HY
All
Articles
Dictionary
Quotes
Map

Wikiwand ❤️ Wikipedia

PrivacyTerms
Հիդրոլիզ

Հիդրոլիզ

From Wikipedia, the free encyclopedia

Հիդրոլիզ
Աղերի հիդրոլիզը[1]ԾանոթագրություններԱրտաքին հղումներ

Հիդրոլիզ (< հուն, հիդրո—ջուր և λύόις—քայքայում, տրոհում), ջրատարրալուծում, իոնափոխանակման ռեակցիա ջրի և տարբեր նյութերի միջև։

Thumb

Հիդրոլիզ կոչվում է ջրի և նյութերի այն փոխազդեցությունը, որի արդյունքում նյութի բաղադրիչ մասերը միանում են ջրի բաղադրիչ մասերի հետ։

Ընդհանուր ձևով հիդրոլիզ կարելի է պատկերել A − B + H − O H ⇄ A − H + B − O H {\displaystyle A-B+H-OH{\rightleftarrows }A-H+B-OH} {\displaystyle A-B+H-OH{\rightleftarrows }A-H+B-OH} հավասարմամբ, որտեղ A B {\displaystyle AB} {\displaystyle AB}-ն հիդրոլիզվող նյութն է, A H {\displaystyle AH} {\displaystyle AH}-ն ու B O H {\displaystyle BOH} {\displaystyle BOH}-ը՝ հիդրոլիզի վերջնանյութերը։ Աղերի հիդրոլիզի պրոցեսում հավասարակշռությունը ենթարկվում է զանգվածների ներգործության օրենքին։ Եթե հիդրոլիզի արդյունքում առաջանում է անլուծելի կամ հեշտ ցնդող նյութ, ապա ելային աղն ամբողջովին տրոհվում է։ Մնացած դեպքերում աղերի հիդրոլիզը ընթանում է էլ ավելի լրիվ, որքան որ թույլ է աղն առաջացնող համապատասխան թթուն կամ հիմքը։

Որպես հիդրոլիզի օրինակ կարող է ծառայել ֆոսֆորի(III) քլորիդի փոխազդեցությունը ջրի հետ։ Այս փոխազդեցության արդյունքում առաջանում է ֆոսֆորային թթու և աղաթթու. P C l 3 + 3 H 2 O = H 3 P O 3 + 3 H C l {\displaystyle PCl_{3}+3H_{2}O=H_{3}PO_{3}+3HCl} {\displaystyle PCl_{3}+3H_{2}O=H_{3}PO_{3}+3HCl}

Հիդրոլիզի կարող են ենթարկվել տարբեր դասերի նյութեր՝ հիմքեր, աղեր և այլն։

Աղերի հիդրոլիզը[1]

Դիտարկենք աղերի հիդրոլիզը.

Թույլ թթվի և թույլ հիմքի մասնակցությամբ ընթացքող չեզոքացման ռեակցիաները մինչև վերջ չեն ընթանում։ Սա նշանակում է, որ ինչ որ չափով ընթանում է նաև հակադարձ ռեակցիա(առաջացած աղի և ջրի փոխազդեցություն), որի արդյունքում առաջանում են հիմք և թթու։ Սա էլ հենց իրենից ներկայացնում է աղերի հիդրոլիզը։ Հիդրոլիզի ենթարկվում են այնպիսի աղեր, որոնք առաջացել են

  • ուժող թթվից և թույլ հիմքից
  • ուժեղ հիմքից և թույլ թթվից
  • թույլ թթվից և թույլ հիմքից

Այն աղերը, որոնք առաջացել են ուժող թթվից և ուժեղ հիմքից հիդրոլիզի չեն ենթարկվում։ Այս դեպքում չեզոքացումը բնութագրվում է հետևյալ կիսառեակցիայով. H + + O H − = H 2 O {\displaystyle H^{+}+OH^{-}=H_{2}O} {\displaystyle H^{+}+OH^{-}=H_{2}O}

