Константа гидролиза, формула и примеры

Если рассматривать две главные отрасли химической науки, неорганическую и органическую химию, выясняется, что вы найдете у них не так уж много точек соприкосновения. Но есть один процесс истинно глобального масштаба, который объединяет неорганические и органические вещества. Это процесс гидролиза.

Вода – универсальный растворитель

Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой, при котором составные части химических соединений образуют продукты реакции с ионами водорода и гидроксогрупп молекул H2O.

Учитывая, что 79 % планеты и до 80 % от массы всех живых организмов составляет вода, становится понятно, что реакции гидролиза охватывают все проявления природных процессов, начиная разрушением горных пород и заканчивая метаболизмом на всех семи уровнях организации живой материи, начиная от молекулярного и до биосферного.

Математический язык гидролиза

Чем сложнее химический процесс, тем большего количества формул и расчетов он требует.

Для обоих видов обменных реакций веществ с водой как в органической, так и в неорганической химии используют математические величины – это степень и константа гидролиза, обозначаемые как αг и Kг.

Их значения вычисляют и применяют в технологических процессах органического синтеза, например, при осахаривании крахмала, гидролизе древесины, омылении жиров.

Что такое степень гидролиза

Чем быстрее вещество взаимодействует с водой, тем больше в таком растворе будет его гидролизованных молекул. Отношение их числа к общем количеству частиц химического соединения в растворе и называется степенью гидролиза.

В неорганической химии её принято обозначать как h, в органической αг. Ее выражают в частях от единицы или в процентах.

Например, если в воде будет растворено 2 моль вещества, а прогидролизовало 0,01 моль, то h=0,01/2=0,005 или 0,5 %.

Константа гидролиза

Эта величина показывает способность вещества гидролизоваться. Чем она выше, тем быстрее молекулы растворяемого вещества взаимодействуют с ионами водорода и гидроксильных групп воды. Её обозначают как Кг, выражение для константы гидролиза может быть представлено формулой:

• где: Kw – ионное произведение воды [H+]*[OH-];
• Kд– константа диссоциации (расщепления) растворяемого вещества.
• Для органических соединений степень и константа гидролиза связаны с формулой:

1. где:
2. Кг– константа гидролиза.
3. С – концентрация ионов растворенного вещества.
4. αг– степень гидролиза.

Особенности гидролиза органических соединений

Обменные реакции с водой у белков, углеводов и жиров протекают многоступенчато и достаточно сложно. Поэтому и константа гидролиза, формула которой:

• где: С – концентрация растворенного вещества (моль/л).
• αг– степень гидролиза, будет также зависеть еще и от природы катализатора (фермента), его активности и от температуры раствора.
• Например, в технологическом процессе обменных реакций целлюлозы с водой специалисты просчитывают все параметры, главными из которых являются константа гидролиза и константа скорости гидролиза. Для последней величины вводят такие составляющие, как: α– относительную активность катализатора, N – его нормальность, то есть концентрацию, b – способность целлюлозы к гидролизу и λ – показатель, характеризующий зависимость скорости реакции с водой от температуры: k=α*N*b*λ

В реакциях гидролиза жиров химики-технологи учитывают её обратимость. Чтобы сдвинуть равновесие вправо, в сторону образования нужных продуктов, например, глицерина, в промышленном синтезе применяют щелочи.

В этом случае гидролиз жиров проходит практически до конца: гидроксиды натрия или калия превращают многоосновные карбоновые кислоты, которые образуются в соли и таким образом препятствуют прохождению обратной реакции образования жира. Подобным способом пользуются при разложении водой сложных эфиров в реакции омыления.

Увеличивая концентрацию гидроксид-ионов и разбавляя реагирующую смесь, добиваются повышения степени гидролиза α, а значит, и выхода продуктов реакции спиртов и органических кислот.

Разложение водой неорганических веществ

Практическое значение имеют реакции гидролиза химических соединений, относящихся к классу солей. Они, как известно, являются продуктами обмена между кислотами и основаниями.

Так вот, их гидролиз будет зависеть как раз от того, какими именно гидроксидами и кислотами образованы соли. И ключевым здесь будет понятие теории электролитической диссоциации о силе электролитов.

Константа и степень гидролиза солей также будут изменяться, в зависимости от состава ионов, образующих их молекулы.

Почему pH солей различен

1. Опыты показывают, что растворы различных солей могут быть кислыми (рН7), хотя в их молекулах нет ни водородных, ни гидроксильных ионов. Объяснение этим противоречиям нужно искать в процессе их реакции с водой:
2. Соль+вода кислота + основание.

