Гидролиз органических соединений егэ химия

Гидролиз (греч. hydor — вода и lysis — разрушение) — процесс расщепления молекул сложных химических веществ за счет
реакции с молекулами воды.

В химии, как и в жизни, разрушается чаще всего нестойкое и слабое (стойкое и сильное выдерживает удар). Запомните, что гидролиз
(вода) разрушает «слабое» — это правило вам очень пригодится.

Любая соль состоит из остатка основания и кислоты. Абсолютно любая:

• NaCl — производное основания NaOH и кислоты HCl
• KNO₃ — производное основания KOH и кислоты HNO₃
• CuSO₄ — производное основания Cu(OH)₂ и кислоты H₂SO₄
• Al₃PO₄ — производное основания Al(OH)₃ и кислоты H₃PO₄
• Ca(NO₂)₂ — производное основания Ca(OH)₂ и кислоты HNO₂

Чтобы успешно решать задания по теме гидролиза и писать реакции, вам следует запомнить, какие основания и кислоты являются
слабыми, а какие — сильными.

При изучении гидролиза я рекомендую ученикам сохранить на гаджет схему, которую вы видите ниже. Для того, чтобы приобрести
нужный опыт — она незаменима. Пользуйтесь ей как можно чаще, подглядывайте в нее и она незаметно окажется в вашем
интеллектуальном составляющем

По катиону, по аниону или нет гидролиза?

Итак, если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток сильной кислоты — гидролиза не происходит. Примеры: NaCl, KBr,
CaSO₄. Также гидролиза не происходит, если соль нерастворима (вне зависимости от того, чем она образована): AlPO₄,
FeSO₃, CaSO₃.

Если в состав соли входит остаток слабого основания и остаток сильной кислоты, то гидролиз идет по катиону. Помните, что гидролиз
разрушает слабое, в данном случае — катион. Примеры: AlCl₃, MgBr₂, Cr₂SO₄, NH₄NO₃.

Катион NH₄⁺ и его основание NH₄OH , несмотря на растворимость, является слабым, поэтому гидролиз будет идти
по катиону в соли NH₄Cl. Замечу также, что Ca(OH)₂ считается растворимым основанием, поэтому гидролиза соли CaCl₂
не происходит.

Если в состав соли входит остаток сильного основания и остаток слабой кислоты, то гидролиз идет по аниону. Примеры: K₃PO₄,
NaNO₂, Ca(OCl)₂, Ba(CH₃COO)₂, K₂SiO₃.

Если соль образована остатком слабого основания и слабой кислоты, то гидролиз идет и по катиону, и по аниону. Примеры: Mg(NO₂)₂,
Al₂S₃, Cr₂(SO₃)₃, CH₃COONH₄.

Самостоятельно определите тип гидролиза для CaI₂, Li₂SiO₃, Ba(NO₂)₂, CuBr₂, Zn(H₂PO₄)₂.
Ниже вы найдете решение.

Среда раствора

Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной. Определяется типом гидролиза. Некоторые задания могут быть построены так, что, увидев соль,
вы должны будете определить ее тип раствора.

Обрадую вас: если вы усвоили тему гидролиза, сделать это проще простого. В случае, когда гидролиз не идет или идет и по катиону, и по аниону среда
раствора — нейтральная.

Если гидролиз идет по катиону (разрушается остаток основания) среда — кислая, если гидролиз идет по аниону (разрушается остаток кислоты), то среда
раствора будет щелочная. Изучите примеры.

Однако замечу, что в дигидрофосфатах, гидросульфитах и гидросульфатах среда всегда кислая из-за особенностей диссоциации. Примеры:
NH₄H₂PO₄, LiHSO₄. В гидрофосфатах среда щелочная из-за того, что константа диссоциации по третьей ступени меньше, чем константа гидролиза. Примеры: K₂HPO₄, Na₂HPO₄.

Попробуйте определить среду раствора для соединений из самостоятельного задания, которое вы только что решили.
Ниже будет располагаться решение.

С целью запутать в заданиях часто бывают даны синонимы. Так «среду раствора» могут заменить водородным показателем pH.

Запомните, что кислая среда характеризуется pH < 7. В нейтральной pH = 7. В щелочной pH > 7.

