Урок 7. Гидролиз органических и неорганических соединений
Предмет: Химия, 11 класс

Конспект урока

Химия, 11 класс

Урок № 7. Гидролиз органических и неорганических соединений

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме:

Понятие гидролиза;
вещества, подвергаемые гидролизу;
смещение равновесия в реакциях гидролиза;
реакция среды при гидролизе солей.

Урок посвящён изучению реакций гидролиза органических и неорганических соединений: условиям протекания реакций гидролиза, уравнениям реакций гидролиза, равновесию в реакции гидролиза.

Глоссарий

Гидролиз – реакция ионного обмена между молекулами органических или неорганических соединений и водой, в результате которой исходное соединение разрушается и происходит изменение реакции среды.

Жиры – сложные эфиры многоатомных спиртов, в которых гидроксильные радикалы замещены на кислотные остатки кислородсодержащих кислот.

Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации электролита на ионы, равна отношению произведения концентраций образовавшихся ионов к концентрации не распавшихся на ионы молекул, причем все концентрации возведены в степени, равные стехиометрическим коэффициентам.

рН среды – водородный показатель, равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода рН = - lg[H+]

Полный гидролиз – необратимый процесс разложения водой вещества до образовавших его соединений.

Сильные электролиты – соединения, степень диссоциации которых в воде более 30%.

Слабые электролиты – соединения, степень диссоциации которых в воде не превышает 3%.

Сложный эфир – продукт замещения иона водорода в карбоновой кислоте на углеводородный радикал.

Степень диссоциации – количественная характеристика электролита, равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул в растворе, выраженная в процентах.

Углеводы – органические соединения, в состав которых входит несколько гидроксильных групп и карбонильная группа.

Электролит – вещество, раствор или расплав которого проводит электрический ток.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тесто по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Гидролиз органических соединений

Гидролизом называют реакцию ионного обмена между веществом и водой, в результате которой происходит разложение вещества и изменяется реакция среды. Примером может служить известная вам реакция гидролиза сложных эфиров.

Реакция гидролиза обратима. Чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции, необходимо, чтобы один из продуктов реакции расходовался в какой-то другой реакции. Например, если проводить гидролиз в присутствии щёлочи, кислота превратится в соль, которая в обратной реакции участвовать не может.

Реакция щелочного гидролиза жиров используется при производстве мыла.

В результате кислотного гидролиза полисахаридов из крахмала и целлюлозы можно получить глюкозу: (С6Н10О5)п + пН2О → пС6Н12О6

При нагревании белков в кислой или щелочной среде происходит гидролиз. Макромолекулы белков сначала распадаются на отдельные полипептиды, которые, в свою очередь, распадаются на крупные, а затем и на мелкие пептиды. В конечном результате продуктом гидролиза белков являются аминокислоты. В живых организмах гидролиз белков происходит под действием ферментов. Благодаря этой реакции организм получает строительный материал для синтеза новых белков.

Гидролиз неорганических солей

В реакцию гидролиза вступают растворимые в воде соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом. Одним из продуктов реакции будет малодиссоциирующее соединение, при этом изменится рН среды.

Соль – это продукт взаимодействия основания и кислоты. Все соли можно разделить в зависимости от силы образующих их электролитов на 4 группы:

1. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой: Na2CO3, K2S.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой: CuSO4, NiCl2.

3. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой: Fe(CH3COO)3, (NH4)2CO3.

4. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой: NaCl, KNO3.

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия. В растворе соль полностью распадается на ионы: Na2CO3 ↔ 2Na+ + CO32-.

Na+ - от сильного основания NaOH (α = 87%);

CO32- - от слабой кислоты Н2СО3 (α = 0,06%).

Молекулы воды представляют собой диполи, состоящие из положительно заряженного иона водорода и отрицательно заряженной гидроксильной группы. Гидроксид натрия – сильный электролит, поэтому ион натрия взаимодействовать с молекулами воды не будет. Угольная кислота – слабый электролит, поэтому карбонат-ионы будут взаимодействовать с полярными молекулами воды с образованием слабого электролита – гидрокарбонат-иона. Среда при этом становится щелочной.

CO32- + Н+-ОН- ↔ НСО3- + ОН- ; Na2CO3 + H2O ↔ NaHCO3 + NaOH.

Рассмотрим гидролиз хлорида железа (III). В растворе соль полностью диссоциирует на ионы: FeCl3 ↔ Fe3+ + 3Cl-.

Fe3+ - от слабого основания Fe(ОН)3 (α = 0,0007%);

Cl- - от сильной кислоты НCl (α = 100%).

Ион хлора с молекулами воды не взаимодействует, так как соляная кислота – сильный электролит. Ионы железа будут взаимодействовать с молекулами воды, так как гидроксид железа (III) – слабый электролит. В результате образуется слабый гидроксокатион железа (III) и кислая среда.

