Piemērotos apstākļos glicerīns tiek hidrolizēts. Organisko savienojumu hidrolīze

Ķīmija, tāpat kā lielākā daļa eksakto zinātņu, kas prasa lielu uzmanību un pamatīgas zināšanas, nekad nav bijusi skolēnu iecienītākā disciplīna. Bet velti, jo ar tās palīdzību var izprast daudzus procesus, kas notiek ap un cilvēka iekšienē. Ņemiet, piemēram, hidrolīzes reakciju: no pirmā acu uzmetiena šķiet, ka tā ir svarīga tikai ķīmijas zinātniekiem, bet patiesībā bez tās neviens organisms nevarētu pilnībā funkcionēt. Uzzināsim par šī procesa iezīmēm, kā arī tā praktisko nozīmi cilvēcei.

Hidrolīzes reakcija: kas tas ir?

Šī frāze attiecas uz īpašu apmaiņas sadalīšanās reakciju starp ūdeni un tajā izšķīdinātu vielu, veidojot jaunus savienojumus. Hidrolīzi var saukt arī par solvolīzi ūdenī.

Šis ķīmiskais termins ir atvasināts no 2 Grieķu vārdi: "ūdens" un "sadalīšanās".

Hidrolīzes produkti

Aplūkojamā reakcija var notikt, kad H 2 O mijiedarbojas gan ar organiskām, gan neorganiskām vielām. Tā rezultāts ir tieši atkarīgs no tā, ar ko ūdens bija saskarē, kā arī no tā, vai tika izmantotas papildu katalizatora vielas, vai mainījās temperatūra un spiediens.

Piemēram, sāls hidrolīzes reakcija veicina skābju un sārmu veidošanos. Un ja mēs runājam par organiskām vielām, iegūst citus produktus. Tauku solvolīze ūdenī veicina glicerīna un augstāku taukskābju veidošanos. Ja process notiek ar olbaltumvielām, rezultātā veidojas dažādas aminoskābes. Ogļhidrāti (polisaharīdi) tiek sadalīti monosaharīdos.

Cilvēka organismā, nespējot pilnībā uzņemt olbaltumvielas un ogļhidrātus, hidrolīzes reakcija tos "vienkāršo" līdz vielām, kuras organisms spēj sagremot. Tātad solvolīzei ūdenī ir svarīga loma katra bioloģiskā indivīda normālā funkcionēšanā.

Sāls hidrolīze

Apgūstot hidrolīzi, ir vērts iepazīties ar tās kursu neorganiskas izcelsmes vielās, proti, sāļos.

Šī procesa īpatnības ir tādas, ka šiem savienojumiem mijiedarbojoties ar ūdeni, no tā atdalās vājie elektrolītu joni sāls sastāvā un ar H 2 O veidojas jaunas vielas. Tā varētu būt skābe vai abas. Tā visa rezultātā notiek ūdens disociācijas līdzsvara maiņa.

Atgriezeniska un neatgriezeniska hidrolīze

Iepriekš minētajā piemērā, pēdējā, vienas bultiņas vietā var redzēt divas, un abas ir vērstas dažādos virzienos. Ko tas nozīmē? Šī zīme norāda, ka hidrolīzes reakcija ir atgriezeniska. Praksē tas nozīmē, ka, mijiedarbojoties ar ūdeni, uzņemtā viela ne tikai vienlaikus sadalās komponentos (kas ļauj veidoties jauniem savienojumiem), bet arī veidojas no jauna.

Tomēr ne katra hidrolīze ir atgriezeniska, pretējā gadījumā tai nebūtu jēgas, jo jaunas vielas būtu nestabilas.

Ir vairāki faktori, kas var veicināt šādas reakcijas neatgriezenisku attīstību:

• Temperatūra. Tas ir atkarīgs no tā, vai tas paaugstinās vai samazinās, kurā virzienā notiek līdzsvara nobīde notiekošajā reakcijā. Ja tas kļūst augstāks, notiek pāreja uz endotermisku reakciju. Ja, gluži pretēji, temperatūra pazeminās, priekšrocība ir eksotermiskās reakcijas pusē.
• Spiediens. Šis ir vēl viens termodinamiskais lielums, kas aktīvi ietekmē jonu hidrolīzi. Ja tas iet uz augšu, ķīmiskais līdzsvars tiek novirzīts reakcijas virzienā, ko pavada kopējā gāzu daudzuma samazināšanās. Ja tas samazinās, otrādi.
• Augsta vai zema reakcijā iesaistīto vielu koncentrācija, kā arī papildu katalizatoru klātbūtne.

Hidrolīzes reakciju veidi sāls šķīdumos

• Anjons (jons ar negatīvu lādiņu). Vāju un stipru bāzu skābju sāļu solvolīze ūdenī. Šāda reakcija mijiedarbojošo vielu īpašību dēļ ir atgriezeniska.

Hidrolīzes pakāpe

Pētot hidrolīzes pazīmes sāļos, ir vērts pievērst uzmanību tādai parādībai kā tās pakāpe. Šis vārds apzīmē sāļu (kas jau ir nonākuši sadalīšanās reakcijā ar H 2 O) attiecību pret kopējo šīs vielas daudzumu šķīdumā.

Jo vājāka ir hidrolīzē iesaistītā skābe vai bāze, jo augstāka ir tās pakāpe. To mēra diapazonā no 0 līdz 100%, un to nosaka pēc tālāk esošās formulas.

N ir hidrolīzes vielu molekulu skaits, un N 0 ir to kopējais skaits šķīdumā.

Vairumā gadījumu ūdens solvolīzes pakāpe sāļos ir zema. Piemēram, 1% nātrija acetāta šķīdumā tas ir tikai 0,01% (20 grādu temperatūrā).

Hidrolīze organiskas izcelsmes vielās

Pētāmais process var notikt arī organiskajos ķīmiskajos savienojumos.

Gandrīz visos dzīvajos organismos hidrolīze notiek kā daļa no enerģijas metabolisma (katabolisma). Ar tās palīdzību olbaltumvielas, tauki un ogļhidrāti tiek sadalīti viegli sagremojamās vielās. Tajā pašā laikā ūdens pats reti spēj uzsākt solvolīzes procesu, tāpēc organismiem kā katalizatori ir jāizmanto dažādi fermenti.

Ja mēs runājam par ķīmisku reakciju ar organiskām vielām, kuras mērķis ir iegūt jaunas vielas laboratorijas vai ražošanas vidē, tad šķīdumam pievieno stipras skābes vai sārmus, lai to paātrinātu un uzlabotu.

Hidrolīze triglicerīdos (triacilglicerīnos)

Šis grūti izrunājamais termins attiecas uz taukskābēm, kuras lielākā daļa no mums pazīst kā taukus.

Tie ir gan dzīvnieki, gan augu izcelsme. Tomēr visi zina, ka ūdens nespēj izšķīdināt šādas vielas, kā notiek tauku hidrolīze?

Attiecīgo reakciju sauc par tauku pārziepjošanu. Šī ir triacilglicerīnu ūdens solvolīze enzīmu ietekmē sārmainā vai skābā vidē. Atkarībā no tā izdalās sārmaina hidrolīze un skābes hidrolīze.

