Степень и константа гидролиза
Гидролиз
22.Константа гидролиза
Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов. В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:. Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие. Часто необходимо подавить гидролиз. Для этого растворы солей следует хранить в концентрированном виде при низких температурах. В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы — межмолекулярные в том числе и водородные. В молекулярных комплексных соединениях связь между комплексами межмолекулярная. В большинстве комплексных частиц между центральным атомом и лигандами связи ковалентные. Все они или их часть образованы по донорно-акцепторному механизму как следствие — с изменением формальных зарядов. В наименее прочных комплексах например, в аквакомплексах щелочных и щелочноземельных элементов, а также аммония лиганды удерживаются электростатическим притяжением. Связь в комплексных частицах часто называют донорно-акцепторной или координационной связью. Составим схему валентных подуровней этого атома:. Ион железа акцептирует шесть электронных пар атомов кислорода шести молекул воды на свободные валентные орбитали:. Образуется комплексный катион, химическое строение которого можно выразить одной из следующих формул:. Форма координационного полиэдра — октаэдр. Все связи Fe-O одинаковые. Магнитные свойства комплекса указывают на наличие неспаренных электронов. Это говорит о том, что цианидный комплекс прочнее аквакомплекса. Кроме того магнитные свойства цианидного комплекса указывают на отсутствие неспаренных электронов у атома железа. Все это связано с несколько иным электронным строением этого комплекса:. Более " сильные" лиганды CN образуют более прочные связи с атомом железа, выигрыша в энергии хватает на то, чтобы " нарушить" правило Хунда и освободить 3 d -орбитали для неподеленных пар лигандов. Известны комплексы, аналогичные аммиакатам, в которых роль лиганда выполняют молекулы аминов: CH3NH2 метиламин , C2H5NH2 этиламин , NH2CH2CH2NH2 этилендиамин и др. Такие комплексы называют ами - натам и. Находящиеся в водном растворе гидратированные катионы содержат в качестве центрального звена аквакомплекс. В кристаллическом состоянии некоторые из аквакомплексов удерживают и кристаллизационную воду, например: Кристаллизационная вода не входит в состав внутренней сферы, она связана менее прочно, чем координированная, и легче отщепляется при нагревании. В этих комплексах лигандами являются анионы. К ним относятся комплексы типа двойных солей, например. Их можно представить как продукт сочетания двух солей -- PtCl 4 -2KCl, Fe CN 2 -4KCN и т. Между этими классами существуют переходные ряды, которые включают комплексы с различными лигандами. О таких комплексах мы уже упоминали. Приведем переходный ряд между аммиакатами и ацидокомплексами платины II: Циклические, или хелатные клешневидные , комплексные соединения. Они содержат би- или полидентатный лиганд. Координационная теория комплексных соединений Вернера включает в себя три основных положения: FAQ Обратная связь Вопросы и предложения. Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Направление протекания химической реакции. Изменение изобарно-изотермического потенциала энергия Гиббса. Расчет энергии Гиббса для стандартных условий. Энергетические диаграммы каталитических процессов. Вода как слабый электролит. Диссоциация комплексных соединений с комплексным анионом и комплексным катионом. Константа нестойкости комплексного иона. Правила расчета степени окисления. Высшая низшая и средняя степень окисления. В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид: В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием: Факторы, влияющие на степень гидролиза 1. Природа соли Чем слабее основание и кислота, образующие соль, тем она сильнее гидролизуется. Химическая связь в комплексных соединениях и их строение В кристаллических комплексных соединениях с заряженными комплексами связь между комплексом и внешнесферными ионами ионная, связи между остальными частицами внешней сферы — межмолекулярные в том числе и водородные. Рассмотрим ее образование на примере аквакатиона железа II. Этот ион образуется по реакции: Составим схему валентных подуровней этого атома: При образовании двухзарядного иона атом железа теряет два 4 s -электрона: Ион железа акцептирует шесть электронных пар атомов кислорода шести молекул воды на свободные валентные орбитали: Образуется комплексный катион, химическое строение которого можно выразить одной из следующих формул: Пространственное строение этой частицы выражается одной из пространственных формул: Все это связано с несколько иным электронным строением этого комплекса: Аммиакаты -- комплексы, в которых лигандами служат молекулы аммиака, например: Аквакомплексы -- в которых лигандом выступает вода: К ним относятся комплексы типа двойных солей, например K 2 [PtCl,i], K4[Fe CN 6 ] Их можно представить как продукт сочетания двух солей -- PtCl 4 -2KCl, Fe CN 2 -4KCN и т.