   Этому равновесию соответствует константа гидролиза:

где: НА – кислота,МОН – основание,МА – соль.Исходя из того, что концентрация воды в разбавленных растворах есть постоянной, константа гидролиза будет иметь вид:

Упростив первую формулу, получим величину:Это и есть константа гидролиза солей – Кг. Её значение характеризует способность вещества разлагаться водой, чем она больше, тем быстрее (при одинаковых температуре и концентрации соли) происходит реакция. Так как константа гидролиза, формула которой Кг=[ОН]×[MA], то концентрация ионов гидроксогрупп будет:Для большинства солей гидролиз — процесс обратимый. На величину α влияет температура и концентрация раствора соли. Чем выше оба эти параметра, тем больше степень и константа гидролиза. Это объясняется тем, что при нагревании резко возрастает Сн+ и Сон-. Увеличение концентрации воды, как видно из уравнения гидролиза, смещает равновесие вправо. Однако в реальных химических процессах доказано, что h солей, образованных слабыми кислотой и основанием, от разбавления раствора не зависит.

Степень гидролиза и ТЭД

В свете теории электролитической диссоциации равновесие процесса гидролиза зависит от уже известной нам величины h или αг – степени гидролиза. Если водой разлагается соль слабой кислоты, например Na2CO3 или К2S, то

Реакция растворов таких солей будет щелочной. Её можно определить с помощью бесцветного индикатора фенолфталеина, который при избытке гидроксильных ионов становится малиновым. Фиолетовый лакмус в щелочном растворе приобретает синюю окраску, а метилоранж – желтую.

Карбонат натрия, как сильный электролит, при растворении в воде полностью диссоциирует на катионы металла и анионы кислотного остатка. Именно последние взаимодействуют с ионами водорода и гидроксогрупп.

Катионы натрия не могут связать ионы ОН- в молекулы гидроксида натрия, так как он является сильным электролитом и в растворе никогда не присутствует как молекула.

Реакция растворов таких солей будет кислой, рН меньше 7. В данном случае образуется слабый электролит Al(OH)3. Часть ионов водорода, оставаясь свободными, обуславливает подкисление раствора: индикатор лакмус понижает это изменением фиолетовой окраски на красную.

В результате смещается ионное равновесие диссоциации воды и образуется избыток водородных ионов.Если в обменную реакцию с водой вступают соли слабого основания и слабой кислоты (NH4) CH3COO, NH4CN, тоРастворы таких солей гидролизуют особенно легко, и их рН будет зависеть от степени диссоциации и кислоты, и основания.

Если концентрация ионов Н+ будет больше, то рН будет меньше 7. При избытке гидроксидионов – рН больше 7, а в случае примерно одинакового их количества – раствор станет нейтральным.

Таким образом гидролиз солей происходит тогда, когда их ионы, которые образуются вследствие электролитической диссоциации, способы образовывать с водой слабые (малодиссоциированные электролиты)Добавим также следующее: Константа гидролиза солей, определяемая по этой формуле, показывает, что закон Оствальда, имеющий вид:применим не только для электролитической диссоциации, но и для процесса разложения веществ водой. В случае если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то в водных растворах она не гидролизует, так как не происходит образование слабого электролита. То есть в растворе постоянно присутствуют в свободном состоянии четыре типа ионов: это катионы металла и водорода и анионы гидроксильных групп и кислотных остатков. Для растворов таких солей нельзя написать сокращенное ионное уравнение, а вся реакция сводится к образованию молекул воды.

Вычисление константы гидролиза хлорида аммония

Чтобы определить эту величину слабым основанием и сильной кислотой, используем соотношение:

где: Kw – произведение воды;КОСН – константа диссоциации образующегося при гидролизе слабого основания NH4ОН.Тогда константа гидролиза хлорида аммония будет равна:

Это доказывает, что при гидролизе раствор этой соли имеет кислую реакцию.

Источник: https://www.syl.ru/article/233366/new_stepen-i-konstanta-gidroliza

Вычисление константы гидролиза, определение степени гидролиза соли

Задача 588.Вычислить константу гидролиза фторида калия, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.Решение:K(HF) = 6,6 . 10-4.KF — соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:

F- + H2O ⇔ HF + OH-                

Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты HF и определяется по формуле:

Степень гидролиза определяется по формуле:

Здесь KГ — константа гидролиза; h  — степень гидролиза, показывает долю гидролизованных ионов.

Теперь рассчитаем концентрацию образовавшихся ионов  OH-:

Ответ: КГ = 1,5 . 10-11; h = 3,9 . 10-5; pH = 7,59.

Задача 589. Вычислить константу гидролиза хлорида аммония, определить степень гидролиза этой соли в 0,01 М растворе и рН раствора.

Решение:

K(NH4OH) = 1,8 . 10-5.NH4Cl — соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону:

• NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+                  
• Константа гидролиза определяется константой диссоциации образовавшегося основания  NH4OH и определяется по формуле:

Степень гидролиза определяется по формуле:

Здесь KГ — константа гидролиза; h — степень гидролиза, показывает долю гидролизованных ионов.

Теперь рассчитаем концентрацию образовавшихся ионов H+:     

Ответ: КГ = 5,6 . 10-10; h = 2,4 . 10-4; pH = 6,65.

