Гидролиз органических. Гидролиз органических соединений

Реакция обменного разложения веществ водой называется гидролизом. Такому воздействию подвергаются неорганические и органические вещества - соли, углеводы, галогеналканы, белки, сложные эфиры. Процесс протекает обратимо и необратимо.

Неорганические вещества

Среди неорганических соединений гидролизу подвергаются растворимые минеральные соли за счёт взаимодействия ионов с молекулами воды. В результате соль распадается на катионы и анионы, то есть образуется электролит.

Рис. 1. Классификация солей по растворимости.

Соли могут быть образованы:

• слабой кислотой и сильным основанием (Na 2 CO 3);
• сильной кислотой и слабым основанием (ZnSO 4);
• слабой кислотой и слабым основанием (Fe 2 (CO 3) 3);
• сильной кислотой и сильным основанием (Na 2 SO 4).

Ионы соли при гидролизе способны образовывать с Н + и ОН – слабые электролиты. В зависимости от связи с ионами воды выделяют реакции, протекающие по катиону или аниону, а также по катиону и аниону.

Гидролизу не подвергаются соли, состоящие из сильной кислоты и сильного основания.

Описание процесса для разных солей представлено в таблице.

Рис. 2. Схема гидролиза соли.

Обратимый процесс подчиняется принципу Ле Шателье: скорость реакции увеличивается при добавлении воды (разведении раствора) или повышении температуры.

Органические вещества

Водному разложению подвергаются высокомолекулярные вещества. В результате гидролиза образуются мономеры или происходит разрыв связей между углеродом и заместителями. Для осуществления реакции необходимы дополнительные условия.

Краткое описание разложение под действием воды органических веществ описано в таблице.

Нуклеиновые кислоты гидролизуются поэтапно. Изначально образуются нуклеотиды, которые также подвергаются гидролизу. Конечные продукты - моносахариды и ортофосфорная кислота

Рис. 3. Схема гидролиза нуклеиновых кислот.

Что мы узнали?

Из темы урока химии 11 класса узнали, что гидролиз - процесс разложения веществ под действием воды. Реакции подвергаются соли, сложные эфиры, галогеналканы, алкоголяты, белки, жиры, углеводы. Процесс зачастую протекает ступенчато. В зависимости от конечных продуктов гидролиз протекает обратимо и необратимо. Ускорить взаимодействие веществ с водой и добиться полного разложения можно добавлением воды или повышением температуры.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 110.

Цели урока: На основе универсального понятия “ гидролиз” показать единство мира органических и неорганических веществ. Используя интеграционный потенциал этого понятия раскрыть внутри – и межпредметные связи химии, дать яркое представление о практической значении процессов гидролиза в живой и неживой природе и в жизни общества. Ознакомить учащихся с сущностью гидролиза солей и научить составлять уравнения гидролиза различных солей.

Оборудование и реактивы: Растворы HCI, HNO 3 , NaOH, Na 2 CO 3 , AICI 3 , KNO 3 , FeCI 3 ; кусочек CaC 2 ; пробирки, штативы, растворы индикаторов и наборы универсальной индикаторной бумаги.

Форма урока. Лекция.

Гидролиз – реакция обменного разложения веществ водой.

Гидролизу подвергаются: органические и неорганические вещества .

Реакции гидролиза могут быть: обратимые и необратимые.

1. Гидролиз органических веществ
:

А) гидролиз галогеналканов: C 2 H 5 CI + H 2 O -> C 2 H 5 OH + HCI
Б) гидролиз сложных эфиров: CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O -> CH 3 COOH + C 2 H 5 OH
В) гидролиз жиров:

Г) гидролиз дисахаридов: C 12 H 22 O 11 + H 2 O ->C 6 H 12 O 6 + C 6 H 12 O 6
Д) гидролиз белков:

H 2 N – CH 2 – CO – NH – CH 2 – CO – NH – CH 2 – COOH + H 2 O-> 3H 2 N – CH 2 COOH

Е) гидролиз полисахаридов: (C 6 H 10 O 5) n + H 2 O -> n C 6 H 12 O 6

Приложение 1 )