Pirmajā gadījumā reakcijas rezultātā veidojas augstāko taukskābju sāļi (visiem labāk pazīstami kā ziepes). Tādējādi parastās cietās ziepes iegūst no NaOH, bet šķidrās ziepes iegūst no KOH. Tātad triglicerīdu sārmainā hidrolīze ir mazgāšanas līdzekļu veidošanās process. Jāatzīmē, ka to var brīvi veikt gan augu, gan dzīvnieku izcelsmes taukos.

Attiecīgā reakcija ir iemesls, kāpēc ziepes slikti nomazgājas cietā ūdenī un vispār neputo sālsūdenī. Fakts ir tāds, ka cieto sauc par H 2 O, kas satur pārmērīgu kalcija un magnija jonu daudzumu. Un ziepes, nonākot ūdenī, atkal tiek hidrolizētas, sadaloties nātrija jonos un ogļūdeņraža atlikumos. Šo vielu mijiedarbības rezultātā ūdenī veidojas nešķīstoši sāļi, kas izskatās pēc baltām pārslām. Lai tas nenotiktu, nātrija bikarbonāts NaHCO 3, labāk pazīstams kā cepamā soda. Šī viela palielina šķīduma sārmainību un tādējādi palīdz ziepēm pildīt savas funkcijas. Starp citu, lai izvairītos no šādām nepatikšanām, sintētisks mazgāšanas līdzekļi no citām vielām, piemēram, no augstāko spirtu un sērskābes esteru sāļiem. To molekulas satur no divpadsmit līdz četrpadsmit oglekļa atomiem, tāpēc tās nezaudē savas īpašības sālī vai cietā ūdenī.

Ja vide, kurā notiek reakcija, ir skāba, šo procesu sauc par triacilglicerīnu skābo hidrolīzi. Šajā gadījumā noteiktas skābes iedarbībā vielas pārvēršas par glicerīnu un karbonskābēm.

Tauku hidrolīzei ir vēl viena iespēja - triacilglicerīnu hidrogenēšana. Šo procesu izmanto dažos tīrīšanas veidos, piemēram, noņemot acetilēna pēdas no etilēna vai skābekļa piemaisījumus no dažādām sistēmām.

Ogļhidrātu hidrolīze

Aplūkotās vielas ir viena no svarīgākajām cilvēku un dzīvnieku barības sastāvdaļām. Taču saharozi, laktozi, maltozi, cieti un glikogēnu tīrā veidā organisms nespēj uzņemt. Tāpēc, tāpat kā ar taukiem, šie ogļhidrāti hidrolīzes reakcijā tiek sadalīti sagremojamos elementos.

Arī ogļu ūdens solvolīzi aktīvi izmanto rūpniecībā. No cietes, ņemot vērā reakciju ar H 2 O, tiek iegūta glikoze un melase, kas ir daļa no gandrīz visiem saldumiem.

Vēl viens polisaharīds, ko aktīvi izmanto rūpniecībā daudzu ražošanai noderīgas vielas un produkti ir celuloze. No tā tiek iegūts tehniskais glicerīns, etilēnglikols, sorbīts un labi pazīstamais etilspirts.

Celulozes hidrolīze notiek, ilgstoši pakļaujoties augstā temperatūrā un minerālskābju klātbūtnē. gala produktsšī reakcija, tāpat kā cietes gadījumā, ir glikoze. Jāpatur prātā, ka celulozes hidrolīze ir grūtāka nekā cietes hidrolīze, jo šis polisaharīds ir izturīgāks pret minerālskābēm. Taču, tā kā celuloze ir visu augstāko augu šūnu membrānu galvenā sastāvdaļa, to saturošās izejvielas ir lētākas nekā cietei. Tajā pašā laikā celulozes glikozi vairāk izmanto tehniskām vajadzībām, savukārt cietes hidrolīzes produkts tiek uzskatīts par labāk piemērotu uzturam.

Olbaltumvielu hidrolīze

Olbaltumvielas ir galvenās celtniecības materiāls visu dzīvo organismu šūnām. Tie sastāv no daudzām aminoskābēm un ir ļoti svarīgs produkts normālai organisma darbībai. Tomēr, tā kā tie ir augstas molekulmasas savienojumi, tie var slikti uzsūkties. Lai vienkāršotu šo uzdevumu, tie tiek hidrolizēti.

Tāpat kā citu organisko vielu gadījumā, šī reakcija sadala olbaltumvielas zemas molekulmasas produktos, kurus organisms viegli absorbē.

Hidrolīze ir sāls apmaiņas reakcija ar ūdeni ( solvolīze ar ūdeni Šajā gadījumā sākotnējo vielu iznīcina ūdens, veidojot jaunas vielas.

Tā kā hidrolīze ir jonu apmaiņas reakcija, tās dzinējspēks ir vāja elektrolīta veidošanās (nogulsnes vai (un) gāzes izdalīšanās). Ir svarīgi atcerēties, ka hidrolīzes reakcija ir atgriezeniska reakcija (vairumā gadījumu), taču notiek arī neatgriezeniska hidrolīze (tā norit līdz beigām, šķīdumā nebūs sākumvielas). Hidrolīze ir endotermisks process (paaugstinoties temperatūrai, palielinās gan hidrolīzes ātrums, gan hidrolīzes produktu iznākums).

Kā redzams no definīcijas, ka hidrolīze ir apmaiņas reakcija, var pieņemt, ka OH grupa aiziet uz metālu (+ iespējamais skābes atlikums, ja veidojas bāzisks sāls (spēcīgas skābes veidota sāls hidrolīzes laikā un vāja poliskābes bāze)), un skābes atlikumam ir ūdeņraža protons H + (+ iespējams metāla jons un ūdeņraža jons, veidojoties skābes sāls, ja tiek hidrolizēts sāls, ko veido vāja daudzbāziska skābe)).

Ir 4 hidrolīzes veidi:

1. Sāls, ko veido spēcīga bāze un spēcīga skābe. Tā kā tas jau tika minēts iepriekš, hidrolīze ir jonu apmaiņas reakcija, un tā notiek tikai vāja elektrolīta veidošanās gadījumā. Kā aprakstīts iepriekš, OH grupa nonāk metālā, un ūdeņraža protons H + nonāk skābes atlikumā, bet ne stipra bāze, ne spēcīga skābe nav vāji elektrolīti, tāpēc hidrolīze šajā gadījumā nenotiek:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Vidēja reakcija ir tuvu neitrālai: pH≈7

2. Sāli veido vāja bāze un spēcīga skābe. Kā minēts iepriekš: OH grupa nonāk metālā, un ūdeņraža protons H + nonāk skābajā atlikumā. Piemēram:

NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Kā redzams no piemēra, hidrolīze notiek gar katjonu, vides reakcija ir skāba pH < 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:

FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl

Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -

Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +

3. Sāli veido vāja skābe un spēcīga bāze.Kā minēts iepriekš: OH grupa nonāk metālā, un ūdeņraža protons H + nonāk skābes atlikumā.Piemēram:

CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH

СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -

СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -

Hidrolīze notiek pa anjonu, vides reakcija ir sārmaina, pH > 7. Rakstot vājas daudzbāziskas skābes un stipras bāzes veidota sāls hidrolīzes vienādojumus, labajā pusē jāraksta skābes sāls veidošanās, hidrolīze notiek 1 solī. Piemēram:

Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3

2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -

CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -

4. Sāli veido vāja bāze un vāja skābe. Šis ir vienīgais gadījums, kad hidrolīze iet līdz beigām, ir neatgriezeniska (līdz sākotnējais sāls ir pilnībā iztērēts). Piemēram:

CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

Šis ir vienīgais gadījums, kad hidrolīze iet uz beigām. Hidrolīze notiek gan anjonā, gan katjonā, vides reakciju ir grūti paredzēt, taču tā ir tuvu neitrālai: pH ≈ 7.