Задача 590. Определить рН 0,02 н. раствора соды  Na2CO3, учитывая только первую ступень гидролиза.Решение:K1(H2CO3) = 4,5 . 10-7.Na2CO3 — соль сильного основания и слабой кислоты, поэтому гидролиз проходит по аниону:

CO32- + H2O ⇔ HCO3- + OH-.CM(Na2CO3) = 1/2 . CH(Na2CO3) = 1/2 . 0,02 = 0,01 моль/л.

Степень гидролиза определяется по формуле:

Здесь h — степень гидролиза, показывает долю гидролизованных ионов. 

Теперь рассчитаем концентрацию образовавшихся ионов  OH-:

Ответ: pH = 9,17.

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1198-konstanta-gidroliza-soli-zadachi-588-590

Гидролиз солей. Степень и константа гидролиза

Гидролизом называют реакции взаимодействия веществ с водой, приводящие к образованию слабодиссоциирующих веществ: слабых кислот или оснований, кислых или основных солей.

Результат гид­ролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации H2O. Рассмотрим процессы при растворении солей в воде.

Соли, как правило, – сильные электролиты, поэтому происходит их полная диссоциация на ионы, которые, в свою очередь, могут взаимодейст­вовать с ионами Н+ или ОН- воды.

Следовательно, гидролиз солей протекает за счет взаимодейст­вия ионов соли с водой. Этот процесс – частный случай реакций ионного обмена, когда в качестве реагента выступает вода.

В зависимости от катионов и анионов соли можно разбить на ряд групп, различающихся между собой по характеру образующих эти соли кислот и оснований:

I. Соли слабой одноосновной кислоты и сильного однокислотного основания. Например, растворяется ацетат калия. Являясь сильным электролитом, он полностью диссоциирует на ионы, но вода также частично диссоциирует. Возможно возникновение сле­дующего процесса:

CH3COOK + H2O ↔ K+ + CH3COO- + OH- + H+ ↔ CH3COOH + K+ + OH-

Так как уксусная кислота – слабый электролит, то при столкно­вении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недиссоциированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ионов Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН- в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию.

В момент достижения равновесия применение закона действия масс приводит к выражению:

[H2O] в разбавленных растворах – величина постоянная, поэтому произведение К [H2O] – тоже константа. Ее называют константой гидролиза Кгидр:

Константу гидролиза можно выразить через ионное произведение воды и константу диссоциации кислоты. Для этого умножим числитель и знаменатель на [H+] и запишем:

В результате гидролиза число образующихся молекул слабой ки­слоты равно числу оставшихся от молекул воды несвязанных ио­нов —

• [ОН-]:[СН3СООН] = [ОН-]
• Концентрация ионов соли практически равна концентрации этой соли, так как сильные электролиты диссоциируют полностью:
• [CH3COO-] =

Подставляем для Кгидр:

1. откуда [OH-] = (Kгидр– )1/2
2. Концентрация ионов гидроксила в растворе соли слабой одно­основной кислоты и сильного однокислотного основания равна квадратному корню из произведения константы гидролиза соли на ее концентрацию.
3. Так как , то [OH-] = ( )1/2
4. В тех случаях, когда константа диссоциации кислоты очень мала, нельзя пренебрегать в расчете частью ее анионов, связавшейся в недиссоциированные молекулы. В этом случае расчет ведут по более точному выражению
5. ,
6. откуда [OH-] = .

II. Соли сильной одноосновной кислоты и слабого однокислотно­го основания. Примером такой соли является хлорид аммония. Он сильный электролит и диссоциирует полностью

• NH4Cl → NH4+ + Cl-
• Вода также частично диссоциирует:
• H2O ↔ H+ + OH-
• Столкновение ионов NH4+ с ионами ОН- приводит к образованию соединения NH4ОH, легко превращающееся в аммиак и воду. Об­щую схему процесса можно представить уравнением:
• NH4Cl + H2O ↔ NH4+ + Cl- + OH- + H+ ↔ NH4OH + H+ + Cl-

Связывание ионов ОН- из раствора вызывает сдвиг диссоциации воды слева направо. Концентрация ионов Н+ в растворе растет. Таким образом, гидролиз солей слабых однокислотных оснований и сильных одноосновных кислот создает кислую среду.

1. Рассуждая аналогично I случаю, получим:
2. .
3. Подставим вместо [NH4ОH] равную ей концентрацию ионов [Н+], а вместо [NH4+] приближенно равную ей концентрацию соли Ссоль.

• Получим:
• Если образующееся при гидролизе основание очень слабое, то расчет ведут по более точной формуле
• .