2. Гидролиз бинарных неорганических веществ :

А) гидролиз карбидов: CaC 2 + 2H 2 O -> Ca(OH) 2 + C 2 H 2
Б) гидролиз галогенидов: SiCI 4 + 3 H 2 O -> H 2 SiO 4 + 4 HCI
В) гидролиз гидридов: NaH + H 2 O ->NaOH + H 2
Г) гидролиз фосфидов: Mq 3 P 2 + 6H 2 O ->3 Mq(OH) 2 + 2PH 3
Д) гидролиз сульфидов: AI 2 S 3 + 6H 2 O ->2AI(OH) 3 + 3 H 2 S.

При растворении некоторых солей в воде самопроизвольно протекают не только диссоциация их на ионы и гидратация ионов, но и процесс гидролиза солей.

Гидролиз солей – это протолитический процесс взаимодействия ионов солей с молекулами воды, в результате которого образуются малодиссоциирующие молекулы или ионы.

С позиции протолитической теории гидролиз ионов солей заключается в переходе протона от молекулы воды к аниону соли или катиону соли (с учетом его гидратации) к молекуле воды. Таким образом, в зависимости от природы иона вода выступает либо как кислота, либо как основание, а ионы соли при этом являются соответственно сопряженным основанием или сопряженной кислотой.(в водном растворе соли появляется избыток свободных H + илиOH – и раствор соли становится кислотным или щелочным.

Возможны три варианта гидролиза ионов солей:

• гидролиз по аниону – соли, содержащий катион сильного основания и анион слабой кислоты;
• гидролиз по катиону – соли, содержащие катион слабого основания и анион сильной кислоты;
• гидролиз и по катиону, и по аниону – соли, содержащие катион слабого основания и анион слабой кислоты.

Гидролиз по аниону. Соли, содержащие анионы слабых кислот, например ацетаты, цианиды, карбонаты, сульфиды, взаимодействуют с водой, так как эти анионы являются сопряженными основаниями, способными конкурировать с водой за протон, связывая его в слабую кислоту:

При этом взаимодействии возрастает концентрация ионов OH - , и поэтому pH водных растворов солей, гидролизующихся по аниону, всегда находится в щелочной областиpH > 7. Гидролиз многозарядных анионов слабых кислот в основном протекает по I ступени. Работа обучающихся по листу заданий (Приложение 2 )

Для характеристики состояния равновесия при гидролизе солей используют константу гидролиза К г, которая при гидролизе по аниону равна:

где К H2O – ионное произведение воды; К а – константа диссоциации слабой кислоты НА.

В соответствии с принципом Ле – Шателье смещения химического равновесия для подавления гидролиза, протекающего по аниону, к раствору соли следует добавить щелочь как поставщика иона ОН - , образующегося при гидролизе соли по аниону (ион, одноименный продукту гидролиза).

Гидролиз по катиону. Соли, содержащие катионы слабых оснований, например катионы аммония, алюминия, железа, цинка, взаимодействуют с водой, так как являются сопряженными кислотами, способными отдавать протон молекулам воды или связывать ионы ОН – молекул воды с образованием слабого основания:

Kt + + H 2 O -> KtOH + H + pH < 7

NH 4 + + H 2 O -> NH 3 + H 3 O +

Fe 3+ + H 2 O -> FeOH 2+ + H + ; I – ступень

FeOH 2+ + H 2 O -> Fe(OH) + 2 + H + ; II – ступень

Fe(OH) + 2 + H 2 O ->Fe(OH) 3 + H + III – ступень

При этом взаимодействии возрастает концентрация ионов H + , и поэтому pH водных растворов солей, гидролизующихся по катиону, всегда находится в кислой областиpH < 7. Гидролиз многозарядных катионов слабых оснований в основном протекает по I ступени.