Ir arī hidrolīzes konstante, apsveriet to, izmantojot acetāta jonu piemēru, apzīmējot to Ak- . Kā redzams no iepriekš minētajiem piemēriem, etiķskābe (etānskābe) ir vāja skābe, un tāpēc tās sāļi tiek hidrolizēti saskaņā ar shēmu:

Ac - +HOH↔HAc+OH -

Atradīsim šīs sistēmas līdzsvara konstanti:

Zinot ūdens jonu produkts, mēs varam izteikt koncentrāciju caur to [ ak] - ,

Aizvietojot šo izteiksmi hidrolīzes konstantes vienādojumā, mēs iegūstam:

Aizvietojot vienādojumā ūdens jonizācijas konstanti, mēs iegūstam:

Bet nemainīgais skābes disociācija (sālsskābes piemērā) ir vienāda ar:

Kur atrodas hidratēts ūdeņraža protons: . Līdzīgi etiķskābei, kā piemērā. Aizvietojot skābes disociācijas konstantes vērtību hidrolīzes konstantes vienādojumā, iegūstam:

Kā izriet no piemēra, ja sāli veido vāja bāze, tad saucējs satur bāzes disociācijas konstanti, kas aprēķināta pēc tāda paša pamata kā skābes disociācijas konstante. Ja sāli veido vāja bāze un vāja skābe, tad saucējs būs skābes un bāzes disociācijas konstantu reizinājums.

hidrolīzes pakāpe.

Ir arī cita vērtība, kas raksturo hidrolīzi - hidrolīzes pakāpe -α. Kas ir vienāds ar hidrolīzē pakļautā sāls daudzuma (koncentrācijas) attiecība pret kopējo izšķīdinātā sāls daudzumu (koncentrāciju)Hidrolīzes pakāpe ir atkarīga no sāls koncentrācijas, šķīduma temperatūras. Tas palielinās, atšķaidot sāls šķīdumu un palielinoties šķīduma temperatūrai. Atcerieties, ka jo atšķaidītāks šķīdums, jo zemāka ir sākotnējā sāls molārā koncentrācija; un hidrolīzes pakāpe palielinās, palielinoties temperatūrai, jo hidrolīze ir endotermisks process, kā minēts iepriekš.

Jo augstāka ir sāls hidrolīzes pakāpe, jo vājāka ir skābe vai bāze, kas to veido. Kā izriet no vienādojuma hidrolīzes pakāpei un hidrolīzes veidiem: ar neatgriezenisku hidrolīziα≈1.

Hidrolīzes pakāpe un hidrolīzes konstante ir savstarpēji saistītas ar Ostvalda vienādojumu (Vilhelms Frīdrihs Ostvalds-satšķaidīšana akon Ostvalds, izaudzēts 1888gadā).Atšķaidīšanas likums parāda, ka elektrolīta disociācijas pakāpe ir atkarīga no tā koncentrācijas un disociācijas konstantes. Ņemsim vielas sākotnējo koncentrāciju kāC 0 , un vielas disociētā daļa - parγ, atcerieties vielas disociācijas shēmu šķīdumā:

AB↔A + +B -

Tad Ostvalda likumu var izteikt šādi:

Atgādinām, ka vienādojumā ir koncentrācijas līdzsvara brīdī. Bet, ja viela ir nedaudz disociēta, tad (1-γ) → 1, kas ienes Ostvalda vienādojumu formā: K d \u003d γ 2 C 0.

Hidrolīzes pakāpe ir līdzīgi saistīta ar tās konstanti:

Lielākajā daļā gadījumu šī formula tiek izmantota. Bet, ja nepieciešams, jūs varat izteikt hidrolīzes pakāpi, izmantojot šādu formulu:

Īpaši hidrolīzes gadījumi:

1) Hidrīdu hidrolīze (ūdeņraža savienojumi ar elementiem (šeit mēs apskatīsim tikai 1. un 2. grupas metālus un metamu), kur ūdeņradis uzrāda oksidācijas pakāpi -1):

NaH+HOH→NaOH+H2

CaH2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + 2H 2

CH4+HOH→CO+3H2

Reakcija ar metānu ir viena no rūpnieciskos veidosūdeņraža iegūšana.

2) Peroksīdu hidrolīze.Sārma peroksīdi un sārmzemju metāli sadalās ar ūdeni, veidojot atbilstošu hidroksīdu un ūdeņraža peroksīdu (vai skābekli):

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2 NaOH + O 2

3) Nitrīdu hidrolīze.

Ca3N2 + 6HOH → 3Ca (OH)2 + 2NH3

4) Fosfīdu hidrolīze.

K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3

izplūst gāze PH 3 -fosfīns, ļoti indīgs, pārsteidzošs nervu sistēma. Tas spēj arī spontāni aizdegties, saskaroties ar skābekli. Vai esat kādreiz staigājis pa purvu naktī vai gājis garām kapsētām? Mēs redzējām retus gaismas uzliesmojumus - "klejojošās gaismas", kas parādās kā fosfīna apdegumi.

5) Karbīdu hidrolīze. Šeit ir divas reakcijas praktiska izmantošana, jo ar to palīdzību tiek iegūti 1 alkānu (1. reakcija) un alkīnu (2. reakcija) homologās sērijas locekļi:

Al 4 C 3 +12 HOH → 4 Al (OH)3 +3CH4 (1.reakcija)

CaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reakcija 2, produkts ir acilēns, saskaņā ar UPA ar etīnu)

6) Silicīdu hidrolīze. Šīs reakcijas rezultātā veidojas 1 homologās silānu sērijas pārstāvis (kopā ir 8) SiH 4 ir monomērs kovalentais hidrīds.

Mg 2Si + 4HOH → 2Mg (OH) 2 + SiH 4

7) Fosfora halogenīdu hidrolīze. Šeit tiks aplūkoti fosfora hlorīdi 3 un 5, kas ir attiecīgi fosfora un fosforskābes skābie hlorīdi:

PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl

PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl

8) Organisko vielu hidrolīze.Tauki tiek hidrolizēti, veidojas glicerīns (C 3 H 5 (OH) 3) un karbonskābe (ierobežojošās karbonskābes piemērs) (C n H (2n + 1) COOH)

Esteri:

CH 3 COOCH 3 + H 2 O↔CH 3 COOH + CH 3 OH

Alkohols:

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+ NaOH

Dzīvie organismi reakciju gaitā veic dažādu organisko vielu hidrolīzi katabolisms ar līdzdalību fermenti. Piemēram, hidrolīzes laikā, piedaloties gremošanas enzīmiem olbaltumvielas sadalās aminoskābēs, tauki – glicerīnā un taukskābēs, polisaharīdi – monosaharīdos (piemēram, glikozē).

Kad tauki tiek hidrolizēti sārmu klātbūtnē, ziepes; tauku hidrolīze klātbūtnē katalizatori pieteicās, lai iegūtu glicīns un taukskābes.

Uzdevumi

1) Etiķskābes disociācijas pakāpe a 0,1 M šķīdumā 18 ° C temperatūrā ir 1,4 10 -2. Aprēķiniet skābes disociācijas konstanti K d. (Padoms - izmantojiet Ostvalda vienādojumu.)

