Ступінь і константа гідролізу

Ступінь і константа гідролізу

Якщо розглядати дві головні галузі хімічної науки, неорганічну та органічну хімію, з 'ясовується, що ви знайдете у них не так вже й багато точок дотику. Але є один процес істинно глобального масштабу, який об 'єднує неорганічні та органічні речовини. Це процес гідролізу.

Вода - універсальний розчинник

Гідроліз - це взаємодія речовин з водою, при якій складові частини хімічних сполук утворюють продукти реакції з іонами водню і гідроксогруп молекул H2O. Враховуючи, що 79% планети і до 80% від маси всіх живих організмів становить вода, стає зрозуміло, що реакції гідролізу охоплюють всі прояви природних процесів, починаючи руйнуванням гірських порід і закінчуючи метаболізмом на всіх семи рівнях організації живої матерії, починаючи від молекулярного і до біосферного.

Математична мова гідролізу

Чим складніший хімічний процес, тим більшої кількості формул і розрахунків він вимагає. Для обох видів обмінних реакцій речовин з водою як в органічній, так і в неорганічній хімії використовують математичні величини - це ступінь і константа гідролізу, що позначаються як оріг і Кг. Їх значення обчислюють і застосовують у технологічних процесах органічного синтезу, наприклад, при осахарюванні крохмалю, гідролізі деревини, омиленні жирів.

Що таке ступінь гідролізу

Чим швидше речовина взаємодіє з водою, тим більше в такому розчині буде її гідролізованих молекул. Відношення їх числа до загальної кількості частинок хімічної сполуки в розчині і називається ступенем гідролізу. У неорганічній хімії її прийнято позначати як h, в органічній оріг. Її виражають у частинах від одиниці або у відсотках. Наприклад, якщо у воді буде розчинено 2 моль речовини, а прогідролізувало 0,01 моль, то h = 0,01/2 = 0,005 або 0,5%.

Константа гідролізу

Ця величина показує здатність речовини гідролізуватися. Чим вона вища, тим швидше молекули розчинної речовини взаємодіють з іонами водню і гідроксильних груп води. Її позначають як Кг, вираз для константи гідролізу може бути представлено формулою:

де: Kw - іонний витвір води [H +] * [OH-];

Кд- константа дисоціації (розщеплення) речовини, що розчиняється.

Для органічних сполук ступінь і константа гідролізу пов 'язані з формулою:


де:

Кг- константа гідролізу.

С - концентрація іонів розчиненої речовини.

- Ступінь гідролізу.

Особливості гідролізу органічних сполук

Обмінні реакції з водою у білків, вуглеводів і жирів протікають багатоступенево і досить складно. Тому і константа гідролізу, формула якої:

де: С - концентрація розчиненої речовини (моль/л).

ступінь гідролізу, буде також залежати ще й від природи каталізатора (ферменту), його активності і від температури розчину.


Наприклад, у технологічному процесі обмінних реакцій целюлози з водою фахівці прораховують всі параметри, головними з яких є константа гідролізу і константа швидкості гідролізу. Для останньої величини вводять такі складові, як: - відносну активність каталізатора, N - його нормальність, тобто концентрацію, b - здатність целюлози до гідролізу і - показник, що характеризує залежність швидкості реакції з водою від температури: k=α*N*b*λ

У реакціях гідролізу жирів хіміки-технологи враховують її зворотність. Щоб зрушити рівновагу вправо, в бік утворення потрібних продуктів, наприклад, гліцерину, в промисловому синтезі застосовують лужі. У цьому випадку гідроліз жирів проходить практично до кінця: гідроксиди натрію або калію перетворюють багатоосновні карбонові кислоти, які утворюються в солі і таким чином перешкоджають проходженню зворотної реакції утворення жиру. Подібним способом користуються при розкладанні водою складних ефірів у реакції омиління. Збільшуючи концентрацію гідроксид-іонів і розбавляючи реагуючу суміш, домагаються підвищення ступеня гідролізу, а значить, і виходу продуктів реакції спиртів і органічних кислот.

Розкладання водою неорганічних речовин

Практичне значення мають реакції гідролізу хімічних сполук, що відносяться до класу солей. Вони, як відомо, є продуктами обміну між кислотами і підставами. Так от, їх гідроліз буде залежати якраз від того, якими саме гідроксидами і кислотами утворені солі. І ключовим тут буде поняття теорії електролітичної дисоціації про силу електролітів. Константа і ступінь гідролізу солей також будуть змінюватися, залежно від складу іонів, що утворюють їх молекули.