Для подавления гидролиза, протекающего по катиону, к раствору соли следует добавить кислоту как поставщика иона Н + , образующегося при гидролизе соли по катиону (ион, одноименный продукту гидролиза. Работа обучающихся по листу заданий (Приложение 2 )

Гидролиз по катиону и по аниону. В этом случае в реакции гидролитического взаимодействия с водой участвуют одновременно и катионы, и анионы, а реакция среды определяется природой сильного электролита.

Если гидролиз по катиону и по аниону протекает в равной степени (кислота и основание – одинаково слабые электролиты), то раствор соли имеет нейтральную реакцию; например, водный раствор ацетата аммония NH 4 CH 3 COO имеет pH = 7,т.к.pK a (CH 3 COOH) = 4,76 и pK b (NH 3 *H 2 O) = 4,76.

Если в растворе преобладает гидролиз по катиону (основание слабее кислоты), раствор такой соли имеет слабокислую реакцию (pH < 7) , например нитрит аммония NH 4 NO 2

(pK a (HNO 2) = 3,29) .

Если в растворе преобладает гидролиз по аниону (кислота слабее основания), раствор такой соли имеет слабощелочную реакцию (pH > 7) , например цианид аммония NH4СN

(pK a (HСN) = 9,31) .

Работа обучающихся по листу заданий (Приложение 2 )

Некоторые соли, гидролизующиеся по катиону и по аниону, например сульфиды или карбонаты алюминия, хрома, железа (III), гидролизуются полностью и необратимо, так как при взаимодействии их ионов с водой образуются малорастворимые основания и летучие кислоты, что способствует протеканию реакции до конца:

AI 2 (CO 3) 3 + 3 H 2 O ->2 AI(OH) 3 + 3 CO 2 ; Cr 2 S 3 + 6 H 2 O ->2 Cr(OH) 3 + 3 H 2 S

Механизм необратимого гидролиза

В растворах двух солей, например сульфида натрия (Na 2 S) и хлорида алюминия (AICI 3), взятых порознь, устанавливается равновесие: S 2– + H 2 O -> HS – + OH -

AI 3+ + H 2 O -> AIOH 2+ + H +

гидролиз ограничивается I стадией. При смешивании этих растворов, ионы Н + и ОН – взаимно нейтрализуют друг друга, уход этих ионов из сферы реакции в виде малодиссоциированной воды смещает оба равновесия вправо и активизирует последующие ступени гидролиза:

HS – + H 2 O -> H 2 S + ОН –

AIOH 2+ + H 2 O -> AI(OH) + 2 + Н +

AI(OH) + 2 + H 2 O -> AI(OH) 3 + Н + ,

что в конечном счете приводит к образованию слабого основания и слабой кислоты.

2AICI 3 + 3 Na 2 S + 6 H 2 O -> 2 AI(OH) 3 + 3 H 2 S + 6 NaCI

Эту особенность гидролиза подобных солей следует обязательно учитывать при сливании сточных вод, чтобы избежать их вспенивания за счет образования CO 2 или отравления окружающей среды сероводородом.

Степень гидролиза (h ) – количественная характеристика гидролиза.

h = n / N * 100% ,

Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул. зависит:

А) температуры, Б) концентрации раствора, В) тип соли (природы основания, природы кислоты).

Глубина протекания гидролиза солей в значительной степени зависит и от внешних факторов, в частности от температуры и концентрации раствора . При кипячении растворов гидролиз солей протекает значительно глубже, а охлаждение растворов, наоборот, уменьшает способность соли подвергаться гидролизу.

Увеличение концентрации большинства солей в растворах также уменьшает гидролиз, а разбавление растворов заметно усиливает гидролиз солей.