2) Kāda kalcija hidrīda masa jāizšķīdina ūdenī, lai izdalītā gāze samazinātu līdz dzelzs 6,96 g dzelzs oksīda ( II, III)?

3) Uzrakstiet vienādojumu reakcijai Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Aprēķināt Na 2 SO 3 sāls hidrolīzes pakāpi, konstanti koncentrācijai Cm = 0,03 M, ņemot vērā tikai 1. hidrolīzes stadiju. (Sērskābes disociācijas konstante ir vienāda ar 6,3∙10 -8)

Risinājumi:

a) Aizstājiet šīs problēmas Ostvalda atšķaidīšanas likumā:

b) K d \u003d [C] \u003d (1,4 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 10 -5

Atbilde. K d \u003d 1,99 10 -5.

c) Fe3O4 + 4H2 → 4H2O + 3Fe

CaH2+HOH→Ca(OH)2+2H2

Mēs atrodam dzelzs oksīda molu skaitu (II, III), tas ir vienāds ar dotās vielas masas attiecību pret to molārā masa, mēs iegūstam 0,03 (mol).Saskaņā ar UCR mēs atklājam, ka kalcija hidrīda moli ir 0,06 (mol). Tātad kalcija hidrīda masa ir 2,52 (grami).

Atbilde: 2,52 (grami).

d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4

e) Nātrija sulfīts tiek hidrolizēts ar anjonu, sāls šķīduma vides reakcija ir sārmaina (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Hidrolīzes konstante (skatīt vienādojumu iepriekš) ir: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
Hidrolīzes pakāpi aprēķina pēc formulas α 2 /(1 - α) = K h /C 0 .
Tātad, α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 \u003d 2,3 * 10 -3

Atbilde: K h \u003d 1,58 * 10 -7; α = 2,3 * 10 -3

Redaktors: Kharlamova Gaļina Nikolajevna

viens). Hidrolīze ir endotermiska reakcija, tāpēc temperatūras paaugstināšanās pastiprina hidrolīzi.

2). Ūdeņraža jonu koncentrācijas palielināšanās vājina hidrolīzi, ja hidrolīzi veic katjons. Tāpat hidroksīda jonu koncentrācijas palielināšana vājina hidrolīzi anjonu hidrolīzes gadījumā.

3). Atšķaidot ar ūdeni, līdzsvars mainās reakcijas virzienā, t.i. pa labi, palielinās hidrolīzes pakāpe.

4). Svešvielu piedevas var ietekmēt līdzsvara stāvokli, kad šīs vielas reaģē ar kādu no reakcijas dalībniekiem. Tātad, kad šķīdumam pievieno vara sulfātu

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

nātrija hidroksīda šķīdumu, tajā esošie hidroksīda joni mijiedarbosies ar ūdeņraža joniem. Rezultātā to koncentrācija samazināsies, un, pēc Le Šateljē principa, līdzsvars sistēmā nobīdīsies pa labi, palielināsies hidrolīzes pakāpe. Un, ja tam pašam šķīdumam pievieno nātrija sulfīda šķīdumu, tad līdzsvars nepārvietosies pa labi, kā varētu gaidīt (savstarpēja hidrolīzes pastiprināšanās), bet, gluži pretēji, pa kreisi, jo saistīšanās vara jonus praktiski nešķīstošā vara sulfīdā.

5). sāls koncentrācija. Aplūkojot šo faktoru, rodas paradoksāls secinājums: līdzsvars sistēmā nobīdās pa labi, saskaņā ar Le Šateljē principu, bet hidrolīzes pakāpe samazinās.

Piemērs,

Al(NO 3 ) 3

Sāls tiek hidrolizēts katjonā. Šīs sāls hidrolīzi var pastiprināt, ja:

1. uzkarsē vai atšķaida šķīdumu ar ūdeni;
2. pievieno sārma (NaOH) šķīdumu;
3. pievieno sāls šķīdumu, kas hidrolizēts ar anjonu Na 2 CO 3;

Šī sāls hidrolīzi var vājināt, ja:

1. svina izšķīšana aukstumā;
2. sagatavot pēc iespējas koncentrētāku Al(NO 3 ) 3 šķīdumu;
3. šķīdumam pievieno skābi, piemēram, HCl

Poliskābju bāzu un polibāzisko skābju sāļu hidrolīze notiek pakāpeniski

Piemēram, dzelzs (II) hlorīda hidrolīze ietver divus posmus:

1. solis

FeCl 2 + HOH<=>Fe(OH)Cl + HCl
Fe2+ + 2Cl - + H + + OH -<=>Fe(OH) + + 2Cl - + H +

2. posms

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

Nātrija karbonāta hidrolīze ietver divus posmus:

1. solis

Na 2 CO 3 + HOH<=>NaHCO 3 + NaOH
CO 3 2- + 2Na + + H + + OH - => HCO 3 - + OH - + 2Na +

2. posms

NaHCO 3 + H 2 O<=>NaOH + H2CO3
HCO 3 - + Na + + H + + OH -<=>H 2 CO 3 + OH - + Na +

Hidrolīze ir atgriezenisks process. Ūdeņraža jonu un hidroksīda jonu koncentrācijas palielināšanās neļauj reakcijai noritēt līdz beigām. Paralēli hidrolīzei notiek neitralizācijas reakcija, kad iegūtā vājā bāze (Fe (OH) 2) mijiedarbojas ar stipru skābi, un iegūtā vājā skābe (H 2 CO 3) reaģē ar sārmu.

Hidrolīze notiek neatgriezeniski, ja reakcijas rezultātā veidojas nešķīstoša bāze un (vai) gaistoša skābe:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d\u003e 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Sāļi, ko pilnībā sadala ūdens - Al2S3 , nevar iegūt apmaiņas reakcijā ūdens šķīdumos, jo apmaiņas vietā notiek locītavas hidrolīzes reakcija:

2AlCl3 +3Na 2S≠Al 2S3 +6NaCl

2AlCl3 +3Na2S+6H2O=2Al(OH)3↓+6NaCl+3H2S(savstarpēja hidrolīzes uzlabošana)

Tāpēc tos iegūst bezūdens vidē ar saķepināšanu vai citām metodēm, piemēram:

2Al+3S = t°C\u003d Al 2 S 3

Hidrolīzes reakciju piemēri

(NH 4) 2 CO 3 amonija karbonāts sāls, vāja skābe un vāja bāze. Šķīstošs. Hidrolizē gan katjonu, gan anjonu vienlaicīgi. Pakāpju skaits ir 2.

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

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

Šķīduma reakcija ir nedaudz sārmains pH > 7, jo amonija hidroksīds ir spēcīgāks elektrolīts nekā ogļskābe. K d (NH 4 OH) > K d (H 2 CO 3)

CH 3 COONH 4 amonija acetāts sāls, vāja skābe un vāja bāze. Šķīstošs. Hidrolizē gan katjonu, gan anjonu vienlaicīgi. Pakāpju skaits ir 1.

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

Šķīduma reakcija ir neitrāla pH \u003d 7, jo K d (CH 3 COO H) \u003d K d (NH 4 OH)

K2HPO4- kālija hidrogēnfosfāts sāls, vāja skābe un spēcīga bāze. Šķīstošs. Hidrolizēts pie anjona. Pakāpju skaits ir 2.

