Stupanj i konstanta hidrolize

Ako uzmemo u obzir dvije glavne grane kemijske znanosti, anorgansku i organsku kemiju, ispada da u njima nećete naći previše dodirnih točaka. Ali postoji jedan proces na istinskoj globalnoj razini koji kombinira anorganske i organske tvari. To je proces hidrolize.

Voda je univerzalno otapalo

Hidroliza je interakcija tvari s vodom, u kojoj sastavni dijelovi kemijskih spojeva tvore reakcijske produkte s vodikovim ionima i hidroksilnim skupinama molekula H ₂ O. Budući da je 79% planeta i do 80% mase svih živih organizama voda, postaje jasno da je reakcija hidroliza pokriva sve manifestacije prirodnih procesa, počevši od uništenja stijena i završavajući metabolizmom na svih sedam razina organizacije žive materije, od molekularne do biosferične.

Matematički jezik hidrolize

Što je kemijski proces složeniji, to je veći broj formula i izračuna. Za obje vrste reakcija izmjene tvari s vodom, kako u organskoj tako i u anorganskoj kemiji, koriste se matematičke vrijednosti - stupanj i konstanta hidrolize, označene kao α _g i K _g. Njihove se vrijednosti izračunavaju i koriste u tehnološkim procesima organske sinteze, primjerice u saharifikaciji škrob, hidroliza drva, saponifikacija masti.

Koliki je stupanj hidrolize

Što je tvar brža u interakciji s vodom, to će biti više hidroliziranih molekula u takvoj otopini. Odnos njihovog broja prema ukupnom broju čestica kemijskog spoja u otopini naziva se stupanj hidrolize. U anorganskoj kemiji obično se označava kao h, u organskom α _g . Izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Na primjer, ako je 2 mola tvari otopljena u vodi, a 0.01 mol je hidroliziran, tada je h = 0.01 / 2 = 0.005 ili 0.5%.

Konstanta hidrolize

Ova vrijednost ukazuje na sposobnost tvari da hidrolizira. Što je veća, molekule otopljene tvari brže djeluju s vodikovim ionima i hidroksilnim skupinama vode. Označen je kao Kg, izraz za konstantu hidrolize može se predstaviti formulom:

gdje: K _w je ionski produkt vode [H ⁺ ] * [OH-];

K _d - konstanta disocijacije (cijepanje) otopljene tvari.

za organski spojevi stupanj i konstanta hidrolize odnosi se na formulu:

gdje je:

Kg - stalna hidroliza.

C je koncentracija iona otopljene tvari.

α _g - stupanj hidrolize.

Značajke hidrolize organskih spojeva

Reakcije razmjene s vodom u proteinima, ugljikohidratima i masti su višestepene i teške. Stoga je konstanta hidrolize čija je formula:

gdje: S je koncentracija otopljene tvari (mol / l).

αg - stupanj hidrolize, također će ovisiti o prirodi katalizatora (enzima), njegovoj aktivnosti i temperaturi otopine.

Primjerice, u tehnološkom procesu reakcija izmjene celuloze s vodom stručnjaci izračunavaju sve parametre, od kojih su glavni konstanta hidrolize i konstanta brzine hidrolize. Za potonju vrijednost, takve se komponente uvode kao: α– relativna aktivnost katalizatora, N - njezina normalnost, odnosno koncentracija, b - sposobnost hidroliziranja celuloze, i λ - pokazatelj koji karakterizira ovisnost brzine reakcije o temperaturi vode: k = α * N b * λ

U reakcijama hidrolize masti inženjeri kemijskih procesa uzimaju u obzir njegovu reverzibilnost. Za pomicanje ravnoteže u desno, u smjeru stvaranja željenih produkata, na primjer glicerola, u industrijskoj sintezi koristi se lužina. U ovom slučaju, hidroliza masti se odvija gotovo do kraja: natrijevim hidroksidima ili kalij pretvaraju polibazične karboksilne kiseline, koje se formiraju u soli i tako sprječavaju prolaz obrnute reakcije stvaranja masti. Slična metoda se koristi kada voda razgrađuje estere u reakciji saponifikacije. Povećanjem koncentracije hidroksidnih iona i razrjeđivanjem reakcijske smjese povećavaju se stupanj hidrolize a, a time i prinos reakcijskih produkata alkohola i organskih kiselina.

Raspadanje anorganskih tvari vodom

Od praktične važnosti su reakcije hidrolize kemijskih spojeva koji pripadaju klasi soli. Poznato je da su proizvodi razmjene između kiselina i baza. Dakle, njihova hidroliza ovisit će točno o tome koji su hidroksidi i kiseline formirale soli. I ključ će ovdje biti koncept teorije elektrolitičke disocijacije o snazi ​​elektrolita. Stalna i stupnjevita hidroliza soli Također će varirati, ovisno o sastavu iona koji tvore njihove molekule.