Իսկ հակառակ ռեակցիան՝ ջրի մոլեկուլի դիսոցումը իոնների, ընթանում է աննշան։

Դիտարկենք միավալենտ մետաղից և միահիմն թույլ թթվից առաջացած աղի հիդրոլիզը. Օրինակ վերցնենք նատրիումի ացետատը. C H 3 C O O N a + H 2 O ⇄ C H 3 C O O H + N a O H {\displaystyle CH_{3}COONa+H_{2}O{\rightleftarrows }CH_{3}COOH+NaOH} {\displaystyle CH_{3}COONa+H_{2}O{\rightleftarrows }CH_{3}COOH+NaOH}, կամ էլ իոնամոլեկուլային ձևով՝ C H 3 C O O − + H 2 O ⇄ C H 3 C O O H + O H − {\displaystyle CH_{3}COO^{-}+H_{2}O{\rightleftarrows }CH_{3}COOH+OH^{-}} {\displaystyle CH_{3}COO^{-}+H_{2}O{\rightleftarrows }CH_{3}COOH+OH^{-}}

Հավասարումը ցույց է տալիս, որ այս դեպքում հիդրոլիզի ենթարկվում է աղի անիոնը, ինչը ուղեկցվում է O H − {\displaystyle OH^{-}} {\displaystyle OH^{-}} իոնների առաջացմամբ։ Բայց քանի որ ջրի իոնային արտադրյալը՝ [ H + ] [ O H − ] {\displaystyle [H^{+}][OH^{-}]} {\displaystyle [H^{+}][OH^{-}]}, հաստատուն մեծություն է, ուրեմն O H − {\displaystyle OH^{-}} {\displaystyle OH^{-}} իոնների ավելացման հետ մեկտեղ, H + {\displaystyle H^{+}} {\displaystyle H^{+}} իոնների կոնցենտրացիան նվազում է:Հետևաբար, այն աղերի լուծույթները, որոնք առաջացել են թույլ թթվից և ուժեղ հիմքից, ունեն հիմնային ռեակցիա։ Նման կերպով, այն աղերի դեպքում, որոնք առաջացել են թույլ հիմքից և ուժեղ թթվից, հիդրոլիզի է ենթարկվում աղի կատիոնը, որի արդյունքում առաջանում են H + {\displaystyle H^{+}} {\displaystyle H^{+}} իոններ, օրինակ՝ N H 4 C l + H 2 O ⇄ N H 4 O H + H C l {\displaystyle NH_{4}Cl+H_{2}O{\rightleftarrows }NH_{4}OH+HCl} {\displaystyle NH_{4}Cl+H_{2}O{\rightleftarrows }NH_{4}OH+HCl} կամ N H 4 + + H 2 O ⇄ N H 4 O H + H + {\displaystyle {NH_{4}}^{+}+H_{2}O{\rightleftarrows }NH_{4}OH+H^{+}} {\displaystyle {NH_{4}}^{+}+H_{2}O{\rightleftarrows }NH_{4}OH+H^{+}}

H + {\displaystyle H^{+}} {\displaystyle H^{+}} իոնների ավելացումը բերում է լուծույթում O H − {\displaystyle OH^{-}} {\displaystyle OH^{-}} իոնների կոնցենտրացիայի նվազման։ Այսպիսով, այն աղերի ջրային լուծույթները, որոնք առաջացել են թույլ հիիմքից և ուժեղ թթվից, ունեն թթվային միջավայր։

Վերոնշյալ օրինակներում հիդրոլիզի ենթարկվում է լուծույթում գտնվող աղի ոչ ամբողջ քանակությունը, այլ նրա մի մասը։ Այլ կերպ ասած լուծույթում հաստատվում է հավասարակշռություն աղի և նրա առաջացրած հիմքի և թթվի միջև։ Նյութի մասնաբաժինը, որը ենթարկվում է հիդրոլիզի (հիդրոլիզի աստիճան), կախված է այդ հավասարակշռության հաստատունից, ինչպես նաև ջերմաստիճանից և աղի կոնցենտրացիայից։

Ենթադրենք հիդրոլիզի ռեակցիայի հավասարումն ունի հետևյալ տեսքը. M A + H 2 O ⇄ H A + M O H {\displaystyle MA+H_{2}O{\rightleftarrows }HA+MOH} {\displaystyle MA+H_{2}O{\rightleftarrows }HA+MOH}

Այս ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունն ունի հետևյալ տեսքը՝ K = [ HA ] [ MOH ] / [ MA ] [ H 2 O ] {\displaystyle {\ce {K=[HA][MOH]/[MA][H2O]}}} {\displaystyle {\ce {K=[HA][MOH]/[MA][H2O]}}}

