|
|
Xимия. Общая характеристика растворов Гетерогенные и гомогенные системы. Растворы
§ 10. Буферные растворы
Концентрация водородных ионов играет большую, часто определяющую роль в самых различных явлениях и процессах — и в природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды.
Особенно велика роль pH в жизнедеятельности растений и животных. Наш организм нормально функционирует только тогда, когда и, в крови, и в тканевой жидкости различных органов поддерживается определенное соотношение ионов Н + и ОН” (допустимы незначительные колебания). Лишь при этом условии идут в организме сложнейшие процессы белкового, углеводного, жирового обмена. Достаточно сказать, что сдвиг pH крови больше чем на 0,4 оказывается гибельным для организма. А ведь с пищей в организм человека вводятся ионы Н+ и ОН- в самых различных соотношениях. Но в нашем организме имеются многочисленные регуляторные системы, которые поддерживают на определенном уровне pH крови и тканей даже при очень резких изменениях характера пищи. Это буферные растворы. С помощью специально приготовленных буферных растворов регулируют и pH химических процессов в лаборатории и на производстве.
Буферные растворы (смеси) — это растворы с определенной концентрацией водородных ионов, которая незначительно изменяется при разбавлении, концентрировании, а также при добавлении небольших количеств кислот и щелочей, не превышающих некоторого предела.
Обычно буферными являются растворы, содержащие слабую кислоту и ее соль, образованную сильным основанием, или слабое основание и его соль, образованную сильной кислотой. Например, ацетатный буферный раствор — это смесь уксусной кислоты СНзСООН и ацетата натрия CHjCOONa, аммиачный буферный раствор — смесь NH4OH и NH4C1 и т. д.
NH4C1 и т. д. Вычислим pH буферного раствора, например, состоящего из смеси CHsCOOH и CHsCOONa, когда концентрации обоих веществ равны 0,1 М. Концентрацию ионов водорода такого раствора легко вычислить из выражения для константы диссоциации слабой кислоты:
л [CHgCOOHj *
откуда
(V.60)
В растворе количество недиссоциированных молекул определяется концентрацией кислоты, а количество анионов — концентрацией соли, поскольку она является сильным электролитом. В таком случае уравнение (V.60) примет вид
[H+] = ^£S£J!K.
Отсюда
- l g [Н+] = — lg к —]g ^сочи
ИЛИ
pH = p /C -lg ^ S
где силовой показатель кислоты р/С= —lg/C
Из уравнения (V.61) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли, а pH буферного раствора изменяется только в зависимости от отношения концентрации слабой кислоты и ее соли [см. уравнение (V.62)].
Подставляя в уравнение (V.61) числовые значения концентраций и /С=1,86*10- ?, получаем
Н+1 = Г Т М б -10-?= 1,86-ю - 5; pH = 4,73.
Легко показать, что если буферный раствор разбавить, например, в 100 раз, то pH практически не изменится. В этом случае
IH+1==S 1,86‘10’ ::= 1,86,10-5 И рН=4’73-
Здесь не учитывается изменение ионной силы раствора.
Удерживать постоянным значение pH — это особое свойство буферных растворов. Объясняется оно с помощью теории электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов. Прибавим, например, к ацетатному буферному раствору немного соляной кислоты; другими словами, введем ионы водорода Н + . В этом случае противодействовать изменению кислотности будет соль CH3COONa, которая как сильный электролит находится в растворе в виде анионов CHsCOO“ и катионов Na+. Анионы соли СН3СОО“ взаимодействуют с ионами Н +# образуя молекулы слабой кислоты:
CHgCOO- + Н + 7=1 СНзСООН
В результате ионы Н + связываются. Это равносильно замене прибавленной сильной кислоты НС1 на слабую СН3СООН, отчего pH раствора изменяется весьма незначительно, так как слабая кислота образует мало ионов Н+. К тому же диссоциация СН3СООН подавляется одноименными ацетат-ионами СН3СОО“ .