Zašto je pH soli različit

Pokusi pokazuju da otopine raznih soli mogu biti kisele (pH <7), neutralne (pH = 7) ili alkalne (pH> 7), iako u molekulama nema vodikovih ili hidroksilnih iona. Objašnjenje tih kontradikcija mora se tražiti u procesu njihove reakcije s vodom:

Sol + voda <=> kiselina + baza.
Ta ravnoteža odgovara konstanti hidrolize:

gdje je: ON kiselina,
PWS - Zaklada
MA je sol.
Na temelju činjenice da je koncentracija vode u razrijeđenim otopinama konstantna, konstanta hidrolize će biti:
Pojednostavljujući prvu formulu, dobivamo vrijednost:
To je stalna hidroliza soli - Kg. Njegova vrijednost karakterizira sposobnost tvari da se razgradi s vodom, što je veća, to je brža (pri istoj temperaturi i koncentraciji soli) reakcija. Budući da je konstanta hidrolize, čija je formula Kg = [OH] × [MA], koncentracija hidroksilnih iona:
Za većinu soli, hidroliza je reverzibilni proces. Na vrijednost α utječe temperatura i koncentracija otopine soli. Što su oba ova parametra viša, to je veći stupanj i konstanta hidrolize. To je posljedica činjenice da se Cn + i Son- no naglo povećavaju. Povećanje koncentracije vode, kao što se može vidjeti iz jednadžbe hidrolize, pomiče ravnotežu udesno. Međutim, u stvarnim kemijskim procesima dokazano je da soli koje tvore slaba kiselina i baza ne ovise o razrjeđenju otopine.

Stupanj hidrolize i TED

U svjetlu teorije elektrolitička disocijacija ravnoteža procesa hidrolize ovisi o već poznatoj vrijednosti h ili αg - stupnju hidrolize. Ako se sol slabe kiseline raspada s vodom, na primjer, Na2C03 ili K2S, tada
Reakcijske otopine takvih soli će biti alkalne. Može se odrediti pomoću bezbojnog indikatora fenolftaleina, koji s viškom hidroksilnih iona postaje malina. Ljubičasti lakmus u alkalnoj otopini dobiva plavu boju, a metil naranča postaje žuta. Natrijev karbonat, kao jaki elektrolit, kada se otopi u vodi, potpuno se disocira u metalne katione i anione kiselinskog ostatka. To je posljednje koje interagira s vodikovim ionima i hidroksi skupinama.

Natrijevi kationi ne mogu vezati OH– ione u molekule natrijevog hidroksida, jer je jak elektrolit i nikada nije prisutan u molekuli u otopini. Istodobno se karbonatni ioni vežu za H + i tvore slab elektrolit - ugljičnu kiselinu - dok se u otopini ne uspostavi ravnoteža.
Tijekom hidrolize soli slabih baza AlCl3, FeSO4:
Reakcija otopina takvih soli će biti kisela, pH je manji od 7. U tom slučaju nastaje slabi elektrolit Al (OH) 3. Dio vodikovih iona, dok ostaje slobodan, uzrokuje zakiseljavanje otopine: lakmusov indikator to smanjuje promjenom ljubičaste boje na crvenu. Kao rezultat toga, ionska ravnoteža disocijacije vode je pomaknuta i nastao je višak vodikovih iona.

Ako soli slabe baze i slabe kiseline (NH4) CH3COO, NH4CN ulaze u reakciju izmjene s vodom,
Otopine takvih soli se posebno lako hidroliziraju, a njihov pH će ovisiti o stupnju disocijacije i kiseline i baze. Ako je koncentracija iona H + veća, tada će pH biti manji od 7. Uz višak hidroksida, pH veći od 7, a u slučaju približno iste količine, otopina će postati neutralna. Dakle, hidroliza soli nastaje kada su njihovi ioni, koji nastaju kao rezultat elektrolitičke disocijacije, načini formiranja slabe vode (nisko disocirani elektroliti).
Dodamo i sljedeće: Konstanta hidrolize soli, određena ovom formulom, pokazuje da je Ostwaldov zakon, koji ima oblik:

ne samo za elektrolitičku disocijaciju, već i za proces razgradnje tvari vodom. Ako je sol formirana jakom bazom i jakom kiselinom, tada se ne hidrolizira u vodenim otopinama, jer se ne pojavljuje stvaranje slabog elektrolita. To znači da su četiri vrste iona stalno prisutna u otopini u slobodnom stanju: to su kationi metala i vodika i anioni hidroksilnih skupina i kiselinskih ostataka. Za otopine takvih soli nemoguće je napisati skraćenu ionsku jednadžbu, a cijela reakcija se svodi na stvaranje molekula vode.

Proračun konstante amonijevog klorida

Za određivanje ove vrijednosti sa slabom bazom i jakom kiselinom upotrijebite odnos:
gdje: Kw - proizvod vode;
COSN je konstanta disocijacije baze NH4OH formirana tijekom hidrolize.
Tada će konstantna hidroliza amonijevog klorida biti jednaka:

To dokazuje da kada je hidrolizirana, otopina te soli je kisela.