III. Соли слабой одноосновной кислоты и слабого однокислотно­го основания. При растворении ацетата аммония в воде наступает его практически полная диссоциация:

1. CH3COONH4 → NH4+ + CH3COO-
2. Столкновение ионов NH4+ и СН3СОО- с молекулами воды приво­дит к образованию слабо диссоциирующих молекул соответственно слабого основания NH4ОH и слабой кислоты СН3СООН по схеме:
3. CH3COONH4 + H2O ↔ NH4OH + CH3COOH
4. Так как образующиеся вещества – слабые электролиты, то в результате соли слабых кислот и слабых оснований подвергаются почти полному гидролизу, а реакция среды в растворах определя­ется соотношением силы кислоты и основания.
5. Применим к нему закон действия масс для момента равновесия
6. Это выражение можно упростить. Умножим числитель и знамена­тель на ионное произведение воды
7. .
8. Константы диссоциации основания и кислоты выражаются со­ответственно:
9. ;
10. откуда следуют выражения для [NH4+] и [СН3СОО-]
11. , .
12. Чтобы получить формулу для расчета [Н+], проведем ряд последо­вательных преобразований. Из уравнения:
13. [NH4+] = [CH3COO-]; [CH3COOH] = [NH4OH]
14. Вместо [NH4ОH] подставим равную ей [СН3СООН], полу­чим
15. Затем в константу диссоциации кислоты
16. введем вместо [СН3СОО-] равную ей [NН4+], получим:
17. Умножаем числитель и знаменатель соотношения на [Н+] и после сокращения [СН3СООН] и преобразований получим:
18. [H+] =
19. Из формулы видно, что концентрация ионов водорода в растворе соли слабой кислоты и слабого основания не зависит от концентра­ции раствора соли, а только от соотношения констант диссоциации кислоты и основания.

IV. Соль сильного основания и сильной кислоты. Такая соль в растворе диссоциирует полностью, например хлорид калия KCl → K+ + Cl-

В отличие от рассмотренных выше случаев ионы соли – сильного электролита – не могут образовать с водой слабых электролитов, а раз нет взаимодействия с водой, то, следовательно, соли сильных кислот и сильных оснований гидролизу не подвергаются. Среда в растворе остается нейтральной.

• Гидролиз многокислотных или многоосновных солей протекаент по ступеням.
• Для характеристики гидролиза различных солей вводятся две величины.
• Константа гидролиза (Кгидр) равна в момент динамического равновесия отношению произведения концентраций продуктов гидролиза к произведению концентраций гидролизующихся ионов соли.
• Степень гидролиза (αгидр) – отношение числа гидролизованных молекул соли к числу растворенных

Константы гидролиза соли растут по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в результате процесса. Следовательно, возрастает и количество гидролизованных молекул. Степень гидролиза соли возрастает по мере уменьшения констант диссоциации кислот и оснований, образующихся в резуль­тате процесса.

Источник: https://megaobuchalka.ru/4/29580.html

Гидролиз солей

В общем случае, гидролиз солей – это процесс обменного разложения воды и растворенной в ней соли – электролита, приводящий к образованию малодиссоциирующего вещества. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя.

Характеризовать гидролиз количественно позволяют такие величины, как Степень гидролиза и константа гидролиза.

Степень гидролиза

• — это соотношение количества подвергающейся гидролизу соли nгидр и общего количества растворенной соли nобщ. Обычно, ее обозначают через hгидр (или α ):
• hгидр = (nгидр/nобщ)·100 %
• Величина hгидр увеличивается с уменьшением силы образующих соль кислоты или основания.

Константа гидролиза

1. Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:
2. MA + H2O ↔ HA + MOH
3. Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:
4. K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]
5. Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому ее можно включить в константу
6. K·[H2O]= Kг,
7. тогда для константы гидролиза соли Kг будет иметь такой вид:
8. Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
9. По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше ее значение, тем в большей мере протекает гидролиз.
10. Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
11. Kг = С·h2/(1- h), моль/л
12. Где С – концентрация соли в растворе,  h- степень гидролиза

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

• Kг = С·h2
• Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:
• Kг = [HA]·[MOH]/[MA]
• Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда
• Kг = [OH—]2/[MA]
• Используя это выражение можно вычислить pH раствора
• [OH—] = (Kг·[MA])1/2 моль/л
• [H+] = 10-14/[OH—] моль/л
• pH = -lg[H+]

Гидролиз солей можно представить, как поляризационное взаимодействие ионов и их гидратной оболочки. Гидролиз протекает тем полнее, сильнее поляризующее действие ионов. Возможны 4 случая протекания гидролиза:

1. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не подвергаются гидролизу. В этом случае, гидролиз практически не происходит, т.к. катионы и анионы, образующиеся в растворе при диссоциации соли, слабо поляризуют гидратную оболочку. pH среды не изменяется (рН ≈ 7):

1. NaCl ↔ Na+ + Cl—
2. Na+ + HOH ↔ реакция практически не протекает
3. Cl— + HOH ↔ реакция практически не протекает

1. Такое соединение, при ионизации, образует катионы, способные к поляризации гидратной оболочки и анионы, которые их поляризуют слабо. Тогда гидролиз проходит по катиону, при этом среда носит кислый характер, т.е. рН ˂ 7:

• NH4Cl ↔ NH4+ + Cl—
• NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+
• Cl—+ HOH ↔ реакция практически не идет
• NH4Cl+ HOH ↔ NH4OH + HCl
• Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, константа гидролиза и константа диссоциации основания связаны соотношением:
• Kг = KH2O/Kосн
• Понятно, что чем меньше сила основания, тем в большей степени протекает гидролиз.
• Если соль образованна слабым основанием многовалентного металла и сильной кислотой, то ее гидролиз будет протекать ступенчато:
• FeCl2 ↔ Fe2+ + 2Cl—

I ступень	Fe2++ HOH ↔ (FeOH)+ + H+FeCl2 + HOH ↔ (FeOH)Cl + HCl
II ступень	(FeOH)+ + HOH ↔ Fe(OH)2 + H+(FeOH)Cl + HOH↔ Fe(OH)2 + HCl

1. Константа гидролиза по первой ступени связана с константой диссоциации основания по второй ступени, а константа гидролиза по второй ступени  — с константой диссоциации основания по первой ступени:
2. Kг1 = KH2O/Kосн2
3. Kг2 = KH2O/Kосн1
4. Поскольку первая константа диссоциации кислоты всегда больше второй, то первая константа гидролиза всегда больше, чем константа вторая гидролиза, так как первая константа диссоциации основания всегда больше второй
5. Kг1 > Kг2

Отсюда следует, что по первой ступени, гидролиз всегда будет протекать в большей степени, чем по второй. Этому также способствуют ионы, которые образуются при гидролизе по первой ступени, они приводят подавлению гидролиза по второй ступени, смещая равновесие влево.

Сравнивая величины Kг и Kосн можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kосн, то среда сильнокислая, при Kг намного меньшей Kосн — среда слабокислая, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднекислая.

1. Такое соединение в растворе образует слабополяризующие катионы и среднеполяризующие анионы. Гидролиз протекает по аниону, и в его результате создается щелочная среда, pH > 7:

• NaCN ↔ Na+ + CN—
• CN— + HOH ↔ HCN + OH—
• Na+ + HOH ↔ реакция практически не идет
• NaCN + HOH ↔ HCN + NaOH
• Константа гидролиза и константа диссоциации кислоты связаны зависимостью:
• Kг = KH2O/Kк-ты

Т.е. гидролиз соли протекает тем полнее, чем слабее образующая эту соль, кислота.

Возможен гидролиз соли, образованной слабой многоосновной кислотой и сильным основанием. В этом случае гидролиз протекает по ступеням:

Na2SO3 ↔ 2Na+ + SO32-

I ступень	SO32- + HOH ↔ HSO3— + OH—Na2SO3 + HOH ↔ NaHSO3 + NaOH
II ступень	HSO3— + HOH ↔ H2SO3 + OH—NaHSO3 + HOH ↔ H2SO3 + NaOH

1. В этом случае, константа гидролиза по первой и второй ступеням определяется соотношениями:
2. Kг1 = KH2O/Kк-ты2
3. Kг2 = KH2O/Kк-ты1
4. Следует помнить, что гидролиз по второй ступени протекает в ничтожно малой степени.

Сравнивая величины Kг и Kк-ты, можно качественно определить pH среды. Так, если Kг намного больше Kк-ты, то среда сильнощелочная, при Kг намного меньшей Kк-ты — среда слабощелочная, а если Kг и Kосн сопоставимы, то — среднещелочная.

1. Такие соли, при ионизации образуют среднеполяризующие катионы и анионы, поэтому гидролиз возможен как по катиону, так и по аниону.

   При этом относительная сила образовавшихся кислоты и основания, будут влиять на характер среды (слабокислая или слабощелочная, pH ≈ 7).

   Такого типа гидролиз протекает особо полно, обычно с образованием малорастворимого вещества:

• Al2S3 + 6HOH ↔ 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
• Константу гидролиза можно рассчитать, зная константы диссоциации кислоты и основания с помощью следующего соотношения:
• Kг = KH2O/(Kк-ты·Kосн)

Влияние различных факторов на протекание гидролиза

• Природа соли. Это видно из выражения для константы гидролиза.
• Концентрация соли и продуктов реакции. В соответствии с принципом Ле-Шателье, равновесие должно смещаться вправо, при этом увеличивается концентрация ионов водорода (или гидроксид-ионов), что приводит к уменьшению степени гидролиза.
• Температура. Известно, что гидролиз притекает с поглощением теплоты (эндотермическая реакция), поэтому согласно принципу Ле Шателье, при увеличении температуры равновесие сдвигается вправо, что ведет к росту степени гидролиза.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/gidroliz-solej.html

22.Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

или    

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды иконстанту диссоциацииазотистой кислоты :

подставим в уравнение константы гидролиза:

• В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
• , где — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе
• Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
• , где — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
• Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли.

Обозначается α (или hгидр);
α = (cгидр/cобщ)·100 %
где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Факторы, влияющие на степень гидролиза

1.Природа соли

Чем слабее основание и кислота, образующие соль, тем она сильнее гидролизуется.