Например, в соли CaCl₂ среда раствора будет нейтральной (pH=7), а в растворе AlCl₃ — кислой (pH < 7).

Индикаторы (лат. indicator — указатель)

Индикатор — вещество, используемое в химии для определения среды раствора. В зависимости от среды раствора индикатор способен
менять его цвет, что наглядно отражает характер среды в определенный момент времени.

Наиболее известные и широко применяемые индикаторы: лакмус, фенолфталеиновый и метиловый оранжевый. В зависимости от среды
раствора их окраска меняется, что отражает приведенная ниже таблица.

Для тех, кто обладает хорошей зрительной памятью, будет несложно запомнить эту схему. Но что делать аудиалам и кинестетикам?
От волнения на экзамене такая таблица легко может раствориться и перепутаться в океане мыслей, поэтому своим ученикам я рекомендую
запомнить индикаторы по стихам.

Только представьте, как приятно будет прочитать стих на экзамене, и убедиться в его безошибочности. Это придаст уверенности и поднимет
настроение

Лакмус

Индикатор лакмус красный
Кислоту укажет ясно.
Индикатор лакмус синий —
Щелочь здесь, не будь разиней!
Когда ж нейтральная среда,
Он фиолетовый всегда.

Фенолфталеин

Фенолфталеиновый
В щелочах малиновый
Несмотря на это —
В кислотах он без цвета.

Метиловый оранжевый

От щелочи я желт как в лихорадке
Я розовею от кислот, как от стыда
И я бросаюсь в воду без оглядки —
Здесь я оранжевый практически всегда!

Гидролиз
– это реакция обменного разложения веществ водой.

К органическим
веществам, которые подвергаются гидролизу относят: сложные эфиры и
жиры, углеводы, белки, галогеналканы и другие.

Например, при гидролизе
сложного эфира образуется кислота и спирт. Так, при гидролизе метилового эфира
уксусной кислоты образуется уксусная кислота и спирт метанол.  Эта реакция
обратимая, так как продукты реакции могут взаимодействовать друг с другом с
образованием сложного эфира и воды.

Реакция получения
сложного эфира из карбоновой кислоты и спирта называется реакцией этэрификации.
Эта реакция также является обратимой.

В щелочной среде
образуется не карбоновая кислота, а её соль и процесс гидролиза становится
необратимым. Например, в реакции метилового эфира уксусной кислоты с
гидроксидом натрия образуется соль – ацэтат натрия и спирт метанол.

Жиры
– это сложные эфиры глицерина и высшей жирной кислоты. При гидролизе жиров
образуются высшие карбоновые кислоты и многоатомный спирт глицерин.

В щелочной среде эта
реакция становится необратимой. Сам процесс называется омылением, так
как в результате его образуется соль высшей карбоновой кислоты – мыло. Так, в
результате щелочного гидролиза трипальмитат глицерина образуется пальмитат
натрия – мыло и спирт глицерин.

Впервые в 1817 году Шеврель осуществил синтез мыла из
жира.

М.
Э. Шеврель

(1786–1889)

В организме человека и
животных жиры пищи гидролизуются под действием ферментов с
образованием глицерина и высших карбоновых кислот. В процессе
синтеза эти вещества образуют новые жиры, которые откладываются про запас. Либо
образовавшиеся жиры гидролизуются и окисляются до углекислого газа и воды,
высвобождая при этом энергию.

Жиры используются для
получения мыла. Энергия, которая образуется при расщеплении жиров превращается
в тепловую, благодаря высвобождению энергии осуществляются биохимические
реакции, осуществляется работа мышц, передаются нервные импульсы.

При гидролизе
галогеналканов образуются спирты.
Так, при гидролизе хлорэтана образуется спирт этанол.

Если идёт щелочной
гидролиз, то реакция гидролиза является необратимой. В результате щелочного
гидролиза хлорэтана также образуется спирт этанол, но данная реакция является необратимой.

Из углеводов гидролизу
подвергаются дисахариды и полисахариды. Так, при гидролизе сахарозы образуется
глюкоза и фруктоза.

При гидролизе крахмала
конечным продуктом является глюкоза.