Если рассматривать две главные отрасли химической науки, неорганическую и органическую химию, выясняется, что вы найдете у них не так уж много точек соприкосновения. Но есть один процесс истинно глобального масштаба, который объединяет неорганические и органические вещества. Гидролиз — это взаимодействие веществ с водой, при котором составные части химических соединений образуют продукты реакции с ионами водорода и гидроксогрупп молекул H 2 O. Чем сложнее химический процесс, тем большего количества формул и расчетов он требует. Их значения вычисляют и применяют в технологических процессах органического синтеза, например, при осахаривании крахмала, гидролизе древесины, омылении жиров. Чем быстрее вещество взаимодействует с водой, тем больше в таком растворе будет его гидролизованных молекул. Отношение их числа к общем количеству частиц химического соединения в растворе и называется степенью гидролиза. Ее выражают в частях от единицы или в процентах. Эта величина показывает способность вещества гидролизоваться. Чем она выше, тем быстрее молекулы растворяемого вещества взаимодействуют с ионами водорода и гидроксильных групп воды. Её обозначают как К г , выражение для константы гидролиза может быть представлено формулой:. Для органических соединений степень и константа гидролиза связаны с формулой:. Обменные реакции с водой у белков, углеводов и жиров протекают многоступенчато и достаточно сложно. Поэтому и константа гидролиза, формула которой:. Например, в технологическом процессе обменных реакций целлюлозы с водой специалисты просчитывают все параметры, главными из которых являются константа гидролиза и константа скорости гидролиза. Для последней величины вводят такие составляющие, как: В реакциях гидролиза жиров химики-технологи учитывают её обратимость. Чтобы сдвинуть равновесие вправо, в сторону образования нужных продуктов, например, глицерина, в промышленном синтезе применяют щелочи. В этом случае гидролиз жиров проходит практически до конца: Подобным способом пользуются при разложении водой сложных эфиров в реакции омыления. Практическое значение имеют реакции гидролиза химических соединений, относящихся к классу солей. Они, как известно, являются продуктами обмена между кислотами и основаниями. Так вот, их гидролиз будет зависеть как раз от того, какими именно гидроксидами и кислотами образованы соли. И ключевым здесь будет понятие теории электролитической диссоциации о силе электролитов. Константа и степень гидролиза солей также будут изменяться, в зависимости от состава ионов, образующих их молекулы. Объяснение этим противоречиям нужно искать в процессе их реакции с водой:. Этому равновесию соответствует константа гидролиза:. НА — кислота, МОН — основание, МА — соль. Исходя из того, что концентрация воды в разбавленных растворах есть постоянной, константа гидролиза будет иметь вид: Упростив первую формулу, получим величину: Это и есть константа гидролиза солей — Кг. Её значение характеризует способность вещества разлагаться водой, чем она больше, тем быстрее при одинаковых температуре и концентрации соли происходит реакция. Для большинства солей гидролиз - процесс обратимый. Чем выше оба эти параметра, тем больше степень и константа гидролиза. Увеличение концентрации воды, как видно из уравнения гидролиза, смещает равновесие вправо. Однако в реальных химических процессах доказано, что h солей, образованных слабыми кислотой и основанием, от разбавления раствора не зависит. Если водой разлагается соль слабой кислоты, например Na2CO3 или К2S, то Реакция растворов таких солей будет щелочной. Её можно определить с помощью бесцветного индикатора фенолфталеина, который при избытке гидроксильных ионов становится малиновым. Фиолетовый лакмус в щелочном растворе приобретает синюю окраску, а метилоранж — желтую. Карбонат натрия, как сильный электролит, при растворении в воде полностью диссоциирует на катионы металла и анионы кислотного остатка. Именно последние взаимодействуют с ионами водорода и гидроксогрупп. Катионы натрия не могут связать ионы ОН- в молекулы гидроксида натрия, так как он является сильным электролитом и в растворе никогда не присутствует как молекула. При гидролизе солей слабых оснований AlCl3, FeSO4: Реакция растворов таких солей будет кислой, рН меньше 7. В данном случае образуется слабый электролит Al OH 3. Часть ионов водорода, оставаясь свободными, обуславливает подкисление раствора: В результате смещается ионное равновесие диссоциации воды и образуется избыток водородных ионов. Если в обменную реакцию с водой вступают соли слабого основания и слабой кислоты NH4 CH3COO, NH4CN, то Растворы таких солей гидролизуют особенно легко, и их рН будет зависеть от степени диссоциации и кислоты, и основания. При избытке гидроксидионов — рН больше 7, а в случае примерно одинакового их количества — раствор станет нейтральным. Таким образом гидролиз солей происходит тогда, когда их ионы, которые образуются вследствие электролитической диссоциации, способы образовывать с водой слабые малодиссоциированные электролиты Добавим также следующее: Константа гидролиза солей, определяемая по этой формуле, показывает, что закон Оствальда, имеющий вид:. В случае если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то в водных растворах она не гидролизует, так как не происходит образование слабого электролита. То есть в растворе постоянно присутствуют в свободном состоянии четыре типа ионов: Для растворов таких солей нельзя написать сокращенное ионное уравнение, а вся реакция сводится к образованию молекул воды. Чтобы определить эту величину слабым основанием и сильной кислотой, используем соотношение: Kw — произведение воды; КОСН — константа диссоциации образующегося при гидролизе слабого основания NH4ОН. Тогда константа гидролиза хлорида аммония будет равна: Как убрать живот на протяжении суток? Стала известна причина ухода Сердючки со сцены. Джамала сменила два платья на собственной свадьбе. Пугачева озвучила свое мнение о невесте внука. Поклонники обеспокоены здоровьем Виктории Дайнеко. Где сейчас Борис Моисеев. Об этих 25 звездных парах сегодня никто уже не помнит. Поклонники обеспокоены падением Софии Ротару на концерте. Автор Мария Кравец March 1, Вода — универсальный растворитель Гидролиз — это взаимодействие веществ с водой, при котором составные части химических соединений образуют продукты реакции с ионами водорода и гидроксогрупп молекул H 2 O. Похожие статьи Гидролиз солей. Какие соли подвергаются гидролизу Сульфид аммония: Качественные реакции на анионы Хлорид алюминия в жизни человека Степень диссоциации, электролиты и положения теории электролитической диссоциации Неорганическая химия: Что изучает неорганическая химия.
Новая машина в кредит без первоначального взноса
Сколько вторая пенсия военным пенсионерам
Поезд курган кисловодск расписание
Как отстирать пятна пота с наволочек
Где в 10 удаление программ