2. Концентрация соли

При разбавлении степень гидролиза растет, так как растет число молекул воды, являющихся исходным веществом в реакции гидролиза, поэтому, по принципу Ле Шателье, равновесие смещается вправо

3. Температура

Гидролиз является эндотермическим процессом, поэтому при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, так как равновесие смещается вправо.

4. Присутствие одноименных ионов

Если в раствор соли, имеющий кислую реакцию, добавить кислоту (т.е. ионы ), то равновесие сместится влево игидролиз ослабится.

Если добавить щелочь (т.е. ионы), катионыбудут связываться в молекулы H2O, и равновесие сместится вправо.Гидролиз усилится.

Часто необходимо подавить гидролиз. Для этого растворы солей следует хранить в концентрированном виде при низких температурах.

23.Химическая связь в комплексных соединениях и их строение

В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы – межмолекулярные (в том числе и водородные). В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная.

В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму (как следствие – с изменением формальных зарядов).

В наименее прочных комплексах (например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония) лиганды удерживаются электростатическим притяжением.

Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью.

1. Рассмотрим ее образование на примере аквакатиона железа(II). Этот ион образуется по реакции:
2. FeCl2кр + 6H2O = [Fe(H2O)6]2 + 2Cl
3. Электронная формула атома железа – 1s22s22p63s23p64s23d6. Составим схему валентных подуровней этого атома:

При образовании двухзарядного иона атом железа теряет два 4s-электрона:

Ион железа акцептирует шесть электронных пар атомов кислорода шести молекул воды на свободные валентные орбитали:

Образуется комплексный катион, химическое строение которого можно выразить одной из следующих формул:

Форма координационного полиэдра – октаэдр. Все связи Fe-O одинаковые. Предполагается sp3d2-гибридизация АО атома железа. Магнитные свойства комплекса указывают на наличие неспаренных электронов.

• Если FeCl2 растворять в растворе, содержащем цианид-ионы, то протекает реакция
• FeCl2кр + 6CN= [Fe(CN)6]4 + 2Cl.
• Тот же комплекс получается и при добавлении к раствору FeCl2 раствора цианида калия KCN:
• [Fe(H2O)6]2 + 6CN= [Fe(CN)6]4 + 6H2O .

Это говорит о том, что цианидный комплекс прочнее аквакомплекса. Кроме того магнитные свойства цианидного комплекса указывают на отсутствие неспаренных электронов у атома железа. Все это связано с несколько иным электронным строением этого комплекса:

Более » сильные» лиганды CN

png» width=»12″>образуют более прочные связи с атомом железа, выигрыша в энергии хватает на то, чтобы » нарушить» правило Хунда и освободить 3d-орбитали для неподеленных пар лигандов.

Пространственное строение цианидного комплекса такое же, как и аквакомплекса, но тип гибридизации другой – d2sp3.

» Сила» лиганда зависит прежде всего от электронной плотности облака неподеленной пары электронов, то есть, она увеличивается с уменьшением размера атома, с уменьшением главного квантового числа, зависит от типа гибридизации ЭО и от некоторых других факторов. Важнейшие лиганды можно выстроить в ряд по возрастанию их » силы» (своеобразный » ряд активности» лигандов), этот ряд называется спектрохимическим рядом лигандов:

I; Br ; :SCN, Cl , F, OH, H2O; :NCS, NH3; SO3S:2; :CN, CO

Для комплексов [Fe(H2O)6]3 и [Fe(CN)6]3 схемы образования выглядят следующим образом:

1. Для комплексов с КЧ = 4 возможны две структуры: тетраэдр (в случае sp3-гибридизации), например, [Zn(H2O)4]2, и плоский квадрат (в случае dsp2-гибридизации), например, [Cu(NH3)4]2.
2. Типы комплексных соединений
3. К основным типам комплексных соединений относятся следующие.
4. Аммиакаты — комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например:
5. [Cu(NH3)4] SO4, [Со(NН3)6]С1з, [Р1(NН3)6]С14.

Известны комплексы, аналогичные аммиакатам, в которых роль лиганда выполняют молекулы аминов: CH3NH2 (метиламин), C2H5NH2 (этиламин), NH2CH2CH2NH2 (этилендиамин) и др. Такие комплексы называют ами — натам и.

• Аквакомплексы — в которых лигандом выступает вода:
• [Со(Н2О)6]С12, [А1(Н2О)6]С13, [Сг(Н2О)6]С1з
• Находящиеся в водном растворе гидратированные катионы содержат в качестве центрального звена аквакомплекс. В кристаллическом состоянии некоторые из аквакомплексов удерживают и кристаллизационную воду, например:
• [Cu(H2O)4] SO4-H2O, [Fe(H2O)6]SO4-H2O.
• Кристаллизационная вода не входит в состав внутренней сферы, она связана менее прочно, чем координированная, и легче отщепляется при нагревании.