Ступенчатый
ферментативный гидролиз крахмала идёт следующим образом:
сначала образуются декстрины, затем мальтоза и на конечной стадии образуется
глюкоза.

При гидролизе целлюлозы
также образуется глюкоза, которую затем можно использовать для получения
этанола, сорбита, этиленгликоля, глицерина, карбоновых кислот.

При попадании углеводов с
пищей они подвергаются гидролизу под действием ферментов с образованием
глюкозы. Эта глюкоза может сразу окисляться до углекислого газа и воды с
высвобождением энергии, а может под действием ферментов использоваться как
запасное питательное вещество – гликоген, который затем также окисляется и
превращается опять в глюкозу, при окислении которой образуется углекислый газ и
вода, и высвобождается энергия.

Гидролиз белков
идёт с образованием конечных продуктов – альфа-аминокислот. Так,
при гидролизе глицил-аланина образуется глицин и аланин.

При попадании белков
с пищей под действием ферментов они гидролизуются до полипептидов
и дальше до альфа-аминокислот. Эти альфа-аминокислоты могут сразу
окисляться до углекислого газа, аммиака и воды, при этом ещё выделяется
энергия. Но альфа-аминокислоты могут под действием ферментов образовывать
полипептиды, которые являются белками организма.

Гидролиз играет огромную
роль в живых организмах и в научно-исследовательской деятельности.

Гидролиз веществ требует затрат
энергии. Эта энергия в живых организмах образуется в
результате гидролиза а-тэ-эф. При гидролизе а-тэ-эф образуется а-дэ-эф,
фосфорная кислота и выделяется энергия.

Энергия может переходить
из одной формы в другую. Например, энергия химической связи,
которая выделяется при гидролизе а-тэ-эф может превращаться в
тепловую (которая необходима для поддержания температуры), механическую
(которая необходима для сокращения мускулатуры), энергия может выделяться в
виде электричества, как рыб скатов, энергия может выделяться в виде света,
например, у насекомых, светящихся в темноте, кроме того, энергия используется и
для передачи нервных импульсов.

Гидролиз органических
веществ играет огромную роль в получении кормовых добавок, в пищевой и других
видах промышленности. Таким образом, в органической химии гидролизу
подвергаются сложные эфиры, жиры, углеводы, белки, галогеналканы и другие
соединения.

Темы кодификатора ЕГЭ: Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, основная и щелочная.

Гидролиз – взаимодействие веществ с водой. Гидролизу подвергаются разные классы неорганических и органических веществ: соли, бинарные соединения, углеводы, жиры, белки, эфиры и другие вещества. Гидролиз солей происходит, когда ионы соли способны образовывать с Н⁺ и ОН^— ионами воды малодиссоциированные электролиты.

Гидролиз солей может протекать:

→ обратимо: только небольшая часть частиц исходного вещества гидролизуется.

→ необратимо: практически все частицы исходного вещества гидролизуются.

Для оценки типа гидролиза необходимо рассмотреть соль, как продукт взаимодействия основания и кислоты. Любая соль состоит из металла и кислотного остатка. Металлы соответствует основание или амфотерный гидроксид (с той же степенью окисления, что и в соли), а кислотному остатку — кислота. Например, карбонату натрия Na₂CO₃ соответствует основание — щелочь NaOH и угольная кислота H₂CO₃.

Обратимый гидролиз солей

Механизм обратимого гидролиза будет зависеть от состава исходной соли. Можно выделить 4 основных варианта, которые мы рассмотрим на примерах:

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуются ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей — CH₃COONa, Na₂CO₃, Na₂S, KCN.

Реакция гидролиза:

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

в ионной форме:

CH₃COO^— + Na⁺ + HOH ↔ CH₃COOH + Na⁺ + OH^—

сокращенное ионное уравнение:

CH₃COO^— + HOH ↔ CH₃COOH +  OH^—

Таким образом, при гидролизе таких солей в растворе образуется небольшой избыток гидроксид-ионов OH^—. Водородный показатель такого раствора рН>7.