Նոսր լուծույթներում ջրի կոնցենտրացիան իրենից ներկայացնում է հաստատուն մեծություն, նշանակելով K [ H 2 O ] = K {\displaystyle {\ce {K[H2O]=K}}} {\displaystyle {\ce {K[H2O]=K}}}հ, կստանանք՝ K h = [ HA ] [ MOH ] / [ MA ] {\displaystyle {\ce {K_h=[HA][MOH]/[MA]}}} {\displaystyle {\ce {K_h=[HA][MOH]/[MA]}}}

K h {\displaystyle K_{h}} {\displaystyle K_{h}} մեծությունը կոչվում է աղի հիդրոլիզի հաստատուն։ Սրա արժեքը բնութագրում է աղի՝ հիդրոլիզի ենթարկվելու ունակությունը. որքան մեծ է K h {\displaystyle K_{h}} {\displaystyle K_{h}} այնքան ավելի խորությամբ է տեղի ունենում հիդրոլիզը (միևնույն ջերմաստիճանի և ճնշման պայմաններում)։

Այն աղերի դեպքում, որոնք առաջացել են թույլ թթվից և ուժեղ հիմքից, հիդրոլիզի հաստատունը կապված է թթվի դիսոցման հաստատունից (Kթթու) հետևյալ բանաձևով՝ K h = K ( H 2 O ) / K {\displaystyle {\ce {K_h=K(H_2O)/K}}} {\displaystyle {\ce {K_h=K(H_2O)/K}}}(թթու)

Այս հավասարումը ցույց է տալիս, որ ինչքան մեծ է Kh, այնքան փոքր է K(թթու)։ Այլ կերպ ասած՝ որքան թույլ է թթուն, այնքան ավելի խորությամբ է ընթանում նրա առաջացրած աղերի հիդրոլիզը։

Այն աղերի համար, որոնք առաջացել են թույլ հիմքից և ուժեղ թթվից, նման հարաբերությամբ կապվում են հիդրոլիզի հաստատունը և հիմքի դիսոցման հաստատունը՝ Kհիմք։

K h = K ( H 2 O ) / K {\displaystyle {\ce {K_h=K(H2O)/K}}} {\displaystyle {\ce {K_h=K(H2O)/K}}}(հիմք)

Այս պատճառով, որքան թույլ է հիմքը, այնքան ավելի խորությամբ է ընթանում նրա առաջացրած աղի հիդրոլիզը։

Թույլ թթվից և թույլ հիմքից առաջացած աղերի դեպքում հիդրոլիզի հաստատունը կապվում է հիմքի և թթվի դիսոցման հաստատունների հետ հետևյալ բանաձևով. K h = K ( H 2 O ) / K {\displaystyle {\ce {K_h=K(H2O)/K}}} {\displaystyle {\ce {K_h=K(H2O)/K}}}(թթու)* K {\displaystyle {\ce {K}}} {\displaystyle {\ce {K}}}(հիմք)[1]

