Stopień i stała hydroliza

Jeśli weźmiemy pod uwagę dwie główne gałęzie chemii, chemii nieorganicznej i organicznej, okazuje się, że nie znajdziecie w nich zbyt wielu punktów kontaktu. Ale istnieje jeden proces w prawdziwie globalnej skali, który łączy w sobie nieorganiczną i organiczną materię. To jest proces hydrolizy.

Woda jest uniwersalnym rozpuszczalnikiem

Hydroliza to interakcja substancji z wodą, w której części składowe związków chemicznych tworzą produkty reakcji z jonami wodoru i grupami hydroksylowymi cząsteczek H ₂ O. Biorąc pod uwagę, że 79% planety i do 80% masy wszystkich żywych organizmów stanowi woda, staje się jasne, że reakcja Hydroliza obejmuje wszystkie przejawy procesów naturalnych, poczynając od destrukcji skał i kończąc na metabolizmie na wszystkich siedmiu poziomach organizacji żywej materii, od molekularnej do biosferycznej.

Matematyczny język hydrolizy

Im bardziej złożony jest proces chemiczny, tym większa liczba formuł i obliczeń, których wymaga. Dla obu typów reakcji wymiany substancji z wodą, zarówno w chemii organicznej, jak i nieorganicznej, stosuje się wartości matematyczne - jest to stopień i stała hydrolizy, oznaczane jako αg i K _g. Ich wartości są obliczane i stosowane w procesach technologicznych syntezy organicznej, na przykład w scukrzaniu skrobia, hydroliza drewna, zmydlanie tłuszczów.

Jaki jest stopień hydrolizy

Im szybciej substancja wchodzi w interakcję z wodą, tym bardziej zhydrolizowane cząsteczki znajdą się w takim roztworze. Stosunek ich liczby do całkowitej liczby cząstek związku chemicznego w roztworze nazywa się stopniem hydrolizy. W chemii nieorganicznej jest zwykle oznaczany jako h, w organicznej α. Jest wyrażony w częściach jednostki lub w procentach. Na przykład, jeśli 2 mol substancji rozpuszcza się w wodzie, a 0,01 mol jest zhydrolizowany, to h = 0,01 / 2 = 0,005 lub 0,5%.

Stała hydrolizy

Ta wartość wskazuje zdolność substancji do hydrolizy. Im wyższe, tym szybciej cząsteczki substancji rozpuszczonej oddziałują z jonami wodorowymi i grupami hydroksylowymi wody. Jest oznaczony jako K _g , wyrażenie dla stałej hydrolizy można przedstawić wzorem:

gdzie: K _w jest jonowym produktem wody [H ⁺ ] * [OH ^- ];

Kd - stała dysocjacji (rozszczepienia) substancji rozpuszczonej.

Dla związki organiczne stopień i stała hydroliza odnoszą się do wzoru:

gdzie:

K _g - stała hydroliza.

C jest stężeniem jonów substancji rozpuszczonej.

α _g - stopień hydrolizy.

Cechy hydrolizy związków organicznych

Reakcje wymiany z wodą w białkach, węglowodanach i tłuszczach są wieloetapowe i trudne. Dlatego stała hydrolizy, której wzór jest:

gdzie: С jest stężeniem rozpuszczonej substancji (mol / l).

α _g - stopień hydrolizy zależy również od rodzaju katalizatora (enzymu), jego aktywności i temperatury roztworu.

Na przykład w procesie technologicznym wymiany reakcji celulozy z wodą specjaliści wyliczają wszystkie parametry, z których główną są stała hydrolizy i stała szybkości hydrolizy. Dla tej drugiej wartości, takie składniki wprowadza się jako: - względna aktywność katalizatora α, N - jego normalność, czyli stężenie, b - zdolność celulozy do hydrolizy, oraz λ - wskaźnik charakteryzujący zależność szybkości reakcji od temperatury wody: k = α * N * b * λ

W reakcjach hydrolizy tłuszczów inżynierowie procesów chemicznych biorą pod uwagę ich odwracalność. Aby przesunąć równowagę w prawo, w kierunku tworzenia pożądanych produktów, na przykład glicerol, alkalia jest stosowana w syntezie przemysłowej. W tym przypadku hydroliza tłuszczów zachodzi prawie do końca: wodorotlenki sodu lub potas przekształcają wielozasadowe kwasy karboksylowe, które tworzą się w soli i w ten sposób zapobiegają przechodzeniu reakcji odwrotnej tworzenia tłuszczu. Podobną metodę stosuje się, gdy woda rozkłada estry w reakcji zmydlania. Zwiększając stężenie jonów wodorotlenowych i rozcieńczając mieszaninę reakcyjną, zwiększają one stopień hydrolizy α, a tym samym wydajność produktów reakcji alkoholi i kwasów organicznych.

Dekompozycja wody substancji nieorganicznych

Praktyczne znaczenie mają reakcje hydrolizy związków chemicznych należących do klasy soli. Są one znane jako produkty wymiany między kwasami i zasadami. Tak więc ich hydroliza będzie zależeć od dokładnie, jakie wodorotlenki i kwasy tworzą sole. A kluczem będzie tutaj koncepcja teorii dysocjacji elektrolitycznej o sile elektrolitów. Stały i stopniowy hydroliza solna będzie się również zmieniać zależnie od składu jonów tworzących ich cząsteczki.