Гидролиз солей многоосновных кислот (H₂CO₃, H₃PO₄ и т.п.) протекает ступенчато, с образованием кислых солей:

CO₃^2- + HOH ↔ HCO₃^2- + OH^—

или в молекулярной форме:

Na₂CO₃ + HOH ↔ NaHCO₃  + NaOH

2 ступень:

HCO₃^— + HOH ↔ H₂CO₃ + OH^—

или в молекулярной форме:

NaHCO₃ + HOH ↔ H₂CO₃ + NaOH

Продукты гидролиза по первой ступени подавляют вторую ступень гидролиза, в результате вторая ступень гидролиза протекает незначительно.

2. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются ПО КАТИОНУ. Пример такой соли: NH₄Cl, FeCl₃, Al₂(SO₄)₃ Уравнение гидролиза:

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₃·H₂O + H⁺

или в молекулярной форме:

NH₄Cl + HOH ↔ NH₃·H₂O + HCl

При этом катион слабого основания притягивает гидроксид-ионы из воды, а  в растворе возникает избыток ионов Н⁺. Водородный показатель такого раствора рН<7.

 Соли, образованные многокислотными основаниями, гидролизуются ступенчато, образуя катионы основных солей. Например:

I  ступень:

Fe³⁺ + HOH ↔ FeOH²⁺ + H⁺

FeCl₃ + HOH ↔ FeOHCl₂ + HCl

II ступень:

FeOH²⁺ + HOH ↔ Fe(OH)₂⁺ + H⁺

FeOHCl₂ + HOH ↔ Fe(OH)₂Cl+ HCl

III ступень:

Fe(OH)₂⁺ + HOH ↔ Fe(OH)3 + H⁺

Fe(OH)₂Cl + HOH ↔ Fe(OH)₃ + HCl

Гидролиз по второй и, в особенности, по третьей ступени практически не протекает при комнатной температуре.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются И ПО КАТИОНУ, И ПО АНИОНУ.

Примеры таких солей:  CH₃COONH₄, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄,

Уравнение гидролиза:

CH₃COO^— + NH₄⁺ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

CH₃COONH₄ + HOH ↔ CH₃COOH +  NH₃·H₂O

В этом случае реакция раствора зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований. В большинстве случаев реакция раствора будет примерно нейтральной, рН ≅ 7. Точное значение рН зависит от относительной силы основания и кислоты.

4. Гидролиз солей, образованных сильным основанием и сильной кислотой, в водных растворах НЕ ИДЕТ.

Сведем вышеописанную информацию в общую таблицу:

Необратимый гидролиз

Необратимый гидролиз происходит, если при гидролизе выделяется газ, осадок или вода, т.е. вещества, которые при данных условиях не могут взаимодействовать между собой. Необратимый гидролиз является химической реакцией, т.к. реагирующие вещества взаимодействуют практически полностью.

Варианты необратимого гидролиза:

1. Гидролиз, в который вступают растворимые соли 2х-валентных металлов (Be²⁺, Co²⁺, Ni²⁺, Zn²⁺, Pb²⁺, Cu²⁺ и др.) с сильным ионизирующим полем (слабые основания) и растворимые карбонаты/гидрокарбонаты. При этом образуются нерастворимые основные соли (гидроксокарбонаты):

2MgCl₂ + 2Na₂CO₃ + H₂O = Mg₂(OH)₂CO₃ + 4NaCl + CO₂

2МеCl₂ + 2Na₂CO₃ + Н₂О = (МеОН)₂CO₃ + 4NaCl + СО₂ (Ме^II, кроме Fe, Ca,Sr,Ba).

! Исключения: (соли Ca, Sr, Ba и Fe²⁺) – в этом случае получим обычный обменный процесс:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl,

МеCl₂ + Na₂CO₃ = МеCO₃ + 2NaCl (Ме – Fe, Ca, Sr, Ba).

1. Взаимный гидролиз, протекающий при смешивании двух солей, гидролизованных по катиону и по аниону. Продукты гидролиза по второй ступени усиливают гидролиз по первой ступени и наоборот. Поэтому в таких процессах образуются не просто продукты обменной реакции, а продукты гидролиза (совместный или взаимный гидролиз).Соли металлов со степенью окисления +3 (Al³⁺, Cr³⁺)   и соли летучих кислот (карбонаты, сульфиды, сульфиты) при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ (H₂S, SO₂, CO₂):

2AlCl₃ + 3K₂S +6H₂O  = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑  + 6KCl,

2CrCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Сr(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl,

2МеCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3СО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂SO₃ + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3SО₂ (Ме^III),

2МеCl₃ + 3Na₂S + 3Н₂О=2Ме(ОН)₃ + 6NaCl + 3H₂S (Ме^III).