Если к тому же буферному раствору прибавить немного сильной щелочи NaOH, то ионы ОН” будут соединяться с молекулами слабой кислоты, образуя малодиссоциированное вещество — воду:
СНзСООН+ он- н2о+сн3соо
И в этом случае ионы ОН“ окажутся связанными, в результате чего уменьшится некоторое количество слабой кислоты, что существенно не скажется на изменении pH раствора.
Аналогично будут протекать процессы при добавлении небольших количеств кислоты или щелочи к аммиачному буферному раствору. При добавлении кислоты ионы водорода взаимодействуют с молекулами слабого основания:
NH4OH + H+ t^ N H 4+ + H20
При добавлении же щелочи ионы ОН“ взаимодействуют с ионами NH£, образуемыми в большом количестве при диссоциации NH4C1:
NHj- + O H - ^ N H 4OH
Таким образом, способность буферного раствора поддерживать практически постоянной величину pH основана на том, что один компонент раствора (смеси) связывает ионы водорода, а другой — гидроксид* ионы.
Разбавление буферного раствора водой или концентрирование его путем выпаривания также почти не изменит pH, так как не изменится соотношение концентраций компонентов, от которого зависит концентрация Н+- и ОН
-ионов. Если, например, при разбавлении того же ацетатного буферного раствора водой концентрация Н +-ионов уменьшается, то это уменьшение компенсируется увеличением степени диссоциации уксусной кислоты.
Рассмотрим количественный пример. Изменение концентраций компонентов ацетатного буферного раствора следующим образом изменит pH:
Молярная концентрация.................................................................0,1, 0,01 0,001
p H ....................................................................................................... 4,63 4,67 4,73
Из этого примера видно, что разбавление увеличилось в 100 раз, а pH изменился всего лишь на 0,1 (см. также с. 177).
К буферным относятся также растворы, содержащие смеси кислых солей различной основности. Например, фосфатный буферный раствор содержит смесь дигидрофосфата натрия NaH2P04 и гидрофосфата натрия Na2HPOi, карбонатный буферный раствор — смесь гидрокарбоната натрия NaHC03 и карбоната натрия Na2COs и т. д. Механизм их действия — тот же. Так, в случае фосфатного буферного раствора дигидрофосфат-ион действует как слабая кислота, связывающая гидроксид-ионы:
Н2РОГ+ОН- ^ НРОГ+ Н20
а гидрофосфат-ион действует как слабое основание, связывающее ионы водорода:
Н Р01-+Н+ Н2РОГ
Поскольку дигидрофосфат натрия NaH2POi образует дигидрофосфатионы НгРОг, которые диссоциируют с образованием Н +-ионов:
НаР О Г ^ Н + + НРО!"
а гидрофосфат натрия NaHPOi образует гидрофосфат-ионы НРО|“, которые диссоциируют в очень малой степени:
НР0Г^1Н++Р04
то дигидрофосфат натрия NaH2POj можно рассматривать как слабую кислоту, а гидрофосфат натрия Na2HTO« — как ее соль.
Уже вначале определения буферных растворов сделана оговорка, что прибавлять кислоту или щелочь можно в количествах, не превышающих некоторого предела. Это означает, что способность буферного раствора сохранять постоянной величину pH не безгранична. Каждый такой раствор имеет определенную «емкость». Если емкость будет исчерпана, то при дальнейшем прибавлении кислоты или щелочи pH раствора резко изменяется, он перестает действовать как буферный, что всегда следует иметь в виду.
Практически допускается изменение pH раствора на ± 1 . Число эквивалентов N кислоты или щелочи, необходимое для смещения pH 1 л буферного раствора на одну единицу, называют буферной емкостью В. Последняя вычисляется по формуле
(V.63)
где pH* — исходное значение, a pHi — после добавления кислоты или щелочи.