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

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

šķīduma reakcija 1 solis nedaudz sārmainspH=8,9 , jo hidrolīzes rezultātā šķīdumā uzkrājas OH - joni un hidrolīzes process gūst virsroku pār HPO 4 2- jonu disociācijas procesu, iegūstot H + jonus (HPO 4 2- ↔H + + PO 4 3-)

šķīduma reakcija 2 pakāpes viegli skābapH=6,4 , jo dihidroortofosfāta jonu disociācijas process ņem virsroku pār hidrolīzes procesu, savukārt ūdeņraža joni ne tikai neitralizē hidroksīda jonus, bet arī paliek pārpalikumā, kas izraisa vides vāji skābu reakciju.

Uzdevums: Noteikt nātrija bikarbonāta un nātrija hidrosulfīta šķīdumu vidi.

Lēmums:

1) Apsveriet procesus nātrija bikarbonāta šķīdumā. Šī sāls disociācija notiek divos posmos, otrajā posmā veidojas ūdeņraža katjoni:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 - (I)

HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2 - ( II )

Otrā posma disociācijas konstante ir ogļskābes K 2, kas vienāda ar 4,8∙10 -11.

Nātrija bikarbonāta hidrolīzi apraksta ar vienādojumu:

NaHCO 3 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + NaOH

HCO 3 - + H 2 O ↔H 2 CO 3 + OH -, kura konstante ir

K g \u003d K w / K 1 (H 2 CO 3) \u003d 1 ∙ 10 -14 / 4,5 ∙ 10 -7 \u003d 2,2 ∙ 10 -8.

Tāpēc hidrolīzes konstante ir ievērojami lielāka par disociācijas konstanti risinājumsNaHCO 3 ir sārmaina vide.

2) Apsveriet procesus nātrija hidrosulfīta šķīdumā. Šī sāls disociācija notiek divos posmos, otrajā posmā veidojas ūdeņraža katjoni:

NaHSO 3 \u003d Na + + HSO 3 - (I)

HSO 3 - ↔ H + + SO 3 2- (II)

Otrā posma disociācijas konstante ir sērskābes K 2, kas vienāda ar 6,2∙10 -8.

Nātrija hidrosulfīta hidrolīzi apraksta ar vienādojumu:

NaHSO 3 + H 2 O ↔H 2 SO 3 + NaOH

HSO 3 - + H 2 O ↔H 2 SO 3 + OH -, kura konstante ir

K g \u003d K w / K 1 (H 2 SO 3) \u003d 1 ∙ 10 -14 / 1,7 ∙ 10 -2 \u003d 5,9 ∙ 10 -13.

Šajā gadījumā disociācijas konstante ir lielāka par hidrolīzes konstanti, tātad risinājums

NaHSO 3 ir skāba vide.

Uzdevums: Noteikt amonija cianīda sāls šķīduma vidi.

Lēmums:

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 -

NH4CN + H2O↔ NH 4 OH + HCN

K d (HCN) =7,2∙10 -10; K d (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -5

Atbilde: Hidrolīze ar katjonu un anjonu, jo K o > K k, nedaudz sārmains, pH > 7

hidrolīze
sauca
reakcijas
maiņa
mijiedarbības
vielas ar ūdeni, kas noved pie to
sadalīšanās.

Īpatnības

Organisko vielu hidrolīze
vielas
Dzīvie organismi veic
dažādu organisko vielu hidrolīze
vielas reakciju laikā
fermentu līdzdalība.
Piemēram, hidrolīzes laikā
gremošanas sistēmas līdzdalība
fermenti PROTEĪNI tiek sadalīti
aminoskābēm,
TAUKI - uz GLICERĪNU un
TAUKSKĀBJU,
POLISAHArīdi (piem.
ciete un celuloze)
MONOSAHARIDI (piem.
GLIKOZE), NUKLĒĶIS
SKĀBES - par brīvu
NUKLEOTĪDI.
Tauku hidrolīzes laikā
sārmu klātbūtne
saņemt ziepes; hidrolīze
tauki klātbūtnē
izmantotie katalizatori
par glicerīnu un
taukskābes. hidrolīze
koksni iegūt etanolu, un
kūdras hidrolīzes produkti
atrast pieteikumu iekšā
lopbarības ražošana
raugs, vasks, mēslojums un
citi

Organisko savienojumu hidrolīze

tauki tiek hidrolizēti, veidojot glicerīnu un
karbonskābes (ar NaOH - pārziepjošana).
ciete un celuloze tiek hidrolizēta līdz
glikoze:

Atgriezeniska un neatgriezeniska hidrolīze

Gandrīz visas hidrolīzes reakcijas
organisko vielu
atgriezenisks. Bet ir arī
neatgriezeniska hidrolīze.
Vispārējais īpašums neatgriezeniski
hidrolīze - viena (vēlams abas)
no hidrolīzes produktiem
noņemt no reakcijas sfēras
kā:
- DRENĀŽA,
- GĀZE.
CaC₂ + 2H2O = Ca(OH)₂↓ + C2H₂
Sāļu hidrolīzē:
Al₄C₄ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH₄
Al₂S₃ + ​​6 H₂O = 2 Al(OH)3↓ + 3 H2S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂

H I D R O L I S S O L E Y

SĀĻA HIDROLĪZE
Sāls hidrolīze -
veida reakcijas
hidrolīze sakarā ar
reakcijas
jonu apmaiņa šķīdumos
(ūdenī šķīstošs
elektrolītu sāļi.
Procesa virzītājspēks
ir mijiedarbība
joni ar ūdeni, kas noved pie
vājš
elektrolīts jonu vai
molekulārā forma
("jonu saistīšanās").
Atšķirt atgriezenisko un
neatgriezeniska sāļu hidrolīze.
1. Vāja sāls hidrolīze
skābe un spēcīga bāze
(anjonu hidrolīze).
2. Spēcīga sāls hidrolīze
skābe un vāja bāze
(hidrolīze ar katjonu palīdzību).
3. Vāja sāls hidrolīze
skābe un vāja bāze
(neatgriezeniski).
Stipras skābes sāls un
nav spēcīga pamata
iziet hidrolīzi.

Reakciju vienādojumi

Vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze
(hidrolīze ar anjonu):
(šķīdumam ir sārmaina vide, reakcija turpinās
atgriezeniski notiek hidrolīze otrajā posmā
niecīga pakāpe).
Stipras skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze
(hidrolīze ar katjonu):
(šķīdums ir skābs, reakcija norit atgriezeniski,
hidrolīze otrajā posmā norit niecīgi
grādi).

10.

Vājas skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze:
(līdzsvars tiek novirzīts uz produktiem, hidrolīzi
ieņēmumi gandrīz pilnībā, jo abi produkti
reakcijas atstāj reakcijas zonu nogulšņu veidā vai
gāze).
Stipras skābes un stipras bāzes sāls
tiek veikta hidrolīze un šķīdums ir neitrāls.

11. NĀTRIJA KARBONĀTA HIDROLĪZES SHĒMA

Na₂CO₃
NaOH
spēcīga bāze
H₂CO3
vāja skābe
SĀRMA VIDE
SĀLSKĀBE, hidrolīze ar
ANIONS

12. VARA(II) HLORĪDA HIDROLĪZES SHĒMA

CuCl₂
Cu(OH)₂↓
vāja bāze
HCl
stipra skābe
SKĀBĀ VIDE
BĀZSĀLS, hidrolīze saskaņā ar
KATĪNS

13. ALUMĪNIJA SULFĪDA HIDROLĪZES SHĒMA

Al₂S₃
Al(OH)₃↓
vāja bāze
H₂S
vāja skābe
NEITRĀLA REAKCIJA
VIDE
hidrolīze ir neatgriezeniska

14.