Чому pH солей різний

Досліди показують, що розчини різних солей можуть бути кислими (рН < 7), нейтральними (рН = 7), або лужними (рН > 7), хоча в їх молекулах немає ні водневих, ні гідроксильних іонів. Пояснення цим протиріччям потрібно шукати в процесі їх реакції з водою:

Сіль + вода < = > кислота + основа.
Цій рівновазі відповідає константа гідролізу:


де: НА - кислота,
МОН - підстава,
МА - сіль.
Виходячи з того, що концентрація води в розбавлених розчинах є постійною, константа гідролізу матиме вигляд:

Спростивши першу формулу, отримаємо величину:

Це і є константа гідролізу солей - Кг. Її значення характеризує здатність речовини розкладатися водою, чим вона більша, тим швидше (при однакових температурі і концентрації солі) відбувається реакція. Так як константа гідролізу, формула якої Кг = [ОН] [МА], то концентрація іонів гідроксогруп буде:

Для більшості солей гідроліз - процес звернений. На величину - температура і концентрація розчину солі. Чим вищі обидва ці параметри, тим більший ступінь і константа гідролізу. Це пояснюється тим, що при нагріванні різко зростає Сн + і Сон-. Збільшення концентрації води, як видно з рівняння гідролізу, зміщує рівновагу вправо. Однак у реальних хімічних процесах доведено, що h солей, утворених слабкими кислотою і підставою, від розбавлення розчину не залежить.

Ступінь гідролізу і ТЕД

У світлі теорії електролітичної дисоціації рівновага процесу гідролізу залежить від вже відомої нам величини h або - ступеня гідролізу. Якщо водою розкладається сіль слабкої кислоти, наприклад Na2CO3 або K2S, то


Реакція розчинів таких солей буде лужною. Її можна визначити за допомогою безбарвного індикатора фенолфталеїну, який при надлишку гідроксильних іонів стає малиновим. Фіолетовий лакмус у лужному розчині набуває синього забарвлення, а метилоранж - жовтого. Карбонат натрію, як сильний електроліт, при розчиненні у воді повністю дисоціює на катіони металу та аніони кислотного залишку. Саме останні взаємодіють з іонами водню та гідроксогруп.

Катіони натрію не можуть зв 'язати іони ОН- в молекули гідроксиду натрію, оскільки він є сильним електролітом і в розчині ніколи не присутній як молекула. У той же час карбонат-іони зв 'язуються з Н + з утворенням слабкого електроліту - вугільної кислоти - до тих пір, поки в розчині не встановиться рівновага.
При гідролізі солей слабких підстав AlCl3, FeSO4:

Реакція розчинів таких солей буде кислою, рН менше 7. В даному випадку утворюється слабкий електроліт Al (OH) 3. Частина іонів водню, залишаючись вільними, обумовлює підкислення розчину: індикатор лакмус знижує це зміною фіолетового забарвлення на червоне. В результаті зміщується іонна рівновага дисоціації води і утворюється надлишок водневих іонів.

Якщо в обмінну реакцію з водою вступають солі слабкої основи і слабкої кислоти (NH4) CH3COO, NH4CN, то

Розчини таких солей гідролізують особливо легко, і їх рН буде залежати від ступеня дисоціації і кислоти, і основи. Якщо концентрація іонів Н + буде більшою, то рН буде менше 7. При надлишку гідроксидіонів - рН більше 7, а в разі приблизно однакової їх кількості - розчин стане нейтральним. Таким чином гідроліз солей відбувається тоді, коли їх іони, які утворюються внаслідок електролітичної дисоціації, способи утворювати з водою слабкі (малодисоційовані електроліти)
Додамо також наступне:


Константа гідролізу солей, визначена за цією формулою, показує, що закон Оствальда має вигляд:

застосуємо не тільки для електролітичної дисоціації, а й для процесу розкладання речовин водою. У разі якщо сіль утворена сильною підставою і сильною кислотою, то у водних розчинах вона не гідролізує, оскільки не відбувається утворення слабкого електроліту. Тобто в розчині постійно присутні у вільному стані чотири типи іонів: це катіони металу і водню та аніони гідроксильних груп і кислотних залишків. Для розчинів таких солей не можна написати скорочене іонне рівняння, а вся реакція зводиться до утворення молекул води.

Обчислення константи гідролізу хлориду амонію

Щоб визначити цю величину слабкою підставою і сильною кислотою, використовуємо співвідношення:

де: Kw - виробництво води;
КОСН - константа дисоціації, що утворюється при гідролізі слабкого заснування NH4OH.
Тоді константа гідролізу хлориду амонію дорівнюватиме:

Це доводить, що при гідролізі розчин цієї солі має кислу реакцію.