Буферная емкость раствора тем выше, чем больше концентрация компонентов (кислоты и ее соли, щелочи и ее соли). Как следует из уравнения (V.62), наибольшей буферной емкостью обладает раствор с одинаковой концентрацией компонентов. В этом случае
Ifi ( Ск н с л / Сс о л и ) = 0, а pH = р/с
и pH изменится на ± 1 лишь при изменении концентрации кислоты или соли в 10 раз. Разбавление раствора не влияет заметно на изменение pH, но сильно влияет на буферную емкость. Буферное действие прекращается, как только один из компонентов раствора израсходуется примерно на 90%. Наиболее часто применяют буферные растворы с концентрацией компонентов 0,1 н.
Таким образом, сама жизнь организма зависит от способности крови регулировать pH в определенных пределах. А это достигается содержанием в крови ацетатных, фосфорных и карбонатных буферных систем, а также систем с таким же действием из аминокислот и белков. Растения также могут существовать лишь в определенных пределах pH для каждого вида:
Растение Пределы pH
Люпин ...................................................................................................................4—6
Картофель, овес...................................................................................................4—8
Рожь, лен ........................................................................................................... 4—7
Клевер, горох, пшеница....................................................................................5—8
Свекла, люцерна................................................................................................6—8
Буферными свойствами обладает и почва. В зависимости от значения pH почвенного раствора почвы подразделяют на шесть групп — на сильнокислые (pH 3—4), кислые (pH 4—5), слабокислые (pH 5—6), нейтральные (pH 6—7), слабощелочные (pH 7—8) и, наконец, сильнощелочные (pH 8—9). Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяют известкование почв — внесение в них известняков. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью (солонцеватые и солончаковые почвы), то для ее устранения производят гипсование — внесение размолотого гипса CaSOi *2Н*0. Необходимость в известковании или гипсовании почв устанавливается определением водородного показателя почвенного раствора (солевой вытяжки). В зависимости от значения pH по таблицам устанавливают дозу вносимых веществ.
§11. Гидролиз солей
Опыт показывает, что растворы солей имеют щелочную, кислую или нейтральную реакцию, хотя в своем составе соли не содержат ни водородных ионов, ни гидроксид-ионов.
Объяснение этим фактам следует искать во взаимодействии солей с водой. Возьмем в качестве примера раствор ацетата натрия CHsCOONa, дающий щелочную реакцию.
Ацетат натрия как сильный электролит при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ и СН8ССЮ
. Последние взаимодействуют с Н+- и ОН"-ионами воды. При этом ионы Na+ не могут связать ионы ОН- в молекулы, так как NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы связывают ионы Н + с образованием молекул слабого электролита — уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н20 диссоциируют на Н+- и ОН
-ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие:
СН8С О О "+Н + СНзСООН; н 2о ^ н++он
Суммарное уравнение одновременно протекающих процессов имеет вид
C H 3C O O - + Н 20 C H 3C O O H + O H -
Это уравнение показывает, что в результате образования слабого электролита (уксусной кислоты) смещается ионное равновесие диссоциации воды и создается избыток ОН "-ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию.
Взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита, называют гидролизом соли.
Как показано в примере, раствор стал щелочным в результате гидролиза соли CHiCOQNa.
Константа и степень гидролиза. Приведенное выше суммарное уравнение показывает, что идет накопление ОН“-ионов, а потому раствор приобретает щелочную реакцию. Применив к данному обратимому процессу закон действующих масс, получим
[СНзСООН] [ОН-] „ [СН3С00-](Н20]
К'
Концентрация вс&ы в растврр^ доли постоянна, поэтому величину [Н20] объединяем -е К:
[СНзСООН) [ОН”] -----[СЩСОО -]--------[НаО] = КТ,
где К, — константа гидролиза. Из соотношения (V.52) находим
[ОН-}= [Н +]
и, подставляя в уравнение (V.64), получаем
Л г
[СН3СОО-] [H-^J * н0 [СН3СОО-][Н+] Кк’
где Кк — константа диссоциации слабой кислоты, образованной в результате гидролиза соли.
Окончательно будем иметь
Кг = К в,Кк.
Чем больше Кк, тем сильнее соль подвергается гидролизу.
