами водорода

Тема ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА Проверяемый элемент содержания Форма задания Макс. балл 1. Электролиты и неэлектролиты ВО 1 2. Электролитическая диссоциация ВО 1 3. Условия необратимого

18 Ключ к варианту 1 Написать уравнения реакций, соответствующих следующим последовательностям химических превращений: 1. Si SiH 4 SiО 2 H 2 SiО 3 ; 2. Cu. Cu(OH) 2 Cu(NO 3) 2 Cu 2 (OH) 2 CO 3 ; 3. Метан

Усть-Донецкий район х. Крымский муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение Крымская средняя общеобразовательная школа УТВЕРЖДЕНА Приказ от 2016г Директор школы И.Н. Калитвенцева Рабочая программа

Индивидуальное домашнее задание 5. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ СРЕДЫ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ Электролиты вещества, проводящие электрический ток. Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя

1. Основные свойства проявляет внешний оксид элемента: 1) серы 2) азота 3) бария 4) углерода 2. Какая из формул соответствует выражению степени диссоциации электролитов: 1) α = n\n 2) V m = V\n 3) n =

Задания А23 по химии 1. Сокращённому ионному уравнению соответствует взаимодействие Чтобы подобрать вещества, взаимодействие которых будет давать такое ионное уравнение, надо, используя таблицу растворимости,

1 Гидролиз Ответами к заданиям являются слово, словосочетание, число или последовательность слов, чисел. Запишите ответ без пробелов, запятых и других дополнительных символов. Установите соответствие между

Банк заданий 11 класс химия 1. Электронная конфигурация соответствует иону: 2. Одинаковую кофигурацию имеют частицы и и и и 3. Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы магния и

МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ «ШКОЛА 72» ГОРОДСКОГО ОКРУГА САМАРА РАССМОТРЕНО на заседании методического объединения учителей (Председатель МО: подпись, ФИО) протокол от 20 г.

Гидролиз сложных эфиров протекает обратимо в кислотной среде (в присутствии неорганической кислоты) с образованием соответствующего спирта и карбоновой кислоты.

Для смещения химическое равновесии в сторону продуктов реакции гидролиз проводят в присутствии щелочи.

Исторически первым примером такой реакции было щелочное расщепление сложных эфиров высших жирных кислот, что привело к получению мыла. Это произошло в 1811 г., когда французский ученый Э. Шеврёль. нагревая жиры с водой в щелочной среде, получил глицерин и мыла - соли высших карбоновых кислот. На основании этого эксперимента был установлен состав жиров, они оказались сложными эфирами, но только «трижды сложными., производными трехатомного спирта глицерина - триглицеридамн. А процесс гидролиза сложных эфиров в щелочной среде до сих пор называют «омылением».

Например, омыление эфира, образованного глицерином, пальмитиновой и стеариновой кислотами:

Натриевые соли высших карбоновых кислот - основные компоненты твердого мыла, калиевые соли - жидкого мыла.

Французский химик М. Бертло в 1854 г. осуществил реакцию этерификации и впервые синтезировал жир. Следовательно, гидролиз жиров (как и других сложных эфиров) протекает обратимо. Уравнение реакции можно упрощенно записать так:

В живых организмах происходит ферментативный гидролиз жиров. В кишечнике под влиянием фермента липазы жиры пищи гидратизуются на глицерин и органические кислоты, которые всасываются стенками кишечника, и в организме синтезируются новые жиры, свойственные данному организму. Они по лимфатической системе поступают в кровь, а затем в жировую ткань. Отсюда жиры поступают в другие органы и ткани организма, где в процессе обмена веществ в клетках опять гидролиэу-ются и затем постепенно окисляются до оксида углерода и воды с выделеиием энергии, необходимой для жизнедеятельности.

В технике гидролиз жиров используют для получения глицерина, высших карбоновых кислот, мыла.

Гидролиз углеводов

Как вы зияете, углеводы являются важнейшими компонентами нашей пищи. Причем ди- (сахароза, лактоза, мальтоза) и полисахариды {крахмал, гликогеи) непосредственно не усваиваются организмом. Они, так же как и жиры, сначала подвергаются гидролизу. Гидролиз крахмала идет ступенчато.

В лабораторных и промышленных условиях в качестве катализатора этих процессов используют кислоту. Реакции осуществляют при нагревании.
Реакцию гидролиза крахмала до глюкозы при каталитическом действии серной кислоты осуществил в 1811 г. русский ученый К. С. Кирхгоф.
В организме человека и животных гидролиз углеводов происходит под действием ферментов (схема 4).

Промышленным гидролизом крахмала получают глюкозу и патоку (смесь декстринов, мальтозы и глюкозы). Патоку применяют в кондитерском деле.
Декстрины как продукт частичного гидролиза крахмала обладают клеящим действием: с ними связано появление корочки на хлебе п жареном картофеле, а также образование плотной пленки на накрал малеином белье под действием горячего утюга.

Еще один известный вам полисахарид - целлюлоза - также может гидролизоваться до глюкозы при длительном нагревании с минеральными кислотами. Процесс идет стуненчато, но кратко. Этот процесс лежит в основе многих гидролизных производств. Они служат для получения пищевых, кормовых и технических продуктов из непищевого растительиого сырья - отходов лесозаготовок, деревообработки (опилки, стружка, щепа), переработки сельскохозяйственных культур (соломы, шелухи семян, кочерыжек кукурузы и т. д.).

Техническими продуктами таких производств являются глицерин, этиленгликоль. органические кислоты, кормовые дрожжи, этиловый снирт, сорбит (шестиатомвый спирт).