HIDROLĪZES LOMA DABĀ
transformācija zemes garoza
Viegli sārmainas jūras vides nodrošināšana
ūdens
HIDROLĪZES LOMA DZĪVĒ
CILVĒKS
Mazgāt
mazgāt traukus
Mazgāšana ar ziepēm
Gremošanas procesi

atšifrējums

1 ORGANISKO UN NEORGANISKO VIELU HIDROLĪZE

2 Hidrolīze (no sengrieķu "ὕδωρ" ūdens un "λύσις" sadalīšanās) viens no veidiem ķīmiskās reakcijas kur, vielām mijiedarbojoties ar ūdeni, sākotnējā viela sadalās, veidojot jaunus savienojumus. Savienojumu hidrolīzes mehānisms dažādas nodarbības: - sāļiem, ogļhidrātiem, taukiem, esteriem utt. ir būtiskas atšķirības

3 Organisko vielu hidrolīze Dzīvie organismi veic dažādu organisko vielu hidrolīzi reakciju gaitā, piedaloties FERMENTIEM. Piemēram, hidrolīzes laikā, piedaloties gremošanas enzīmiem, PROTEĪNI tiek sadalīti aminoskābēs, TAUKI - GLICEROLĀ un TAUKSKĀBĒS, POLISAHArīdi (piemēram, ciete un celuloze) - MONOSAHArīdos (piemēram, GLIKOZĒ), NUKLĒSKĀBES - bezmaksas NUKLEOTIDI. Hidrolizējot taukus sārmu klātbūtnē, iegūst ziepes; glicerīna un taukskābju iegūšanai izmanto tauku hidrolīzi katalizatoru klātbūtnē. Etanolu iegūst koksnes hidrolīzē, un kūdras hidrolīzes produktus izmanto lopbarības rauga, vaska, mēslošanas līdzekļu u.c. ražošanā.

4 1. Organisko savienojumu hidrolīze Tauki tiek hidrolizēti, iegūstot glicerīnu un karbonskābes (pārziepjošana ar NaOH):

5 ciete un celuloze tiek hidrolizēta līdz glikozei:

7 PĀRBAUDE 1. Tauku hidrolīzes laikā 1) spirti un minerālskābes 2) aldehīdi un karbonskābes 3) vienvērtīgie spirti un karbonskābes 4) glicerīns un karbonskābes ATBILDE: 4 2. Hidrolīze notiek: 1) Acetilēns 2) ) Etanols 4) Metāns ATBILDE: 2 3. Hidrolīze notiek: 1) Glikoze 2) Glicerīns 3) Tauki 4) Etiķskābe ATBILDE: 3

8 4. Esteru hidrolīzes laikā veidojas: 1) Spirti un aldehīdi 2) karbonskābes un glikoze 3) ciete un glikoze 4) spirti un karbonskābes ATBILDE: 4 5. Cietes hidrolīzes rezultātā rodas: 1) saharoze 2) fruktoze 3) maltoze 4) glikoze ATBILDE: 4

9 2. Atgriezeniskā un neatgriezeniskā hidrolīze Gandrīz visas aplūkotās organisko vielu hidrolīzes reakcijas ir atgriezeniskas. Bet ir arī neatgriezeniska hidrolīze. Neatgriezeniskas hidrolīzes vispārējā īpašība ir tāda, ka no reakcijas sfēras ir jāizņem viens (vēlams abi) hidrolīzes produkti: - nogulšņu, - GĀZES veidā. CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)2 + C2H₂ Sāļu hidrolīzes laikā: Al4C3 + 12 H₂O = 4 Al(OH)3 + 3CH4 Al2S3 + 6 H2O CaH₂O =2H₂O) = 2Ca(OH)₂ + H₂

10 HIDROLĪZES TIRDZNIECĪBA Sāļu hidrolīze ir sava veida hidrolīzes reakcijas, ko izraisa jonu apmaiņas reakcijas (ūdenī) šķīstošo elektrolītu sāļu šķīdumos. Procesa virzītājspēks ir jonu mijiedarbība ar ūdeni, kā rezultātā veidojas vājš elektrolīts jonu vai molekulārā formā (“jonu saistīšanās”). Atšķirt atgriezenisko un neatgriezenisko sāļu hidrolīzi. 1. Vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze (anjonu hidrolīze). 2. Stipras skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze (katjonu hidrolīze). 3. Vājas skābes un vājas bāzes sāls hidrolīze (neatgriezeniska) Spēcīgas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze netiek veikta

12 1. Vājas skābes sāls un stipras bāzes hidrolīze (anjonu hidrolīze): (šķīdumam ir sārmaina vide, reakcija ir atgriezeniska, hidrolīze otrajā posmā norit līdz nenozīmīgai pakāpei) 2. Sāls hidrolīze stipra skābe un vāja bāze (katjonu hidrolīze): (šķīdumam ir skāba vide, reakcija norit atgriezeniski, hidrolīze otrajā posmā notiek līdz nenozīmīgai pakāpei)

13 3. Vājas skābes sāls un vājas bāzes hidrolīze: (līdzsvars tiek nobīdīts uz produktiem, hidrolīze norit gandrīz pilnībā, jo abi reakcijas produkti iziet no reakcijas zonas nogulšņu vai gāzes veidā). Spēcīgas skābes un spēcīgas bāzes sāls netiek pakļauts hidrolīzēm, un šķīdums ir neitrāls.

14 NĀTRIJA KARBONĀTA HIDROLĪZES SHĒMA NaOH stipra bāze Na₂CO3 H₂CO3 vāja skābe > [H]+ VIDĒJĀS SKĀBES SĀLS, ANJONU hidrolīze

15 Pirmā hidrolīzes stadija Na2CO₃ + H2O NaOH + NaHCO₃ 2Na+ + CO₃ ² + H2O Na+ + OH + Na+ + HCO3 CO₃² + H2O OH + HCO3 Otrā hidrolīzes stadija NaHCO₂CO NaHCO₂CO NaHCO₂CO + H₂CO + H₂CO + H₂O HCO3 + H2O = OH + CO₂ + H2O

16 VARA(II) HLORĪDA HIDROLĪZES SHĒMA Cu(OH)₂ vāja bāze CuCl₂ HCl stipra skābe< [ H ]+ КИСЛАЯ СРЕДА СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по КАТИОНУ

17 Pirmā hidrolīzes stadija CuCl₂ + H₂O (CuOH)Cl + HCl Cu+² + 2 Cl + H₂O (CuOH)+ + Cl + H+ + Cl Cu+² + H2O (CuOH)+ + H+ Otrā hidrolīzes stadija (СuOH) Cl + H₂O Cu(OH)2 + HCl (Cu OH)+ + Cl + H2O Cu(OH)2 + H+ + Cl (CuOH)+ + H2O Cu(OH)2 + H+

18 ALUMĪNIJA SULFĪDA HIDROLĪZES SHĒMA Al₂S₃ Al(OH)3 H₂S vāja bāze vāja skābe = [H]+ VIDĒJAS NEITRĀLA REAKCIJA neatgriezeniska hidrolīze