Fe3+ + Н+-ОН- ↔ FeОН2+ + Н+; FeCl3 + H2O ↔ FeОНCl2 + HCl.

Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, то гидролизу подвергаются как катион, так и анион. Реакция среды при этом будет близка к нейтральной. Например, ацетат меди в воде диссоциирует на ион меди и ацетат-ионы. Cu(CH3COO)2 ↔ Cu2+ + 2CH3COO-

Cu2+ - от слабого основания Cu(ОН)2 (α = 0,0006%);

СН3СОО- - от слабой кислоты СН3СООН (α = 0,42%).

Оба типа ионов взаимодействуют с молекулами воды, при этом образуется слабый электролит гидроксокатион меди и слабая уксусная кислота.

Cu2+ + Н+-ОН- ↔ CuОН+ + Н+; CH3COO- + Н+-ОН- ↔ СН3СООН + ОН-;

Cu(CH3COO)2 + H2O ↔ CuОН(СН3ОО) + СН3СООН.

Если соль образована сильным основанием и сильной кислотой, то такая соль в реакцию гидролиза не вступает, так как в ней не может образоваться слабый электролит. Реакция среды остаётся нейтральной.

Смещение равновесия в реакции гидролиза

Все рассмотренные выше реакции гидролиза являются обратимыми. Смещение химического равновесия в них происходит согласно принципу Ле Шателье. Так, добавление кислоты в раствор соли меди препятствует протеканию гидролиза, а добавление щёлочи усиливает гидролиз.

Существуют соли, из которых нельзя приготовить раствор – они полностью разлагаются водой на образующие их кислоту и основание. В этом случае говорят, что идёт полный гидролиз: Cr2S3 + 6H2O → 2Cr(OH)3↓ + 3H2S↑.

Полному гидролизу подвергаются соли, образованные слабым нерастворимым или нестойким основанием и слабой, неустойчивой или летучей кислотой. Продукт гидролиза в таких реакциях выпадает в осадок или выделяется из раствора в виде газа, и принимать участие в обратной реакции не может. Полный гидролиз необратим.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

Расчет количества продукта реакции гидролиза

Условие задачи: Сколько граммов мыла можно получить в результате гидролиза 150 г стеаратпальмитатолеат глицерина, если выход продукта составляет 85%? Ответ запишите в виде целого числа.

Шаг первый: Запишем уравнение реакции гидролиза стеаратпальмитатолеат глицерина.

Шаг второй: Найдем молярную массу жира.

М = 12·(17+15+17+6) +1·(35+31+33+5) + 16·6 = 860 (г/моль).

Шаг третий: Найдем молярные массы натриевых солей стеариновой, пальмитиновой и олеиновой кислот (мыла):

М (стеарат натрия) = 12·17 + 35 + 12 + 16·2 + 23 = 306 (г/моль);

М (пальмитат натрия) = 12·15 + 31 + 12 + 16·2 + 23 = 278 (г/моль);

М (олеат натрия) = 12·17 + 33 + 12 + 16·2 + 23 = 304 (г/моль).

Шаг четвёртый: найдем массу каждой соли ри 100%-ном выходе продукта. Для этого составим пропорцию:

Из 860 г жира образуется 306 г стеарата натрия;

из 150 г жира образуется х1 г стеарата натрия.

х1 = (150·306) : 860 = 53 (г ).

Из 860 г жира образуется 278 г пальмитата натрия;

из 150 г жира образуется х2 г пальмитата натрия.

х2 = (150·278) : 860 = 48 (г).

Из 860 г жира образуется 304 г олеата натрия;

из 150 г жира образуется х3 г олеата натрия.

х2 = (150·304) : 860 = 53 (г).

Шаг пятый: найдем общую массу мыла при 100%-ном выходе продукта реакции. Для этого сложим найденные массы стеарата, пальмитата и олеата натрия: 53 + 48 + 53 = 154 (г).

Шаг шестой: найдем массу мыла при 85%-ном выходе продукта реакции.

Для этого найденную массу мыла умножим на выход продукта и разделим на 100: т = 154·85 : 100 = 131 (г).

Ответ: 131

Расчёт рН раствора гидролизованной соли

Условие задачи: Чему равен водородный показатель (рН) раствора сульфата цинка, если в 200 мл раствора находится 10-5 моль ионов водорода?

Ответ запишите с точностью до десятых долей.

Шаг первый: найдём концентрацию ионов водорода в 1 л раствора.

Для этого известное количество ионов водорода разделим на 200 мл и умножим на 1000 мл (1 л = 1000 мл):

(10-5 : 200)·1000 = 5·10-5 моль/л.

Шаг второй: найдем рН этого раствора

Для этого вычислим отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = -lg[H+] = - lg(5·10-5) = 4,3.

Ответ: 4,3.