Гидролиз белка

Гидролиз можно подавить (значительно уменьшить коли чество подвергающейся гидролизу соли).

а) увеличить концентрацию растворенного вещества
б) охладить раствор;
а) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его г|я*дя в результате гидролиза кислотная, или подщелачивать, если - щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и биологическое значение.

Еще в древности в качестве моющего средства использовали молу. В золе содержится карбонат калия, который в воде гидролизуется по аниону, водный раствор приобретает мылкость за счет образующихся при гидролизе ионов ОН.

В настоящее время в быту мы используем мыло, стиральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла - это натриевые или калиевые соли высших жирных карбоновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

В состав же стиральных порошков и других моющих средств специально вводят соли неорганических кислот (фосфаты, карбонаты), которые усиливают моющее действие за счет повышения рh среды.

Соли, создающие необходимую щелочную срелу раствора, содержатся в фотографическом проявителе. Это карбонат натрия, карбонат калия, бура и другие соли, гидролизующиеся но аниону.

Если кислотность почвы недостаточная, у растений появляется болезнь - хлороз. Ее признаки - пожелтение или побеление листьев, отставание в росте и развитии. Если рН> 7,5, то в нее вносят удобрение сульфат аммония, которое способствует повышению кислотности, благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве.

Неоценима биологическая роль гидролиза некоторых солей, входящих в состав организма.

Обратите внимание, что во всех реакциях гидролиза степени окисления химических элементов не меняются. Окислительно-восстановительные реакции к реакциям гидролиза обычно не относят, хотя при этом и происходит взаимодействие вещества с водой.

Какие факторы способны воздействовать на степень гидролиза

Как вам уже известно, из определения – гидролиз является процессом разложения с помощью воды. В растворе соли присутствуют в виде ионов и их движущей силой, которая провоцирует такую реакцию, называют образование малодиссоциирующих частиц. Такое явление свойственно многим реакциям, происходящим в растворах.

Но не всегда ионы, взаимодействуя с водой, создают малодиссоциирующие частицы. Так, как вам уже известно, что соль складывается из катиона и аниона, то при этом возможны такие типы гидролиза, как:

В случае вступления реакции воды с катионом, мы получаем гидролиз по катиону;
Если же происходит реакция воды только с анионом, то получаем гидролиз по аниону;
При одновременном вступлении катиона и аниона в реакцию с водой мы получаем совместный гидролиз.

Потому как нам уже известно, что гидролиз имеет обратимую реакцию, то на состояние его равновесия влияют некоторые факторы, к которым относится: температура, концентрация продуктов гидролиза, концентрации участников реакции, добавки посторонних веществ. Но, когда газообразные вещества не берут участия в реакции, то на давление эти вещества не влияют, за исключением воды, поскольку ее концентрация является постоянной.

Теперь рассмотрим примеры выражений констант гидролиза:

Фактором, который воздействует на состояние равновесия гидролиза, может стать температура. Так при повышении температуры происходит смещение равновесия системы вправо и в таком случае степень гидролиза возрастает.

Если следовать принципам Ле Шателье, то мы видим, что при росте концентрации ионов водорода, происходит сдвиг равновесия влево, при этом уменьшиться степень гидролиза, а при повышении концентрации влияние для реакции мы видим на второй формуле.

При концентрации солей мы можем наблюдать, что равновесие в системе смещается вправо, однако при этом степень гидролиза, если следовать принципам Ле Шателье - уменьшается. Если мы этот процесс рассмотрим с точки зрения константы, то увидим, что про добавлении фосфат-ионов, равновесие сместиться вправо и их концентрация будет возрастать. То есть, для повышения концентрации гидроксид-ионов вдвое, необходимо концентрацию фосфат-ионов повысить в четыре раза, хотя значение константы меняться не должно. Из этого следует вывод, что отношение
уменьшится в 2 раза.

При факторе разбавления происходит одновременное уменьшение частиц, что находятся в растворе, кроме воды. Если следовать принципу Ле Шателье, то мы видим, что происходит смещение равновесия и увеличивается число частиц. Но такая реакция гидролиза происходит, не учитывая воду. При этом разбавление равновесия сдвигается в сторону протекания данной реакции, то есть вправо и естественно, что степень гидролиза возрастет.

На положение равновесия могут влиять добавки посторонних веществ, при условии что они дают реакцию с одним из участников реакции. К примеру, если к раствору сульфата меди мы добавим раствор гидроксида натрия, то в этом случае присутствующие в нем гидроксид-ионы начнут взаимодействовать с ионами водорода. В этом случае из принципа Ле Шателье следует, что в итоге концентрация уменьшиться, равновесие сместиться вправо, а степень гидролиза возрастет. Ну, а когда к раствору добавить сульфид натрия, то равновесие сместится влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

Подведем итог из изученного материала и придем к выводу, что тема гидролиза не является сложной, но необходимо четко усвоить, что такое гидролиз, иметь общие представления о смещении химического равновесия и запомнить алгоритм написания уравнений.

Задания

1. Выберите примеры органических веществ, подвергающихся гидролизу:
глюкоза, этанол, бромметан, метаналь, сахароза, метиловый эфир муравьиной кислоты, стеариновая кислота, 2-метил бутан.

Составьте уравнения реакций гидролиза; в случае обратимого гидролиза укажите условия, позволяющие сместить химическое равновесие в сторону образования продукта реакции.

2. Кикие соли подвергаются гидролизу? Какую среду могут иметь при этом водные растворы солей? Приведите примеры.

3. Какие из солей подвергаются гидролизу по катиону? Составьте уравнения их гидролиза, укажите среду.