19 Al₂S₃ +₂6 H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H2S NĀTRIJA HLORĪDA HIDROLĪZE NaCl NaOH HCl stipra bāze stipra skābe = [H]+ VIDES NEITRĀLA REAKCIJA nenotiek hidrolīze NaCl = Na+H+l H₂O = Na+ + OH + H+ + Cl

20 Zemes garozas transformācija Viegli sārmainas vides nodrošināšana jūras ūdenim HIDROLĪZES LOMA CILVĒKA DZĪVĒ Veļas mazgāšana Trauku mazgāšana ar ziepēm Gremošanas procesi

21 Uzrakstiet hidrolīzes vienādojumus: A) K₂S B) FeCl₂ C) (NH4)2S D) BaI₂ KS: KOH ir spēcīga bāze H₂S vāja skābe HS + K+ + OH S² + H2O HS + OH FeClOH2 : - vāja bāze HCL - stipra skābe FeOH)+ + Cl + H+ + Cl Fe +² + H₂O (FeOH)+ + H+

22 (NH4)2S: NH4OH - vāja bāze; H₂S - vāja skābe HI - stipra skābe HIDROLĪZE NR

23 Izpildiet uz papīra lapas. Nākamajā stundā nododiet savu darbu skolotājam.

25 7. Kura no sāļiem ūdens šķīdumam ir neitrāla vide? a) Al(NO₃)₃ b) ZnCl2 c) BaCl2 d) Fe(NO3)₂ 8. Kurā šķīdumā lakmusa krāsa būs zila? a) Fe₂(SO4)₃ b) K₂S c) CuCl₂ d) (NH4)2SO4

26 9. 1) kālija karbonāts 2) etāns 3) cinka hlorīds 4) tauki 10. Šķiedras (cietes) hidrolīzes laikā var veidoties: 1) glikoze 2) tikai saharoze 3) tikai fruktoze 4) oglekļa dioksīds un ūdens 11. Šķīduma vide nātrija karbonāta hidrolīzes rezultātā 1) sārmains 2) stipri skābs 3) skābs 4) neitrāls 12. Hidrolīze notiek 1) CH 3 COOK 2) KCI 3) CaCO 3 4) Na 2 SO 4

27 13. Hidrolīze netiek pakļauta 1) dzelzs sulfātam 2) spirtam 3) amonija hlorīdam 4) esteriem

28 PROBLĒMA Paskaidrojiet, kāpēc, ielejot šķīdumus - FeCl₃ un Na₂CO₃ - izgulsnējas un izdalās gāze? 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

29 Fe+³ + H₂O (FeOH)+² + H+ CO₃ ² + H2O HCO3 + OH CO₂ + H2O Fe(OH)₃

Hidrolīze ir vielmaiņas vielu sadalīšanās reakcija ar ūdeni. Organisko vielu hidrolīze neorganiskās vielas Sāļi Organisko vielu hidrolīze Olbaltumvielas Halogēnalkāni Esteri(tauki) Ogļhidrāti

HIDROLĪZE Vispārīgi jēdzieni Hidrolīze ir apmaiņas reakcija vielu mijiedarbībā ar ūdeni, kas izraisa to sadalīšanos. Hidrolīzi var pakļaut dažādu klašu neorganiskām un organiskām vielām.

11. klase. 6. tēma. 6. nodarbība. Sāļu hidrolīze. Nodarbības mērķis: veidot skolēnos priekšstatu par sāļu hidrolīzi. Uzdevumi: Izglītojoši: iemācīt skolēniem noteikt sāls šķīdumu vides raksturu pēc to sastāva, sacerēt

SM 1. vidusskola Seruhova, Maskavas apgabals Antošina Tatjana Aleksandrovna, ķīmijas skolotāja "Hidrolīzes mācība 11. klasē." Ar hidrolīzi skolēni pirmo reizi iepazīstas 9. klasē, izmantojot neorganiskās piemēru

Sāļu hidrolīze Darbu veica augstākās kategorijas Skolotāja Timofejeva V.B. Kas ir hidrolīze Hidrolīze ir sarežģītu vielu apmaiņas mijiedarbības process ar ūdeni Hidrolīze Sāls mijiedarbība ar ūdeni, kā rezultātā

Izstrādāja: Ķīmijas skolotāja, GBOU SPO "Zakamensky Agro-Industrial College" Salisova Lyubov Ivanovna Rīku komplektsķīmijā tēma "Hidrolīze" Šajā mācību rokasgrāmata iepazīstināja ar detalizētu teorētisko izklāstu

1 Teorija. Jonu apmaiņas reakciju jonu molekulārie vienādojumi Jonu apmaiņas reakcijas ir reakcijas starp elektrolītu šķīdumiem, kuru rezultātā tie apmaina savus jonus. Jonu reakcijas

18. Jonu reakcijas šķīdumos Elektrolītiskā disociācija. Elektrolītiskā disociācija ir molekulu sadalīšanās šķīdumā, veidojot pozitīvi un negatīvi lādētus jonus. Sabrukšanas apjoms ir atkarīgs

KRASNODARAS REĢIONA IZGLĪTĪBAS UN ZINĀTNES MINISTRIJA valsts budžeta speciālists izglītības iestāde Krasnodaras apgabals"Krasnodaras Informācijas tehnoloģiju koledžas" saraksts

12. Karbonila savienojumi. karbonskābes. Ogļhidrāti. Karbonila savienojumi Karbonila savienojumi ietver aldehīdus un ketonus, kuru molekulās ir karbonilgrupa Aldehīdi

Ūdeņraža indekss ph Rādītāji Hidrolīzes būtība Sāļu veidi Sāļu hidrolīzes vienādojumu sastādīšanas algoritms Sāļu hidrolīze dažādi veidi Hidrolīzes nomākšanas un pastiprināšanas metodes Testa šķīdums B4 Ūdeņradis

P \ n Tēmas nodarbība I II III 9. klase 2014.-2015 akadēmiskais gads, pamatlīmenis, ķīmija Nodarbības tēma Stundu skaits Aptuvenie termini Zināšanas, prasmes, prasmes. Elektrolītiskās disociācijas teorija (10 stundas) 1 Elektrolīti

Sāļi Sāls definīcija sarežģītas vielas ko veido metāla atoms un skābes atlikums. Sāļu klasifikācija 1. Vidēji sāļi, sastāv no metālu atomiem un skābju atlikumiem: NaCl nātrija hlorīds. 2. Skābs

Uzdevumi A24 ķīmijā 1. Vara (ii) hlorīda un 1) kalcija hlorīda 2) nātrija nitrāta 3) alumīnija sulfāta 4) nātrija acetāta šķīdumiem ir tāda pati vides reakcija Vara (ii) hlorīds ir sāls, ko veido vāja bāze

Pašvaldības budžets izglītības iestāde vidēji vispārizglītojošā skola 4 Baltijska Darba programma mācību priekšmets "Ķīmija" 9. klase, līmenis pamatlīmenis Baltijska 2017 1. Paskaidrojošais

Uzdevumu banka audzēkņu starpposma atestācijai 9. klasē A1. Atoma struktūra. 1. Oglekļa atoma kodola lādiņš 1) 3 2) 10 3) 12 4) 6 2. Nātrija atoma kodola lādiņš 1) 23 2) 11 3) 12 4) 4 3. Skaitlis protonu daudzums kodolā

3 Elektrolītu šķīdumi Šķidros šķīdumus iedala elektrolītu šķīdumos, kas spēj vadīt elektrība, un neelektrolītu šķīdumi, kas nav elektriski vadoši. izšķīdināts neelektrolītos

