Степен и константа хидролизе

Ако узмемо у обзир две главне гране хемијске науке, неорганску и органску хемију, испада да у њима нећете наћи превише тачака контакта. Али постоји један процес на истинском глобалном нивоу који комбинује неорганске и органске материје. То је процес хидролизе.

Вода је универзални растварач

Хидролиза је интеракција супстанци са водом, у којој саставни делови хемијских једињења формирају продукте реакције са јонима водоника и хидроксилним групама молекула Х ₂ О. Будући да је 79% планете и до 80% масе свих живих организама вода, постаје јасно да је реакција хидролиза покрива све манифестације природних процеса, почевши од разарања стена и завршавајући метаболизмом на свих седам нивоа организовања живе материје, од молекуларне до биосферичне.

Математички језик хидролизе

Што је хемијски процес сложенији, то је већи број формула и израчуна који су му потребни. За оба типа реакција размене супстанци са водом, како у органској тако иу неорганској хемији, користе се математичке вредности - то је степен и константа хидролизе, означене као α _г и К _г. скроб, хидролиза дрвета, сапонификација масти.

Колики је степен хидролизе

Што је супстанца бржа у интеракцији са водом, то ће бити више хидролизованих молекула у таквом решењу. Однос њиховог броја према укупном броју честица хемијског једињења у раствору назива се степен хидролизе. У неорганској хемији се обично означава као х, у органском α _г. Изражава се у деловима јединице или у процентима. На пример, ако је 2 мол супстанце растворено у води, а 0.01 мол је хидролизован, онда је х = 0.01 / 2 = 0.005 или 0.5%.

Константа хидролизе

Ова вредност показује способност супстанце да се хидролизује. Што је виши, то брже молекуле растворене материје ступају у интеракцију са водониковим јонима и хидроксилним групама воде. Означен је као К _г , израз за константу хидролизе може се представити формулом:

где: К _в је јонски производ воде [Х ⁺ ] * [ОХ-];

К _д - константа дисоцијације (раздвајање) растворене материје.

Фор органска једињења степен и константа хидролизе се односе на формулу:

где:

Кг - стална хидролиза.

Ц је концентрација јона растворене материје.

α _г - степен хидролизе.

Карактеристике хидролизе органских једињења

Реакције размене са водом у протеинима, угљеним хидратима и масти су вишестепене и тешке. Према томе, константа хидролизе, чија је формула:

где је: С концентрација растворене супстанце (мол / л).

α _г - степен хидролизе, такође ће зависити од природе катализатора (ензима), његове активности и температуре раствора.

На пример, у технолошком процесу реакција размене целулозе са водом, стручњаци израчунавају све параметре, од којих су главни константа хидролизе и константа брзине хидролизе. За последњу вредност, такве компоненте се уводе као: α– релативна активност катализатора, Н - њена нормалност, односно концентрација, б - способност хидролизације целулозе, и λ - индикатор који карактерише зависност брзине реакције од температуре воде: к = α * Н * б * λ

У реакцијама хидролизе масти, инжењери хемијских процеса узимају у обзир његову реверзибилност. Да би се равнотежа померила удесно, у правцу формирања жељених производа, на пример, глицерол, у индустријској синтези се користе алкали. У овом случају, хидролиза масти се одвија скоро до краја: натријум хидроксиди или калијум претварају полибазичне карбоксилне киселине, које се формирају у соли и на тај начин спречавају пролаз реверзне реакције стварања масти. Сличан метод се користи када вода разлаже естере у реакцији сапонификације. Повећањем концентрације хидроксидних јона и разблаживањем реакционе смеше повећавају се степен хидролизе а, а тиме и принос производа реакције алкохола и органских киселина.

Распадање неорганских супстанци водом

Од практичне важности су реакције хидролизе хемијских једињења која припадају класи соли. Познато је да су производи размене између киселина и база. Дакле, њихова хидролиза ће зависити тачно од тога који хидроксиди и киселине формирају соли. А кључ ће бити концепт теорије електролитичке дисоцијације о јачини електролита. Константан и степен хидролиза соли такође ће варирати, у зависности од састава јона који формирају њихове молекуле.

