Тема: Реакції гідролізу.
Мотивація вивчення теми. Завдяки ферментативному гідролізу три основних компоненти їжі - жири, білки, вуглеводи - в шлунково-кишковому тракті розщеплюються водою на більш дрібні фрагменти. У загальному вигляді гідроліз харчових компонентів описується рівнянням:
де R1. R2 - фрагменти біоорганічної молекули, пов'язані через кисень. Без цього процесу не було б можливо засвоєння харчових продуктів, тому що всмоктуватися в кишечнику здатні тільки відносно невеликі молекули. Наприклад, засвоєння полісахаридів і дисахаридів стає можливим лише після повного гідролізу ферментами до моносахаридів.
Для росту і нормального функціонування всіх тварин необхідна енергія. Людини отримує енергію як за рахунок многостадийного процесу окислення їжі, так і за рахунок гідролізу деяких складних ефірів, амідів, глікозидів. Однак головним джерелом енергії для багатьох біологічних процесів - біосинтезу білка, іонного транспорту, скорочення м'язів - є аденозинтрифосфат (АТФ).
АТФ належить до біонеорганічної з'єднанням, тому що складається з органічної частини - аденозину і неорганічної частини - трьох пов'язаних в ланцюг фосфатних груп. Енергія, необхідна для життєдіяльності, вивільняється внаслідок гідролізу АТФ. При рН> 7,0 АТФ існує у вигляді аніону АТФ 4. тому всі фосфатні групи при цьому значенні рН іонізовані. Гідроліз АТФ записують у вигляді кислотно-лужної рівноваги
АТФ 4 + Н 2 Про ⇄ АДФ 3- + НРО4 2 + Н +; ΔG = -30,5кДж / моль,
де АДФ 3 - аніон аденозиндифосфата. Реакція супроводжується зменшенням енергії Гіббса. Гідроліз може йти до освіти аденозинмонофосфата (АМФ) і, нарешті, до аденозину.
Мета: Закріпити знання про гідролізі солей, типах гідролізу в залежності від природи солі і його ролі в біохімічних процесах.
1. Навчитися характеризувати можливість солі гидролизоваться і записувати рівняння гідролізу.
2. Навчитися розраховувати ступінь, константу і рН розчинів гідролізуються солей.
3. Навчитися прогнозувати напрямок зміщення рівноваги реакції гідролізу солей.
Тривалість заняття - 90 хвилин.
Місце проведення заняття - навчальний практикум (кафедра загальної хімії)
Завдання для самостійної роботи студента у позанавчальний час (самопідготовка).
А. Контрольні питання
1. Електролітична дисоціація. Ступінь і константа дисоціації. Сильні, слабкі електроліти.
2. Протолітична теорія кислот і підстав.
3. Іонний добуток води. рН і його значення в різних середовищах.
4. Принцип Ле Шательє. Напрямок зміщення рівноваги обмінних реакцій.
5. Гідроліз солей. Випадки гідролізу солей різних типів.
6. Константа та ступінь гідролізу солей. Фактори, що впливають на ступінь і константу гідролізу.
7. Роль гідролізу в біохімічних процесах.
В. Навчальний матеріал.
У загальному випадку під гідролізом розуміють реакції розкладання речовини водою (від грец. Hydor - вода + lysis - руйнування). Гідроліз - окремий випадок сольволізу - взаємодії розчиненої речовини і розчинника. Гідролізом солі називають взаємодію солі з молекулами води, що приводить до утворення малодиссоциирующие з'єднань. З точки зору Протолітична теорії кислот і підстав гідроліз є окремим випадком оборотного кислотно-лужної рівноваги.
Кількісно гідроліз характеризується ступенем гідролізу і константою гідролізу. Ступінь гідролізу (αг) визначають як відношення кількості гидролизованного речовини (nг. Моль) до загальної кількості розчиненої речовини (n0. Моль):
Залежно від природи солі вода виступає або як кислота, або як підставу, а сіль є відповідно зв'язаних підставою або сполученої кислотою.
1. Гідроліз солі, утвореним слабкою кислотою і сильною основою (наприклад Na2 S, KCN, Na2 CO3. CH3 COONa). Аніони таких солей є підставами, порівнянними за силою з іонами ОН -. внаслідок чого вони конкурують з ним за протон:
В - + НОН ⇄ НВ + ОН -
підставу 1 кислота 2 кислота 1 підставу 2
В результаті гідролізу аніону концентрація іонів ОН - зростає, тобто спостерігається зрушення показника рН в лужну область; рН> 7.
де Kw - іонний добуток води, Ка - константа іонізації кислоти.