Ацидокомплексы. В этих комплексах лигандами являются анионы. К ним относятся комплексы типа двойных солей, например

K2[PtCl,i], K4[Fe(CN)6]

Их можно представить как продукт сочетания двух солей — PtCl4-2KCl, Fe(CN)2-4KCN и т. д., комплексные кислоты, гидроксокомплексы — Na2[Sn(OH)4],Na2[Sn(OH)e] и др.

Между этими классами существуют переходные ряды, которые включают комплексы с различными лигандами. О таких комплексах мы уже упоминали. Приведем переходный ряд между аммиакатами и ацидокомплексами платины (II):

[Pt(NH3)4l С12, [Pt(NHs)3Cl]Cl, [Pt(NH3)2Cl2], K[Pt(NH3)Cl3], K2[PtCi4].

Циклические, или хелатные (клешневидные), комплексные соединения. Они содержат би- или полидентатный лиганд.

1. Координационная теория комплексных соединений Вернера включает в себя три основных положения:
2. а) Элемент может иметь две валентности — главную (степень окисления) и побочную (так называемое координационное число).
3. б) Каждый элемент стремится насытить обе эти валентности.
4. в) Главная валентность не направлена, побочная валентность направлена к фиксированным положениям в пространстве.

Источник: https://studfile.net/preview/5630880/page:10/

Гидролиз — это… Что такое Гидролиз?

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Гидролиз солей

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:

• 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

(раствор имеет слабощелочную 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 слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 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. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе.

Обозначается α (или hгидр);
α = (cгидр/cобщ)·100 %
где cгидр — число молей гидролизованной соли, cобщ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

• Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:
•     или    
• Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных можно заменить одной новой — константой гидролиза:
• Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды и константу диссоциации азотистой кислоты :
• подставим в уравнение константы гидролиза равна:
• В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:
• , где  — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе
• для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:
• , где  — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе
• для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

Гидролиз органических веществ

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма 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.

См. также

• Инверсия
• Гидролизное производство

Примечания

1. ↑ Приведённые ниже для 1 и 2 случая молекулярные уравнения имеют исключительно условный характер, поскольку вещества-электролиты в водном растворе находятся в ионном виде

Источник: https://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/75185

ПОИСК

    Константой гидролиза /Сг называют константу равновесия реакции гидролиза. Константа гидролиза характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу чем больше Кг, тем в боль- [c.35]

    Константа равновесия гидролиза (константа гидролиза) может быть в данном случае изображена так  [c.179]

    Гидролиз солей. Типы гидролиза, константы и степени гидролиза солей. Термодинамика гидролиза. [c.84]

    Первое из них — равновесие гидролиза, константа которого [c.195]

    Из двух солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, в большей степени будет подвергаться гидролизу соль, образованная более слабой кислотой. Чем больше тем в большей степени проходит гидролиз. Константа гидролиза связана со степенью гидролиза Kr=al , К /с, где с—концентрация. [c.223]

    Кг есть отношение произведения концентраций продуктов гидролиза к концентрации ионов, подвергшихся гидролизу. Константа гидролиза соли определяет возможность взятой соли при одинаковых условиях (температуре, разбавлении) подвергаться гидролизу. [c.222]

    Гидролиз. Константа и степень гидролиза. Вычисление значений pH растворов солей, подвергаюи(ихся гидролизу [c.126]

    При нейтрализации карбоновых кислот щелочью образуются соли, В водном растворе соли щелочных металлов значительно гидролизуются. Константа гидролитического равновесия равна отношению константы диссоциации воды к константе диссоциации кислоты. [c.170]

    Вывести математические соотношения, устанавливающие связь между степенью гидролиза, константой гидролиза и концентрацией раствора для соли с однозарядными катионом и анионом. [c.87]

    Выражение для константы гидролиза соли (К ) получают исходя из процесса гидролиза, константы равновесия и постоянства концентрации молекул воды  [c.158]

    Образующийся раствор обладает кислотными свойствами вследствие появления в нем ионов Н в результате реакции гидролиза. Константа равновесия для гидролиза NH4 определяется выражением [c.276]

    Полученные значения pH рекомендуется использовать для расчета констант гидролиза исследуемой соли.

Студенты должны усвоить как связаны между собой степень гидролиза, константа гидролиза, водороднуй показатель и уметь оценивать достоверность значений констант гидролиза, найденных из экспериментальных результатов, сравнивая их с константами гидролиза, рассчитанными из справочных данных. [c.54]

    Строение исходного ПВС также влияет на скорость реакций ацеталирования и гидролиза. Константа скорости ацеталирования выше для изотактического ПВС [14, с. 402], в то время, как гидролиз продукта ацеталирования синдиотактического ПВС протекает быстрее, [c.133]

    Четырехвалентный уран в виде иона U существует только в сильнокислых растворах. При малой кислотности ион гидролизуется константы реакции образования ионов UOH + и иО + равны 2,4 и 5 10 соответственно. При достаточно высоких значениях pH четырехвалентный уран существует, по-видимому, в виде полинуклеарных комплексов. [c.510]

    Скорость кислотно-катализируемой переэтерификации (катализаторами являются сильные минеральные или органические кислоты) намного меньше скорости реакций, протекающих в присутствии щелочи.

