Гидролиз органических и неорганических веществ

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, HNO₃, NaOH, Na₂CO₃, AICI₃, KNO₃, FeCI₃; кусочек CaC₂; пробирки, штативы, растворы индикаторов и наборы универсальной индикаторной бумаги.

Форма урока. Лекция.

Ход урока

1. Организационный момент.

2. Объяснение нового материла (в ходе объяснения материла, идет демонстрация опытов).

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: C₂H₅CI + H₂O —> C₂H₅OH + HCI
Б) гидролиз сложных эфиров: CH₃COOC₂H₅ + H₂O —> CH₃COOH + C₂H₅OH
В) гидролиз жиров:

Г) гидролиз дисахаридов: C₁₂H₂₂O₁₁ + H₂O —>C₆H₁₂O₆ + C₆H₁₂O₆
Д) гидролиз белков:

H₂N – CH₂ – CO – NH – CH₂ – CO – NH – CH₂ – COOH + H₂O—> 3H₂N – CH₂COOH

Е) гидролиз полисахаридов: (C₆H₁₀O₅)_n + H₂O —> _n C₆H₁₂O₆

Работа обучающихся по листу заданий (Приложение 1)

2. Гидролиз бинарных неорганических веществ:

А) гидролиз карбидов: CaC₂ + 2H₂O —> Ca(OH)₂ + C₂H₂
Б) гидролиз галогенидов: SiCI₄ + 3 H₂O —> H₂SiO₄ + 4 HCI
В) гидролиз гидридов: NaH + H₂O —>NaOH + H₂
Г) гидролиз фосфидов: Mq₃P₂ + 6H₂O —>3 Mq(OH)₂ + 2PH₃
Д) гидролиз сульфидов: AI₂S₃ + 6H₂O —>2AI(OH)₃ + 3 H₂S.

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.

Рассмотрим случаи гидролиза

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:

A-+ H2O —> AH + OH– pH > 7
CH3COO– + H2O —>CH3COOH + OH–	CN– + H2O —> HCN + OH-
CO32– + H2O —> HCO3– + OH–	HCO3– + H2O —>H2 CO3 + OH-
I ступень	II ступень

При этом взаимодействии возрастает концентрация ионов OH^-, и поэтому pH водных растворов солей, гидролизующихся по аниону, всегда находится в щелочной области pH > 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⁺ + H₂O —> KtOH + H⁺ pH < 7

NH₄⁺ + H₂O —> NH₃ + H₃O⁺

Fe³⁺ + H₂O —> FeOH²⁺ + H⁺ ; I – ступень

FeOH²⁺ + H₂O —> Fe(OH)⁺₂ + H⁺ ; II – ступень

Fe(OH)⁺₂ + H₂O —>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 области pH < 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 NH₄CH₃COO имеет pH = 7,т.к.pK_a (CH₃COOH) = 4,76 и pK_b(NH₃*H₂O) = 4,76.

Если в растворе преобладает гидролиз по катиону (основание слабее кислоты), раствор такой соли имеет слабокислую реакцию (pH < 7) , например нитрит аммония NH₄NO₂

(pK_a (HNO₂) = 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:

AI₂(CO₃)₃ + 3 H₂O —>2 AI(OH)₃ + 3 CO₂; Cr₂S₃ + 6 H₂O —>2 Cr(OH)₃ + 3 H₂S

Механизм необратимого гидролиза

В растворах двух солей, например сульфида натрия (Na₂S) и хлорида алюминия (AICI₃), взятых порознь, устанавливается равновесие: S^2– + H₂O —> HS^– + OH^-

AI³⁺ + H₂O —> AIOH²⁺ + 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^– + H₂O —> H₂S + ОН^–

AIOH²⁺ + H₂O —> AI(OH)⁺₂ + Н⁺

AI(OH)⁺₂ + H₂O —> AI(OH)₃ + Н⁺ ,

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

2AICI₃ + 3 Na₂S + 6 H₂O —> 2 AI(OH)₃ + 3 H₂S + 6 NaCI

Эту особенность гидролиза подобных солей следует обязательно учитывать при сливании сточных вод, чтобы избежать их вспенивания за счет образования CO₂ 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).

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

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 H₂O

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

3. Закрепление материала

Работа обучающихся по листу заданий (Приложение 3)

4. Домашнее задание

§ 21 (вопросы), закончить заполнение Приложений 1, Приложение 2.