де С0 - вихідна концентрація солі, моль / л
2. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою (наприклад ZnCl2. Fe (NO3) 3. NH4 Cl, AlCl3. MgSO4). Катіони таких солей є кислотами, здатними конкурувати з Н3 Про + за володіння ОН -. рН + + 2Н2 Про ⇄ НВ + Н3 Про +
Кислота 1 підставу 2 підставу 1 кислота 2
де С0 - вихідна концентрація солі, моль / л
3. Гідроліз солі, утвореним слабкою кислотою і слабкою основою (наприклад, NH4 CN, CH3 COONH4. Cr2 S3. Fe (CH3 COO) 3. HCOONH4). Реакція розчину залежить від того, який з цих електролітів сильніше.
Приклад. Водний розчин форміату амонію HCOONH4 має кислу реакцію (рН 7), тому що рКа (HCN) = 9,3. Водний розчин ацетату амонію CH3 COONH4 має нейтральну реакцію (рН≈7), оскільки аміак (рКb (NH3) = 4,76) і оцтова кислота (рКа (CH3 COOН) = 4,76) - електроліти однакової сили.
Відповідні розрахункові формули для солей цього типу мають такий вигляд:
рН = ½ (рКw + рКа - pKb), або рН = 0,5 (14+ рКа - pKb)
Гідроліз солей, в результаті якого утворюються малорозчинні і газоподібні продукти, що віддаляються зі сфери реакції, незворотній. Наприклад, гідроліз сульфіду алюмінію протікає повністю внаслідок утворення осаду Al (OH) 3 і виділення газу H2 S
4. Солі, утворені сильною кислотою і сильною основою (наприклад, NaCl, KNO3. CaCl2) гідролізу не піддавалося. Це пов'язано з тим, що іони таких солей не утворюють з іонами води малодиссоциирующие з'єднання. В цьому випадку рівновага дисоціації води не порушується і розчину практично нейтральні (рН = 7).
Всі розглянуті випадки гідролізу стосувалися солей, утворених однокіслотнимі підставами і одноосновними кислотами. Солі многоосновних кислот і многокіслотних підстав гідролізуються ступінчасто, утворюючи при цьому кислі і основні солі. Наприклад, солі Na2 CO3. К3 РО4. Na2 SiO3 гідролізуються ступінчасто, утворюючи кислі солі. Солі AlCl3. Cu (NO3) 2. CrCl3. FeSO4 гідролізуються ступінчасто з утворенням на проміжних стадіях основних солей.
У загальному випадку справедливі закономірності:
1. Гідроліз солі повинен посилюватися з підвищенням температури і розведенням розчину. Для ослаблення гідролізу розчини слід зберігати концентрованими при низьких температурах.
2. При оборотному гідролізі відповідно до принципу Ле Шательє процес повинен придушуватися при підкисленні (якщо ця сіль утворена сильною кислотою і слабкою основою) або при подщелачивании (якщо сіль утворена слабкою кислотою і сильною основою).
3. Гідроліз солей, в результаті якого утворюються малорозчинні і газоподібні продукти, що віддаляються зі сфери реакції, незворотній.
Г. Навчальні завдання
Завдання №1. Обчисліть рН розчину хлориду амонію з концентрацією солі NH4 Cl рівній 0,01моль / л.
Для розрахунку рН розчинів солей, гідролізуються по катіону, використовується формула
рН = 7-0,5 (рК NH4 ОН + lgС NH4 Cl), рК NH4 ОН = 4,76 (довідкова величина).
рН = 7-0,5 (4,76 + lg1 · 10 -2) = 7-0,5 (4,76-2) = 7-1,38 = 5,62
Відповідь: рН 0,01 М розчину хлориду амонію дорівнює 5,62
Завдання 2. Визначте рН розчину, константу і ступінь гідролізу ацетату калію, якщо концентрація СН3 СООК дорівнює 0,1моль / л, а Ка (СН3 СООН) = 1,8 · 10 -5
Рішення. СН3 СООК + НОН ⇄ СН3 СООН + КОН
СН3 СОО - + НОН ⇄ СН3 СООН + ОН - середовище лужне
Ступінь гідролізу солі визначається за формулою
= = = 0,75 · 10 -4 = 7,5 · 10 -5
Константа гідролізу
Концентрацію гідроксид-іонів і рОН розраховують за формулами:
[ОН -] = 7,5 · 10 -5 · 1 · 10 -1 = 7,5 · 10 -6 моль / л
рОН = -lg [ОН -], pOH = -lg 7,5 · 10 -6 = -lg7,5-lg10 -6 = -0,8751 + 6 = 5,1249 = 5,12
Так як рН + рОН = 14, то рН = 14- рОН;
2-й спосіб вирішення завдання (по формулі):
рН = 7 + 0,5 (рКСН3СООН) = 7+ 0,5 (4,76-1) = 7 + 1,88 = 8,88
Відповідь: рН розчину ацетату калію дорівнює 8,88; ступінь гідролізу склала 7, 5 · 10 -5; константа гідролізу дорівнює 5,6 · 10 -10.