Աղերի հիդրոլիզի պրոցեսում հավասարակշռությունը ենթարկվում է զանգվածների ներգործության օրենքին։ Եթե հիդրոլիզի արդյունքում առաջանում է անլուծելի կամ հեշտ ցնդող նյութ, ապա ելային աղն ամբողջովին տրոհվում է։ Մնացած դեպքերում աղերի հիդրոլիզ ընթանում է էլ ավելի լրիվ, որքան որ թույլ է աղն առաջացնող համապատասխան թթուն կամ հիմքը։ Թույլ թթվից և ուժեղ հիմքից գոյացած աղի (օրինակ, K C N {\displaystyle KCN} {\displaystyle KCN}-ի) հիդրոլիզի դեպքում լուծույթը կունենա հիմնային ռեակցիա։ Դա բացատրվում է նրանով, որ թույլ թթվի անիոնը մասնակիորեն կապում է ջրի դիսոցմամբ առաջացած H + {\displaystyle H^{+}} {\displaystyle H^{+}} իոնները, և լուծույթում մնում է O H − {\displaystyle OH^{-}} {\displaystyle OH^{-}} իոնների ավելցուկ՝ K + + C N + + H O H ⇄ H C N + K + + O H − {\displaystyle K^{+}+CN^{+}+HOH{\rightleftarrows }HCN+K^{+}+OH^{-}} {\displaystyle K^{+}+CN^{+}+HOH{\rightleftarrows }HCN+K^{+}+OH^{-}}։ Ուժեղ թթվից և թույլ հիմքից գոյացած աղի (օրինակ, N H 4 C l {\displaystyle NH_{4}Cl} {\displaystyle NH_{4}Cl}) լուծույթն ունի թթվային ռեակցիա ( N H 4 + + C l − + H O H ⇄ N H 4 O H + H + + C l − ) {\displaystyle ({NH_{4}}^{+}+Cl^{-}+HOH{\rightleftarrows }NH_{4}OH+H^{+}+Cl^{-})} {\displaystyle ({NH_{4}}^{+}+Cl^{-}+HOH{\rightleftarrows }NH_{4}OH+H^{+}+Cl^{-})}։ Եթե աղի կատիոնի (կամ անիոնի) լիցքը մեկից մեծ է, ապա հիդրոլիզը հաճախ բերում է թթու (կամ հիմնային) աղերի առաջացմանը՝ C u C l 2 → C u ( O H ) C l → C u ( O H ) 2 {\displaystyle CuCl_{2}\to Cu(OH)Cl\to Cu(OH)_{2}} {\displaystyle CuCl_{2}\to Cu(OH)Cl\to Cu(OH)_{2}}։ Աղերի հիդրոլիզը քանակապես բնութագրող հիդրոլիզի աստիճանը ( α {\displaystyle \alpha } {\displaystyle \alpha }) որոշվում է լուծույթում մոլեկուլների հիդրոլիզված մասի կոնցենտրացիայի և տվյալ աղի ընդհանուր կոնցենտրացիայի հարաբերությամբ։ Շատ դեպքերում α {\displaystyle \alpha } {\displaystyle \alpha }-ն մեծ չէ։ Այսպես, նատրիումի քացախատի՝ C H 3 C O O N a {\displaystyle CH_{3}COONa} {\displaystyle CH_{3}COONa} և ամոնիումի քացախատի՝ C H 3 C O O N H 4 {\displaystyle CH_{3}COONH_{4}} {\displaystyle CH_{3}COONH_{4}} 0,1 մոլյարանոց լուծույթներում, 25 °C-ում α {\displaystyle \alpha } {\displaystyle \alpha }-ն համապատասխանաբար հավասար է 0,01% և 0,5%։ Ջերմաստիճանը բարձրացնելիս և լուծույթը նոսրացնելիս α {\displaystyle \alpha } {\displaystyle \alpha }-ն մեծանում է։ Հիդրոլիզով է պայմանավորված բուֆերային համակարգերի գոյությունը։ Այդպիսի լուծույթներն ունեն ֆիզիոլոգիական կարևոր նշանակություն, որովհետև H + {\displaystyle H^{+}} {\displaystyle H^{+}} իոնների հաստատուն կոնցենտրացիան անհրաժեշտ է օրգանիզմի բնականոն կենսագործունեության համար։ Աղերի հիդրոլիզի հետ են կապված նաև երկրակեղևի երկրաբանական մի շարք փոփոխությունները, միներալների առաջացումը, բնական ջրի և հողի ձևավորումը։

  1. [1]
    Глинка, Н.Л. (1977). Общая химия. Ленинград: Издательство <<Химия>>. էջեր 257–260.
  • Նատրիումի ացետատի հիդրոլիզ, տեսափորձ
Վիքիպահեստն ունի նյութեր, որոնք վերաբերում են «Հիդրոլիզ» հոդվածին։
Այս հոդվածի կամ նրա բաժնի որոշակի հատվածի սկզբնական կամ ներկայիս տարբերակը վերցված է Քրիեյթիվ Քոմմոնս Նշում–Համանման տարածում 3.0 (Creative Commons BY-SA 3.0) ազատ թույլատրագրով թողարկված Հայկական սովետական հանրագիտարանից  (հ․ 6, էջ 395)։ Thumb
Edit in WikipediaRevision historyRead in Wikipedia

Wikiwand in your browser!

Seamless Wikipedia browsing. On steroids.

Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.

Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.

Chrome
Wikiwand for Chrome
Edge
Wikiwand for Edge
Firefox
Wikiwand for Firefox

Ծանոթագրություններ

Արտաքին հղումներ