Dlaczego pH soli jest inne

Doświadczenia pokazują, że roztwory różnych soli mogą być kwaśne (pH <7), obojętne (pH = 7) lub zasadowe (pH> 7), chociaż w ich cząsteczkach nie ma jonów wodorowych ani hydroksylowych. Wyjaśnienia tych sprzeczności należy szukać w procesie ich reakcji z wodą:

Sól + woda <=> kwas + zasada.
Ta równowaga odpowiada stałej hydrolizy:

gdzie: ON jest kwasem,
PWS - Fundacja
MA jest solą.
W związku z tym, że stężenie wody w rozcieńczonych roztworach jest stałe, stała hydrolizy będzie wynosić:
Upraszczając pierwszą formułę, otrzymujemy wartość:
Jest to stała hydroliza soli - Kg. Jego wartość charakteryzuje zdolność substancji do rozkładu wodą, im większa, tym szybciej (w tej samej temperaturze i stężeniu soli) zachodzi reakcja. Ponieważ stała hydrolizy, której wzór wynosi Kg = [OH] x [MA], stężenie jonów hydroksylowych będzie wynosić:
W przypadku większości soli hydroliza jest procesem odwracalnym. Na wartość α wpływa temperatura i stężenie roztworu soli. Im wyższe są oba te parametry, tym większy stopień i stała hydroliza. Wynika to z faktu, że po ogrzaniu Cn + i Son-gwałtownie wzrastają. Wzrost stężenia wody, jak widać z równania hydrolizy, przesuwa równowagę w prawo. Jednakże w rzeczywistych procesach chemicznych udowodniono, że sole h utworzone przez słaby kwas i zasadę nie zależą od rozcieńczenia roztworu.

Stopień hydrolizy i TED

W świetle teorii dysocjacja elektrolityczna równowaga procesu hydrolizy zależy od znanej nam już wartości h lub α - stopnia hydrolizy. Jeśli sól słabego kwasu rozkłada się z wodą, to na przykład Na2CO3 lub K2S
Roztwory reakcyjne takich soli będą alkaliczne. Można ją wyznaczyć za pomocą bezbarwnego wskaźnika fenoloftaleiny, która z nadmiarem jonów hydroksylowych staje się szkarłatna. Fioletowy lakmus w roztworze alkalicznym nabiera niebieskiego zabarwienia, a pomarańczowy metylu staje się żółty. Węglan sodu, jako silny elektrolit po rozpuszczeniu w wodzie całkowicie dysocjuje na kationy metali i aniony kwasu. To te ostatnie wchodzą w interakcje z jonami wodorowymi i grupami wodorotlenowymi.

Kationy sodowe nie mogą wiązać jonów OH- do cząsteczek wodorotlenku sodu, ponieważ jest to silny elektrolit i nigdy nie występuje w roztworze jako cząsteczka. W tym samym czasie jony węglanowe wiążą się z H + tworząc słaby elektrolit - kwas węglowy - dopóki równowaga nie ustabilizuje się w roztworze.
Podczas hydrolizy soli słabych zasad AlCl3, FeSO4:
Reakcja roztworów takich soli będzie kwaśna, pH będzie mniejsze niż 7. W tym przypadku powstaje słaby elektrolit Al (OH) 3. Część jonów wodorowych, pozostając wolna, powoduje zakwaszenie roztworu: wskaźnik lakmusowy obniża tę wartość, zmieniając kolor fioletowy na czerwony. W wyniku tego równowaga jonowa dysocjacji wody zostaje przesunięta i powstaje nadmiar jonów wodorowych.

Jeśli sole słabej zasady i słabego kwasu (NH4) CH3COO, NH4CN wchodzą w reakcję wymiany z wodą, wówczas
Roztwory takich soli są szczególnie łatwo hydrolizowane, a ich pH będzie zależeć od stopnia dysocjacji zarówno kwasu jak i zasady. Jeżeli stężenie jonów H + jest większe, to pH będzie mniejsze niż 7. Przy nadmiarze wodorotlenku, pH większym niż 7, aw przypadku mniej więcej tej samej ilości, roztwór stanie się obojętny. Zatem hydroliza soli zachodzi, gdy ich jony, które powstają w wyniku dysocjacji elektrolitycznej, są drogami do tworzenia słabej wody (elektrody o niskim poziomie dysocjacji)
Dodajemy również: Stała hydrolizy soli, określona tym wzorem, pokazuje, że prawo Ostwalda, które ma postać:

stosowany nie tylko do dysocjacji elektrolitycznej, ale także do procesu rozkładu substancji przez wodę. Jeśli sól jest utworzona przez mocną zasadę i mocny kwas, to nie hydrolizuje w roztworach wodnych, ponieważ nie występuje tworzenie słabego elektrolitu. Oznacza to, że cztery rodzaje jonów są stale obecne w roztworze w stanie wolnym: są to kationy metali i wodoru oraz aniony grup hydroksylowych i reszt kwasowych. W przypadku roztworów takich soli niemożliwe jest napisanie skróconego równania jonowego, a cała reakcja jest zredukowana do tworzenia cząsteczek wody.

Hydroliza chlorku amonu Stała kalkulacja

Aby określić tę wartość przy słabej podstawie i mocnym kwasie, użyj relacji:
gdzie: Kw - iloczyn wody;
COSN jest stałą dysocjacji zasady NH4OH powstałej podczas hydrolizy.
Następnie stała hydroliza chlorku amonu będzie równa:

Dowodzi to, że po hydrolizie roztwór tej soli jest kwaśny.