Соли Fe³⁺ при взаимодействии с карбонатами также при смешивании в растворе (взаимном гидролизе) образуют осадок гидроксида и газ:

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(ОН)₃ + 3СO₂ + 6KCl

! Исключения: при взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфидами реализуется окислительно-восстановительная реакция:

2FeCl₃ + 3K₂S_(изб) = 2FeS + S↓ + 6KCl (при избытке сульфида калия)

При взаимодействии солей трехвалентного железа с сульфитами также реализуется окислительно-восстановительная реакция.

Полные уравнения таких реакций выглядят довольно сложно. Поначалу я рекомендую составлять такие уравнения в 2 этапа: сначала составляем обменную реацию без участия воды, затем разлагаем полученный продукт обменной реакции водой. Сложив эти две реакции и сократив одинаковые вещества, мы получаем полное уравнение необратимого гидролиза.

3. Гидролиз галогенангидридов и тиоангидридов происходит также необратимо. Галогенангидриды разлагаются водой по схеме ионного обмена (H⁺OH^—) до соответствующих кислот (в случае водного гидролиза) и солей (в случае щелочного гидролиза). Степень окисления центрального элемента и остальных при этом не изменяется!

SO₂Cl₂ + 2 H₂O = H₂SO₄ + 2 HCl,

SOCl₂ + 2 H₂O = H₂SO₃ + 2HCl,

PCl₅ + 4 H₂O = H₃PO₄ + 5HCl,

CrO₂Cl₂ + 2H₂O = H₂CrO₄ + 2HCl,

PCl₅ + 8NaOH = Na₃PO₄ + 5NaCl + 4H₂O,

Галогенангидрид – это соединение, которое получается, если в кислоте ОН-группу заменить на галоген. При гидролизе галогенангидридов кислот образуются соответствующие данным элементам и степеням окисления кислоты и галогеноводородные кислоты.

POCl₃ + 3H₂O = H₃PO₄ + 3HCl

Галогенангидриды некоторых кислот:

Кислота	Галогенангидриды
H2SO4	SO2Cl2
H2SO3	SOCl2
H2CO3	COCl2
H3PO4	POCl3, PCl5

Тиоангидриды (сульфангидриды) — так называются, по аналогии с безводными окислами (ангидридами), сернистые соединения элементов (например, Sb₂S₃, As₂S₅, SnS₂, CS₂ и т. п.).

1. Необратимый гидролиз бинарных соединений, образованных металлом и неметаллом:

• сульфиды трехвалентных металлов вводе необратимо гидролизуются до сероводорода и и гидроксида металла:

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S

при этом возможен кислотный гидролиз, в таком случае образуются соль металла и сероводород:

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S

• гидролиз карбидов приводит к образованию гидроксида металла в водной среде, соли металла в кислой де и соответствующего углеводорода — метана, ацетилена или пропина:

Ca⁺²C^-1₂ + H₂O = Ca⁺²(OH)₂ + C^-1₂H₂

Al⁺³₄C^-4₃ + 12H₂O = 4Al⁺³(OH)₃ + 3C^-4H₄,

Ca₃N₂ + H₂O =

Ca₃P₂ + H₂O =

Mg₂Si + H₂O =

1. Некоторые соли необратимо гидролизуются с образованием оксосолей:

BiCl₃ + H₂O = BiOCl + 2HCl,

SbCl₃ + H₂O = SbOCl  + 2HCl.

Алюмокалиевые квасцы:

KAl(SO₄)₂ + K₂S  + H₂O =

MgCl₂ + NaНCO₃ + H₂O =

ZnSO₄ + CsНCO₃ + H₂O =

CdSO₄ + RbНCO₃ + H₂O =

CaSO₄ + Rb₂CO₃   + H₂O =

FeCl₂ + Rb₂CO₃  + H₂O =

Количественно гидролиз характеризуется величиной, называемой степенью гидролиза.

Степень гидролиза (α) — отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. В случае необратимого гидролиза α≅1.