Гидролиз – процесс эндотермический, в большинстве обратимый. В соответствии с принципом смещения химического равновесия для подавления гидролиза – следует понизить температуру, увеличить концентрацию исходной соли, ввести в раствор один из продуктов гидролиза(кислоты – Н + , щелочи – ОН -); для усиления гидролиза – следует повысить температуру, разбавить раствор, связывание какого – либо продукта гидролиза (Н + или ОН -) в молекулы слабого электролита H 2 O

Значение гидролиза

1. Гидролитические процессы вместе с процессами растворения играют важную роль в обмене веществ. С ними связано поддержание на определенном уровне кислотности крови и других физиологических жидкостей. Действие многих химиотерапевтических средств связано с их кислотно – основными свойствами и склонностью к гидролизу.
2. Геохимические процессы.
3. Химическая промышленность

1). Гидролиз эндотермическая реакция, поэтому повышение температуры усиливает гидролиз.

2). Повышение концентрации ионов водорода ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по катиону. Аналогично, повышение концентрации гидроксид-ионов ослабляет гидролиз, в случае гидролиза по аниону.

3). При разбавлении водой равновесие смещается в сторону протекания реакции, т.е. вправо, степень гидролиза возрастает.

4). Добавки посторонних веществ могут влиять на положение равновесия в том случае, когда эти вещества реагируют с одним из участников реакции. Так, при добавлении к раствору сульфата меди

2CuSO4 + 2H2O <=> (CuOH)2SO4 + H2SO4

раствора гидроксида натрия, содержащиеся в нем гидроксид-ионы будут взаимодействовать с ионами водорода. В результате их концентрация уменьшится, и, по принципу Ле Шателье, равновесие в системе сместится вправо, степень гидролиза возрастет. А если к тому же раствору добавить раствор сульфида натрия, то равновесие сместится не вправо, как можно было бы ожидать (взаимное усиление гидролиза) а наоборот, влево, из-за связывания ионов меди в практически нерастворимый сульфид меди.

5). Концентрация соли. Рассмотрение этого фактора приводит к парадоксальному выводу: равновесие в системе смещается вправо, в соответствии с принципом Ле Шателье, но степень гидролиза уменьшается.

Пример,

Al(NO 3 ) 3

Соль гидролизуется по катиону. Усилить гидролиз этой соли можно, если:

1. нагреть или разбавить раствор водой;
2. добавит раствор щёлочи (NaOH);
3. добавить раствор соли, гидролизующейся по аниону Nа 2 СО 3 ;

1. растворение вести на холоду;
2. готовить как можно более концентрированный раствор Al(NO 3 ) 3 ;
3. добавить к раствору кислоту, например HCl

Гидролиз солей многокислотных оснований и многоосновных кислот проходит ступенчато

Например, гидролиз хлорида железа (II) включает две ступени:

1-ая ступень

FeCl 2 + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe 2+ + 2Cl - + H + + OH - <=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +

2-ая ступень

Fe(OH)Cl + HOH <=>Fe(OH) 2 + HCl
Fe(OH) + + Cl - + H + + OH - <=>Fe(ОН) 2 + Н + + Cl -

Гидролиз карбоната натрия включает две ступени:

1-ая ступень

Nа 2 СО 3 + HOH <=>NаНСО 3 + NаОН
СО 3 2- + 2Na + + H + + OH - =>НСО 3 - + ОН - + 2Na +

2-ая ступень

NаНСО 3 + Н 2 О <=>NаОН + Н 2 СО 3
НСО 3 - + Na + + H + + OH - <=>Н 2 СО 3 + ОН - + Na +

Гидролиз - процесс обратимый. Повышение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов препятствует протеканию реакции до конца. Параллельно с гидролизом проходит реакция нейтрализации, когда образующееся слабое основание (Fe(ОН) 2) взаимодействует с сильной кислотой, а образующаяся слабая кислота (Н 2 СО 3) - со щелочью.

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота:

Al 2 S 3 + 6H 2 O =>2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S

Cоли, полностью разлагаемые водой - Al 2 S 3 , нельзя получить по реакции обмена в водных растворах, так как вместо обмена протекает реакция совместного гидролиза:

2AlCl 3 +3Na 2 S≠Al 2 S 3 +6NaCl

2AlCl 3 +3Na 2 S+6H 2 O=2Al(OH) 3 ↓+6NaCl+3H 2 S (взаимное усиление гидролиза)

Поэтому их получают в безводных средах спеканием или другими способами, например:

2Al+3S = t ° C =Al 2 S 3

Примеры реакций гидролиза

(NH 4) 2 CO 3 карбонат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 2.