Завдання 3. У результаті гідролізу бікарбонату натрію в його розчині створюється слаболужна середу. Розрахуйте рН розчину, що містить 10г бікарбонату натрію в 200мл розчину, якщо ступінь гідролізу дорівнює 0,01%
Рішення. 1) Гідроліз солей - процес оборотний
В результаті гідролізу утворюються ОН - іони, тобто середовище в розчині лужна.
2) Концентрація ОН - іонів визначається за формулою: С (ОН -) = αг · (NaHCO3)
Розраховуємо концентрацію солі NaHCO3 за формулою:
Тоді С (ОН -) = 0,59 · 0,0001 = 5,9 · 10 -5 моль / л
3) рОН = -lg C (OH-), вважаючи, що С (ОН -) = а (ОН -)
pOH = -lg 5,9 · 10 -5 = -lg 5,9-lg10 -5 = -0,7709 + 5 = 4,2291 = 4,23
4) рН = 14-рОН = 14 - 4,23 = 9,7
Складання молекулярного і молекулярно-іонного рівняння гідролізу солі сильної кислоти і слабкої основи.
Завдання 4. Написати молекулярні та молекулярно-іонні рівняння гідролізу солей: а) нітрату амонію; б) хлориду хрому CrCl3.
Рішення. а) При розчиненні в воді кристалічний NH4 NO3 дисоціює:
При складанні рівнянь гідролізу необхідно, в першу чергу, визначити, які з іонів солі можуть зв'язувати іони води (Н + або ОН -) в малодиссоциирующие з'єднання, тобто які іони зумовлюють гідроліз. В даному випадку катіон NH4 + пов'язує іон води ОН -. утворюючи молекули слабкої основи:
NH4 + + НОН⇄ NH4 ОН + Н +. рН 2+. (Cr (OH) 2) + і молекули Cr (OH) 3. Практично гідроліз солі обмежується першим ступенем. Продукти гідролізу в даному випадку - основна сіль і кислота
Cr 3+ + HOH ⇄ CrOH 2+ + H +. рН 2+)
Друга і третя ступінь гідролізу можливі з підвищенням температури:
CrOH 2+ + НОН⇄ Cr (OH) 2 + Н +
Складання молекулярного і молекулярно-іонного рівняння гідролізу солі сильного підстави і слабкої кислоти.
Завдання 5. Складіть молекулярні та молекулярно-іонні рівняння гідролізу солей: ціаніду калію KCN; б) сульфіту калію Na2 SO3.
Рішення. а) Гідроліз солі KCN обумовлюють іони CN -. пов'язуючи катіони Н + води в слабодіссоціірующее з'єднання - синильну кислоту:
KCN + HOH ⇄ HCN + KOH
CN - + HOH ⇄ HCN + OH - реакція розчину лужна, рН> 7
б) Гідроліз солі Na2 SO3 практично обмежується першим ступенем; продукти гідролізу - кисла сіль і підстава:
SO3 2- + НОН ⇄ НSO3 - + ОН - реакція розчину лужна, рН> 7
З підвищенням температури гідроліз посилюється:
Складання молекулярного рівняння гідролізу солі слабкої основи і слабкої кислоти.
Завдання 6. Складіть рівняння гідролізу солі Al (CH3 COO) 3
Рішення. Іони солі Al 3+ і СН3 СОО - взаємодіють з іонами води, утворюючи малорастворимое з'єднання Al (ОН) 3 і малодиссоциирующие з'єднання СН3 СООН. Сіль Al (CH3 COO) 3 гідролізується необоротно і повністю
pH ≈ 7, оскільки pKa (CH3 COOH) = 4,76, pKb (Al (OH) 3) = 5,02
Д. Завдання для самостійного рішення.
Завдання 1. Розрахуйте рН розчину, константу і ступінь гідролізу ацетату натрію, якщо концентрація CH3 COONa дорівнює 0,001 моль / л, КCH3COOН = 1,74 · 10 -5 (Відповідь: рН = 7,88, Кг = 5,7 · 10 - 10. αг = 7,58 · 10 -4).
Завдання 2. Напишіть в молекулярній і молекулярно-іонної формі рівняння гідролізу солей по першій ступені і вкажіть реакцію їх водних розчинів: а) Li2 SO3; б) K2 S; в) K2 CO3; г) CuCl2; д) Cr2 S3.
Заняття № Тема: Реакції гідролізу