Факторы, влияющие на степень гидролиза:

1. Температура

Гидролиз — эндотермическая реакция! Нагревание раствора приводит к интенсификации процесса.

Пример: изменение степени гидролиза 0,01 М CrCl₃ в зависимости от температуры:

2. Концентрация соли

Чем меньше концентрация соли, тем выше степень ее гидролиза.

Пример: изменение степени гидролиза Na₂CO₃ в зависимости от температуры:

По этой причине для предотвращения нежелательного гидролиза хранить соли рекомендуется в концентрированном виде.

3. Добавление к реакционной смеси кислоты или щелочи

Изменяя концентрация одного из продуктов, можно смещать равновесие реакции гидролиза в ту или иную сторону.

Пройти тест по теме Гидролиз:

Здесь вы можете потренироваться в решении тестовых заданий в формате ЕГЭ по теме Гидролиз.

Тренировочные тесты по теме «Гидролиз»( с ответами)

Разработка
школьного урока по химии на тему: «Гидролиз органических и неорганических
соединений в рамках подготовки к ЕГЭ» в одиннадцатом классе с учётом
требований ФГОС ООО

(Химия.
Рудзитис Г. Е., Фельдман Ф. Г.)

Учитель
химии: Абдулгапурова Дж. Р.

Январь
, 2018 год

Структура урока:

1)  оргмомент

2) актуализация ранее усвоенных
знаний и умений (повторение)

3) формирование новых знаний и умений
(изучение нового материала)

4) применение полученных знаний и
умений (решение учебных задач)

5) рефлексия (итог)

Цели урока:
      

1.     Обучающие:
сформировать представление у учащихся о гидролизе и алгоритме решения задания
№23 ЕГЭ (гидролиз солей, среда водных растворов: щелочная, кислая,
нейтральная).

2.     Развивающие:
развитие памяти, путём повторения прошедших тем, а также логической связки
между новой темой и предыдущими, связанными с такими понятиями, как катион и
анион, электролитическая диссоциация, индикатор; акцентировать на правильном
изложении формулировок суждений, как способ развития грамотного научного
изложения.

3.     Воспитательные:
организовать взаимодействия между учащимися в коллективе путём групповых и
индивидуальных заданий и самооценивание по заданным критериям.

Средства
обучения: таблицы
(таб. Растворимости солей), слайды, индивидуальные карточки, необходимая лабораторная
посуда и растворы веществ.

Ход
урока

1.    
Оранизационный момент

Поздороваться,
представиться, отметить отсутствующих, подготовка к уроку учащихся: проверка
наличия необходимых принадлежностей (учебников, рабочих тетрадей)

2.    
Актуализация знаний учащихся

·       
Катион

·       
Анион

·       
Индикаторы

·       
Соли

·       
Кислоты

·       
Основания

3.    
Изучение нового материала

Вступительное
слово учителя

«Сфомируем
две команды: команда первого и второго рядов. Теперь, когда мы вспомнили
основные понятия, обратимся к опыту: в трёх пробирках вещества, которые мы
должны определить с помощью индикатора – лакмуса. Ваша задача, предварительно
посоветовавшись, определить среду растворов (кислая, щелочная, нейтральная).
Ответы вписать в карточки и сдать учителю».

Ответ

·       
раствор пробирки №1 окрасился в
синий цвет – среда раствора щелочная, ионы

·       
раствор пробирки №2
окрасился в красный цвет – среда раствора кислая

·       
раствор пробирки №3
окрасился в фиолетовый цвет – среда раствора нейтральная

Учитель совместно с классом обсуждает
ответы обеих команд, присуждает баллы и место первое или второе.

Учитель: 
«На основании полученных результатов  делаем следующий вывод: в первой пробирке
присутствуют ионы гидроксогруппы, ph
> 7; во второй – ионы водорода, ph < 7; в третьей – ph = 7.

Итак, запишите..