Зашто је пХ соли различит

Експерименти показују да раствори различитих соли могу бити кисели (пХ <7), неутрални (пХ = 7), или алкални (пХ> 7), иако у молекулима нема водоникових или хидроксилних јона. Објашњење ових контрадикција мора се тражити у процесу њихове реакције са водом:

Сол + вода <=> киселина + база.
Ова равнотежа одговара константи хидролизе:

где: ОН је киселина,
ПВС - Фондација
МА је со.
На основу чињенице да је концентрација воде у разблаженим растворима константна, константа хидролизе ће бити:
Поједностављујући прву формулу, добијамо вредност:
То је константна хидролиза соли - Кг. Његова вредност карактерише способност супстанце да се разгради са водом, што је већа, то је бржа (при истој температури и концентрацији соли) реакција. Пошто је константа хидролизе, чија је формула Кг = [ОХ] × [МА], концентрација хидроксилних јона:
За већину соли, хидролиза је реверзибилни процес. На вредност α утиче температура и концентрација раствора соли. Што су оба ова параметра виша, већи је степен и константа хидролизе. То је због чињенице да када се загрева, Цн + и Сон- оштро се повећавају. Повећање концентрације воде, као што се може видети из једначине хидролизе, помера равнотежу у десно. Међутим, у стварним хемијским процесима доказано је да х соли настале слабом киселином и базом не зависе од разблаживања раствора.

Степен хидролизе и ТЕД

У светлу теорије електролитичка дисоцијација равнотежа процеса хидролизе зависи од већ познате вредности х или αг - степена хидролизе. Ако се сол слабе киселине разграђује са водом, на пример, На2Ц03 или К2С, онда
Реакциони раствори таквих соли ће бити алкални. Може се одредити употребом безбојног индикатора фенолфталеина, који са вишком хидроксилних јона постаје гримиз. Љубичасти лакмус у алкалном раствору добија плаву боју, а метил оранж постаје жута. Натријум карбонат, као јак електролит, када се раствори у води, потпуно се дисоцира у металне катионе и анионе киселинског остатка. То је оно друго које ступа у интеракцију са водониковим јонима и хидроксидним групама.

Натријум катиони не могу везати ОХ– јоне у молекулима натријум хидроксида, јер је јак електролит и никада није присутан као молекул у раствору. У исто време, карбонатни јони се везују за Х + да би формирали слаб електролит - угљеничну киселину - док се не успостави равнотежа у раствору.
У току хидролизе соли слабих база АлЦл3, ФеСО4:
Реакција раствора таквих соли ће бити кисела, пХ је мањи од 7. У овом случају, формира се слаб електролит Ал (ОХ) 3. Дио водикових иона, док остаје слободан, узрокује закисељавање отопине: лакмусов индикатор то смањује промјеном љубичасте боје на црвену. Као резултат тога, ионска равнотежа дисоцијације воде се помера и формира се вишак јона водоника.

Ако соли слабе базе и слабе киселине (НХ4) ЦХ3ЦОО, НХ4ЦН улазе у реакцију измене са водом,
Раствори таквих соли се посебно лако хидролизују, а њихов пХ ће зависити од степена дисоцијације и киселине и базе. Ако је концентрација јона Х + већа, онда ће пХ бити мањи од 7. Са сувишком хидроксида, пХ већим од 7, ау случају приближно исте количине, раствор ће постати неутралан. Дакле, хидролиза соли се дешава када су њихови јони, који настају као резултат електролитичке дисоцијације, путеви за формирање слабе воде (ниско дисоцирани електролити).
Додајемо и следеће: Константа хидролизе соли, одређена овом формулом, показује да је Оствалдов закон, који има облик:

не само за електролитичку дисоцијацију, већ и за процес разлагања супстанци водом. Ако се сол формира јаком базом и јаком киселином, онда се она не хидролизује у воденим растворима, јер не долази до формирања слабог електролита. То значи да су четири типа јона константно присутна у раствору у слободном стању: то су катиони метала и водоника и аниони хидроксилних група и киселинских остатака. За решења таквих соли немогуће је написати скраћену једначину јона, а читава реакција се своди на формирање молекула воде.

Прорачун константног амонијум хлорида

Да бисте одредили ову вредност са слабом базом и јаком киселином, користите однос:
где: Кв - производ воде;
ЦОСН је константа дисоцијације базе НХ4ОХ формирана током хидролизе.
Тада ће константна хидролиза амонијум хлорида бити једнака:

Ово доказује да када је хидролизован, раствор ове соли је киселински.