1 ступень: (NH 4) 2 CO 3 +H 2 O ↔ NH 4 OH+NH 4 HCO 3

2 ступень: NH 4 HCO 3 +H 2 O ↔NH 4 OH +H 2 CO 3

Реакция раствора слабощелочная pH >7, т.к гидроксид аммония более сильный электролит, чем угольная кислота. К д (NH 4 OH )>К д (H 2 CO 3)

CH 3 COONH 4 ацетат аммония – соль, слабой кислоты и слабого основания. Растворима. Гидролизуется по катиону и аниону одновременно. Число ступеней – 1.

CH 3 COONH 4 +H 2 O ↔NH 4 OH +СH 3 COOH

Реакция раствора нейтральная pH =7, т.к К д (CH 3 COO Н)=К д (NH 4 OH )

K 2 HPO 4 – гидроортофосфат калия - соль, слабой кислоты и сильного основания. Растворима. Гидролизуется по аниону. Число ступеней – 2.

1 ступень: K 2 HPO 4 +H 2 O ↔KH 2 PO 4 +KOH

2 ступень: KH 2 PO 4 +H 2 O ↔H 3 PO 4 +KOH

Реакция раствора 1 ступени слабощелочная pH =8,9 , так как в результате гидролиза в растворе накапливаются ионы OH - и процесс гидролиза преобладает над процессом диссоциации ионов HPO 4 2- , дающим ионы H + (HPO 4 2- ↔H + +PO 4 3-)

Реакция раствора 2 ступени слабокислая pH =6,4 , так как процесс диссоциации дигидроортофосфат ионов преобладает над процессом гидролиза, при этом ионы водорода не только нейтрализуют гидроксид-ионы, но и остаются в избытке, что и обуславливает слабокислую реакцию среды.

Задача: Определите среду растворов гидрокарбоната и гидросульфита натрия.

Решение:

1) Рассмотрим процессы в растворе гидрокарбоната натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - (I)

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (II )

Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 угольной кислоты, равная 4,8∙10 -11 .

Гидролиз гидрокарбоната натрия описывается уравнением:

NaHCO 3 +H 2 O ↔ H 2 CO 3 +NaOH

HCO 3 - +H 2 O ↔H 2 CO 3 +OH - , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 CO 3)=1∙10 -14 /4,5∙10 -7 =2,2∙10 -8 .

Константа гидролиза заметно больше константы диссоциации, поэтому раствор NaHCO 3 имеет щелочную среду .

2) Рассмотрим процессы в растворе гидросульфита натрия. Диссоцияция этой соли идёт в две ступени, катионы водорода образуются на второй ступени:

NaHSO 3 = Na + + HSO 3 - (I)

HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)

Константа диссоциации по второй ступени - это К 2 сернистой кислоты, равная 6,2∙10 -8 .

Гидролиз гидросульфита натрия описывается уравнением:

NaHSO 3 +H 2 O ↔H 2 SO 3 +NaOH

HSO 3 - +H 2 O ↔H 2 SO 3 +OH - , константа которого равна

K г =K w /K 1 (H 2 SO 3)=1∙10 -14 /1,7∙10 -2 =5,9∙10 -13 .

В этом случае костанта диссоциации больше константы гидролиза, поэтому раствор

NaHSO 3 имеет кислую среду .

Задача: Определить среду раствора соли цианида аммония.

Решение:

NH 4 CN ↔NH 4 + + CN –

NH 4 + + 2H 2 O ↔NH 3 . H 2 O + H 3 O +

CN – + H 2 O ↔HCN + OH –

NH 4 CN +H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

К д (HCN) =7.2∙10 -10 ; К д (NH 4 OH) =1.8∙10 -5

Ответ: Гидролиз по катиону и аниону, т.к. K o > K к, слабощелочная среда, pH > 7

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.