Тема:
ГИДРОЛИЗ ОРГАНИЧЕСКИХ И НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. ЗАДАНИЕ №23 ЕГЭ

Цель: сущностью
процесса гидролиза солей

Задача:
научиться решать задание №23 ЕГЭ по теме «Гидролиз»

Ребята, теперь обратите внимание на слайд,
и давайте запишем специфику гидролиза солей:

·        
cоль, об­ра­зо­ван­ная сла­бым ос­но­ва­ни­ем и силь­ной кис­ло­той
гид­ро­ли­зу­ет­ся по ка­ти­о­ну

·        
cоль, об­ра­зо­ван­ная силь­ным ос­но­ва­ни­ем и силь­ной кис­ло­той
не под­вер­га­ет­ся гид­ро­ли­зу

·        
cоль, об­ра­зо­ван­ная силь­ным ос­но­ва­ни­ем и сла­бой кис­ло­той
гид­ро­ли­зу­ет­ся по ани­о­ну

·        
cоль, об­ра­зо­ван­ная сла­бым ос­но­ва­ни­ем и сла­бой кис­ло­той
под­вер­га­ет­ся пол­но­му гид­ро­ли­зу, то есть гидролизуется и по катиону
и по аниону

СЛАЙД №2

4.    
Закрепление

Каждый ученик получает карточку с тремя
тестовыми заданиями №23 ЕГЭ и ориентируясь на вышеизложенные правила и таблицу
на слайде самостоятельно решает их. По истечении времени, отведённого на
выполнение заданий проводит самопроверку (ответы: слайд №3)

5.    
Рефлексия

Обсуждение
хода урока и анализ усвоения новых знаний. Подведение итогов и выставление
оценок, исходя из активности учащихся в ходе урока, результата командной работы
и индивидуального тестового задания.

6.    
Задание на дом (слайд №5)

Парараф №21, №3 – стр. 97, выполнить 
тесты № 5-10 задания  №23 на сайте «Решу ЕГЭ — химия».

1.  Гидролиз не возможен (гидролиз соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой)

Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой (KBr, NaCl, NaNO₃), гидролизу подвергаться не будет, так как в этом случае слабый электролит не образуется.

рН таких растворов = 7. Реакция среды остается нейтральной.

2. Гидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой)

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой»

В соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (FeCl₂, NH₄Cl, Al₂(SO₄)₃,MgSO₄) гидролизу подвергается катион:

FeCl₂ + HOH <=>Fe(OH)Cl + HCl 
Fe²⁺ + 2Cl^— + H⁺ + OH^— <=> FeOH⁺ + 2Cl^— + Н⁺

В результате гидролиза образуется слабый электролит, ион H⁺ и другие ионы.                       

рН раствора < 7 (раствор приобретает кислую реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по катиону:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Гидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион, т.е. это гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой)

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой»

Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (КClO, K₂SiO₃, Na₂CO₃,CH₃COONa) подвергается гидролизу по аниону, в результате чего образуется слабый электролит, гидроксид-ион ОН^— и другие ионы.

K₂SiO₃ + НОH <=>KHSiO₃ + KОН 
2K⁺ +SiO₃^2- + Н⁺ + ОH^—<=> НSiO₃^— + 2K⁺ + ОН^—

рН таких растворов > 7 (раствор приобретает щелочную реакцию).

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

4. Совместный гидролиз: и по катиону, и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион и анион, т.е. это гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой)

Соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой (СН₃СООNН₄, (NН₄)₂СО₃,Al₂S₃), гидролизуется и по катиону, и по аниону. В результате образуются малодиссоциирующие основание и кислота. рН растворов таких солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Мерой силы кислоты и основания является константа диссоциации соответствующего реактива.

Реакция среды этих растворов может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной: 

Al₂S₃ + 6H₂O =>2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

Гидролиз — процесс обратимый. 

Гидролиз протекает необратимо, если в результате реакции образуется нерастворимое основание и (или) летучая кислота

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой»