Elektrolītiskās disociācijas teorijas pamati Maikls Faradejs 22.IX.1791 25.VIII. 1867. gads – angļu fiziķis un ķīmiķis. 19. gadsimta pirmajā pusē ieviesa elektrolītu un neelektrolītu jēdzienu. Vielas

Prasības skolēnu sagatavotības līmenim Pēc 9.klases materiāla apguves skolēni: Nosauc ķīmiskos elementus ar simboliem, vielas ar formulām, zīmēm un ķīmisko reakciju īstenošanas nosacījumiem,

14. nodarbība Sāļu hidrolīze 1. pārbaude 1. Sārma šķīdumā ir šķīdums l) Pb (NO 3) 2 2) Na 2 CO 3 3) NaCl 4) NaNO 3 2. Kuras vielas ūdens šķīdumā vide ir neitrāla? l) NaNO 3 2) (NH 4) 2 SO 4 3) FeSO

PROGRAMMAS SATURS 1. sadaļa. Ķīmiskais elements 1. tēma. Atomu uzbūve. Periodiskais likums un periodiska sistēma ķīmiskie elementi DI. Mendeļejevs. Mūsdienu idejas par atomu uzbūvi.

Sāļu ķīmiskās īpašības (vidēja) 12. JAUTĀJUMS Sāļi ir sarežģītas vielas, kas sastāv no metāla atomiem un skābju atlikumiem Piemēri: Na 2 CO 3 nātrija karbonāts; FeCl 3 dzelzs (III) hlorīds; Al 2 (SO 4) 3

1. Kurš no šiem apgalvojumiem ir patiess piesātinātajiem risinājumiem? 1) piesātinātu šķīdumu var koncentrēt, 2) piesātinātu šķīdumu var atšķaidīt, 3) piesātinātu šķīdumu nevar

Pašvaldības budžeta izglītības iestāde Pavlovskas ciema 1. vidusskola pašvaldība Krasnodaras apgabala studentu apmācības sistēmas Pavlovska rajons

KRASNODAR KRAI VALSTS BUDŽETA IZGLĪTĪBAS IESTĀDE VIDĒJĀS PROFESIONĀLĀS IZGLĪTĪBAS IZGLĪTĪBAS UN ZINĀTNES MINISTRIJA "NOVOROSIJAS RADIOELEKTRONisko instrumentu izgatavošanas koledža"

I. Prasības studentu sagatavotības līmenim Sadaļas apguves rezultātā studentiem jāzina/saprot: ķīmiskie simboli: ķīmisko elementu zīmes, formulas ķīmiskās vielas un ķīmiskie vienādojumi

Vidēja līmeņa sertifikācija ķīmijā 10-11 klases Paraugs A1 Līdzīga ārējā konfigurācija enerģijas līmenis ir oglekļa atomi un 1) slāpeklis 2) skābeklis 3) silīcijs 4) fosfors A2. Starp elementiem alumīnijs

A9 un A10 atkārtošanās (oksīdu un hidroksīdu īpašības); A11 Raksturīgs Ķīmiskās īpašības sāļi: vidēji skābi, bāziski; komplekss (uz alumīnija un cinka savienojumu piemēra) A12 Sakarība neorganisko

PASKAIDROJUMS Darba programma ir balstīta uz galvenās programmas paraugprogrammu vispārējā izglītībaķīmijā, kā arī ķīmijas kursu programmas izglītības iestāžu 8.-9.klašu skolēniem

Ieskaite ķīmijas 11. klasē (pamata līmenis) Ieskaite "Ķīmisko reakciju veidi (ķīmijas 11. klase, pamatlīmenis) 1. variants 1. Aizpildiet reakcijas vienādojumus un norādiet to veidu: a) Al 2 O 3 + HCl, b) Na 2 O + H 2O,

Uzdevums 1. Kurā no šiem maisījumiem sāļus var atdalīt vienu no otra, izmantojot ūdeni un filtrēšanas ierīci? a) BaSO 4 un CaCO 3 b) BaSO 4 un CaCl 2 c) BaCl 2 un Na 2 SO 4 d) BaCl 2 un Na 2 CO 3

Elektrolītu šķīdumi 1. IESPĒJA 1. Uzrakstiet vienādojumus jodskābes, vara (I) hidroksīda, ortoarsēnskābes, vara (II) hidroksīda elektrolītiskās disociācijas procesam. Rakstiet izteicienus

Ķīmijas stunda. (9. klase) Tēma: Jonu apmaiņas reakcijas. Mērķis: Veidot priekšstatus par jonu apmaiņas reakcijām un to rašanās nosacījumiem, pilnus un saīsinātos jonu molekulāros vienādojumus un iepazīties ar algoritmu.

SĀĻU HIDROLĪZE TA Koļēvičs, Vadims E. Matulis, Vitālijs E. Matulis 1. Ūdens kā vājš elektrolīts Šķīduma ūdeņraža indekss (pH) Atcerēsimies ūdens molekulas uzbūvi. Skābekļa atoms, kas saistīts ar ūdeņraža atomiem

Tēma ELEKTROLĪTISKĀ DISOCIĀCIJA. JONU APMAIŅAS REAKCIJAS Pārbaudāmais satura elements Uzdevuma forma Maks. punktu skaits 1. Elektrolīti un neelektrolīti VO 1 2. VO 1 elektrolītiskā disociācija 3. Neatgriezeniskuma nosacījumi

18 1. iespējas atslēga Uzrakstiet reakciju vienādojumus, kas atbilst šādām ķīmisko pārvērtību secībām: 1. Si SiH 4 SiО 2 H 2 SiО 3 ; 2. Cu. Cu (OH) 2 Cu (NO 3) 2 Cu 2 (OH) 2 CO 3; 3. Metāns

Ust-Doņeckas apgabals h. Krimas pašvaldības budžeta izglītības iestāde Krimas vidusskola APSTIPRINĀTA 2016.gada rīkojums Skolas direktore I.N. Kalitventseva darba programma

Individuāls mājasdarbs 5. VIDES ŪDEŅRAŽA INDIKATORS. SĀĻU HIDROLĪZE TEORĒTISKĀ DAĻA Elektrolīti ir vielas, kas vada elektrisko strāvu. Vielas sadalīšanās process jonos šķīdinātāja iedarbībā

1. Galvenās īpašības uzrāda elementa ārējais oksīds: 1) sērs 2) slāpeklis 3) bārijs 4) ogleklis 2. Kura no formulām atbilst elektrolītu disociācijas pakāpes izteiksmei: =

Uzdevumi A23 ķīmijā 1. Saīsinātais jonu vienādojums atbilst mijiedarbībai šķīdības tabula,

1 Hidrolīze Uzdevumu atbildes ir vārds, frāze, cipars vai vārdu virkne, cipari. Uzrakstiet atbildi bez atstarpēm, komatiem vai citām papildu rakstzīmēm. Sakrīt starp

Uzdevumu banka 11. klase ķīmija 1. Elektroniskā konfigurācija atbilst jonam: 2. Daļiņām un un un un ir vienāda konfigurācija 3. Magnija un

Sēdē APSKATĪTA PAŠVALDĪBAS BUDŽETA VISPĀRĒJĀ IZGLĪTĪBAS IESTĀDE SAMARAS PILSĒTAS RAJONA "SKOLA 72" metodiskā apvienība skolotāji (MO priekšsēdētājs: paraksts, pilns vārds) 20. protokols