При щелочном гидролизе константа скорости омыления в одном и том же растворителе для сополимеров этилена и винилацетата различного состава одинакова, т. е. зависит только от типа растворителя [16]. [c.

44]

    Реакции гидролиза солей характеризуются помимо константы равновесия также и константой гидролиза. Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константой диссоциации слабой кислоты или основания, образующихся в результате гидролиза. Установим эту связь на примере конкретных реакций. Для реакции [c.55]

    Реакция гидролиза Константа скорости второго порядка л/(моль мин) Константа скорости третьего порядка т> л2/(моль2-мин) [c.294]

    Для этой первой стадии гидролиза константа равновесия, выраженная через молярные концентрации, изменяется при 25° С примерно от 0,1 (при ионной силе, близкой к 0,02) до 0,0236 (при ионной силе 2,0), Такое расхождение величин может быть объяснено различием в коэффициентах активности.

При более высоких значениях pH механизм гидролиза более сложный, так как начинается медленное образование ионов с высоким молекулярным весом, обладающих коллоидными свойствами, и их строение приближается к строению гидроокиси и (ОН) 4.

Гидроокись урана в некоторой степени обладает кислотными свойствами гидроокись натрия увелд-чивает ее растворимость до степени, описанной уравнением [1] [c.130]

    При изучении влияния заместителей в реакциях с водными Нз504 и НСЮ4 в избытке кислот во всех случаях был получен хороший первый порядок (за исключением реакции с СРд-заместите-лем, который подвергается гидролизу).

Константы скорости, как и в предыдущих случаях, линейно зависели от функции кислотности. Однако, для ж-фтор-, л-хлор- и лг-бромпроизводных в области // = = 5,5 происходил перегиб кривых таким образом, что большим кислотностям соответствовали большие наклоны кривых.

    При рН=7 величина [НЛ0] 3- 10 мол л, т. е. иод гидролизо-ван на 15%. При рН=6 степень гидролиза иода равна 1,5%.

Однако иодноватистая кислота, образовавшаяся на первой стадии гидролиза, быстро превращается в йодноватую кислоту. Непрерывное удаление иодноватистой кислоты приводит к дальнейшему протеканию гидролиза.

Константа гидролиза иода по конечному уравнению равна [c.213]

    Из уравнений ясно, что гидролиз этих солей происходит вследствие образования НСОГ в уравнении (1) и Н2СО3 в уравнении (2). Чем большие количества этих кислот получатся, тем сильнее будет гидролиз. Константа диссоциации НСО3 (7 значительно меньше константы диссоциации [c.123]

    С2Н50)(СНз)Р(0)3(СН2)дЗ(СНз)С2Н5]сЕз30″ МОЖНО ПОЛучИТЬ две не зависящих от ионной силы константы скорости щелочного гидролиза константа. полученная экстраполяцией линейного участка зависимости log М= О, и предельная константа [c.823]

Общая химия (1984) — [ c.274 , c.279 ]

Аналитическая химия (1973) — [ c.54 ]

Аналитическая химия (1994) — [ c.120 , c.122 ]

Практические работы по физической химии (1961) — [ c.210 ]

Теории кислот и оснований (1949) — [ c.135 , c.136 , c.149 ]

Курс неорганической химии (1963) — [ c.880 ]

Аналитическая химия (1965) — [ c.48 , c.50 ]

• Качественный анализ (1951) — [ c.224 ]
• Качественный анализ 1960 (1960) — [ c.224 ]
• Курс качественного химического полумикроанализа 1962 (1962) — [ c.236 ]

Качественный химический анализ (1952) — [ c.88 , c.90 , c.98 ]

Объёмный анализ Том 1 (1950) — [ c.27 ]

Основы аналитической химии Книга 1 (1961) — [ c.71 , c.73 , c.76 , c.78 ]

Химический анализ (1979) — [ c.48 ]

Физическая химия Том 2 (1936) — [ c.183 ]

Аналитическая химия (1980) — [ c.134 , c.136 ]

Курс физической химии Том 2 Издание 2 (1973) — [ c.452 ]

Курс химического качественного анализа (1960) — [ c.122 ]

Механизмы неорганических реакций — Изучение комплексов металлов в растворе (1971) — [ c.34 , c.35 , c.311 ]

Курс химического и качественного анализа (1960) — [ c.122 ]

Основы аналитической химии Издание 2 (1965) — [ c.2 , c.64 , c.67 , c.73 ]

1. Основы общей химии Т 1 (1965) — [ c.202 ]
2. Основы общей химии Том 2 Издание 3 (1973) — [ c.199 ]
3. Курс неорганической химии (1972) — [ c.787 ]
4. Общая химия Биофизическая химия изд 4 (2003) — [ c.123 ]
5. Основы общей химии том №1 (1965) — [ c.202 ]

Источник: https://www.chem21.info/info/2442/