IV. Алгоритм составления уравнений гидролиза солей

---

Ход рассуждений	Пример
1. Определяем силу электролита – основания и кислоты, которыми образована рассматриваемая соль. Помните! Гидролиз всегда протекает по слабому электролиту, сильный электролит находится в растворе в виде ионов, которые не связываются водой. Кислота Основания Слабые -CH3COOH, H2CO3, H2S, HClO, HClO2 Средней силы – H3PO4 Сильные — НСl, HBr, HI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 Слабые – все нерастворимые в воде основания и NH4OH Сильные – щёлочи (искл.  NH4OH)	Na2CO3 – карбонат натрия, соль образованная сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3)
2. Записываем диссоциацию соли в водном растворе, определяем ион слабого электролита, входящий в состав соли	2Na+ + CO32- + H+OH— ↔ Это гидролиз по аниону От слабого электролита в соли присутствует анион CO32- , он будет связываться молекулами воды в слабый электролит – происходит гидролиз по аниону.
3. Записываем полное ионное уравнение гидролиза – ион слабого электролита связывается молекулами воды	2Na+ + CO32- + H+OH— ↔ (HCO3)— + 2Na+ + OH— В продуктах реакции присутствуют ионы ОН—, следовательно, среда щелочная pH>7
4. Записываем молекулярное гидролиза	Na2CO3 + HOH ↔ NaHCO3 + NaOH

V. Практическое применение гидролиза

На практике с гидролизом учителю приходится сталкиваться, например при приготовлении растворов гидролизующихся солей (ацетат свинца, например). Обычная “методика”: в колбу наливается вода, засыпается соль, взбалтывается. Остается белый осадок. Добавляем еще воды, взбалтываем, осадок не исчезает. Добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… А причина в том, что одновременно с растворением идет гидролиз соли, и белый осадок, который мы видим это уже продукты гидролиза – малорастворимые основные соли. Все наши дальнейшие действия, разбавление, нагревание, только усиливают степень гидролиза. Как же подавить гидролиз? Не нагревать, не готовить слишком разбавленных растворов, и поскольку главным образом мешает гидролиз по катиону – добавить кислоты. Лучше соответствующей, то есть уксусной.

В других случаях степень гидролиза желательно увеличить, и чтобы сделать щелочной моющий раствор бельевой соды более активным, мы его нагреваем – степень гидролиза карбоната натрия при этом возрастает.

Важную роль играет гидролиз в процессе обезжелезивания воды методом аэрации. При насыщении воды кислородом, содержащийся в ней гидрокарбонат железа(II) окисляется до соли железа(III), значительно сильнее подвергающегося гидролизу. В результате происходит полный гидролиз и железо отделяется в виде осадка гидроксида железа(III).

На этом же основано применение солей алюминия в качестве коагулянтов в процессах очистки воды. Добавляемые в воду соли алюминия в присутствии гидрокарбонат-ионов полностью гидролизуются и объемистый гидроксид алюминия коагулирует, увлекая с собой в осадок различные примеси.

VI. Задания для закрепления

Задание №1. Запишите уравнения гидролиза солей и определите среду водных растворов (рН) и тип гидролиза:
Na₂SiO₃ , AlCl₃, K₂S.

Задание №2. Составьте уравнения гидролиза солей, определите тип гидролиза и среду  раствора:
Сульфита калия, хлорида натрия, бромида железа (III)

Задание №3. Составьте уравнения гидролиза, определите тип гидролиза и среду водного раствора соли для следующих веществ:
сульфид калия — K₂S,  бромид алюминия — AlBr₃,  хлорид лития – LiCl, фосфат натрия — Na₃PO₄,  сульфат калия — K₂SO₄,  хлорид цинка — ZnCl₂, сульфит натрия — Na₂SO₃,  сульфат аммония — (NH₄)₂SO₄,  бромид бария — BaBr₂

ЦОРы

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей»

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой»

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой»

Видео — Эксперимент: «Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой»

Видео — Эксперимент: «Усиление гидролиза солей при нагревании»

Видео YouTube

Гидролизом называется процесс разложения вещества водой («гидро» — вода, «лизис» — разложение).

Гидролизу подвергаются как неорганические, так и органические вещества в результате обменной реакции между молекулами воды и вещества. Реакции гидролиза могут протекать как обратимо, так и необратимо.

Количественно гидролиз характеризуется безразмерной величиной h, называемой степенью гидролиза и показывающей, какая часть молекул растворяемого вещества (от общего количества, принятого за единицу или 100%) подвергается гидролизу:

Факторы, влияющие на степень гидролиза

Степень гидролиза зависит от:

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⁺ + CO₃^2-.

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

CO₃^2- — 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.

CO₃^2- + 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

1. 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

1. 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.