Гидролиз количественно характеризуется также степенью гидролиза h, под которой понимают отношение числа молекул, подвергшихся гидролизу, к общему числу растворенных молекул; h легко вычисляют из уравнений (V.65) и (V.66). Пусть в рассматриваемой реакции гидролиза (с. 181) начальная концентрация соли, а значит, и ацетатионов (ибо соль — сильный электролит и полностью диссоциирует на ионы) равна с, а степень гидролиза /г. Тогда при наступившем равновесии равновесные концентрации примут значения
[СН3С О О -] = с — c/i, [СН3СООН] = И [O H
] = e/i.
Подставляя эти выражения в уравнение (V.65) и учитывая уравнение (V.66), получаем
с ( 1 - / 1) _ А г _ Кв
или
Так как для многих солей h — величина небольшая (обычно ft<10,01), то с известным приближением можно принять 1—А«1. Тогда уравнение (V.67) примет вид
Из уравнения (V.68) следует, что степень гидролиза тем больше:
1) чем больше /Св» т. е. чем больше температура (так как К ъ возрастает с температурой),
2) чем меньше /fK> т- е. чем слабее кислота (основание), которая образуется в результате гидролиза соли,
3) чем меньше концентрация, т. е. чем больше разбавлен раствор.
Таким образом, чтобы усилить гидролиз соли, надо разбавить раствор соли и нагреть его. Типичные случаи гидролиза солей. Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Различают 4 случая гидролиза солей.
1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Происходит гидролиз по аниону — анион связывает протон, образуя слабый электролит. Пример рассмотрен выше — гидролиз соли CH3COONa. В этом случае Kr—K JK K> т. е. константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, равна ионному произведению вода, деленному на константу диссоциации слабой кислоты; h « К'К„/(с/(к) и рН>7.
2. Соль образована сильной кислотой и слабым основанием. Происходит гидролиз по катиону — катион связывает гидроксид-ионы, образуя слабый электролит. Пример: NH4CI. Уравнение гидролиза соли в ионном виде ложно написать так:
N H 4 + Н аО N H 4O H + Н +
Реакция раствора должна быть кислой, так как происходит накопление Н +-ионов, что видно из уравнения реакции. В этом случае
КТ= К в/Кос«
т. е. константа гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, ргвна ионному произведению вода, деленному на константу диссоциации слабого основания;
А * VКв/(сК0сн)
и рН<7
Уравнения (V.69) и (V.70) выводятся аналогично уравнениям (V.66) и (V.68).
3. Соль образована слабой кислотой и слабым основанием. Происходит гидролиз по катиону и по аниону. Пример: CH3COONH4. Уравнение гидролиза запишется так:
С Н з С О О - = N I 1 « + Н 20 С Н з С О О Н + n h 4 o h
В этом случае одновременно связываются Н +- и ОН
-ионы воды. Константа гидролиза для этого процесса
„ [ C H g C O O H ] [ N H 4O H ] г [ C H g C O O - J [ N H 4+ ] *
Умножим числитель и знаменатель в уравнении (V.71) на [H+][OH- J:
к [ С Н з С О О Н ] [ N H j O H ] [ Н + ] [ О Н - ] г | С Н 8С О О
] [ Н + ] [ N H 4 ] [ О Н - ]
и, подобно (V.66) и (V.69), получим
К Г = Кв/(КкКосн)<
т. е. константа гидролиза соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием, равна ионному произведению воды, деленному на произведение констант диссоциации кислоты и основания, образуемых в результате гидролиза.
Пусть в этой реакции гидролиза начальная концентрация соли равна с, а степень гидролиза h. Когда наступит равновесие, концентрации примут значения
[ C H 3C O O - ] = [ N H ^ ] = c —ch И [ C N j C O O H ] = [ N H 4O H ]= ch.
Подставляя эти выражения в уравнение (V.71) и учитывая уравнение (V.72), получаем
ch-di г, /Си с? (1 — Л)? КкКосн
и окончательно
г п г - 1—Л Г АкАосн V 'i n r - -
Так как знаменатель уравнения (V.72) как произведение двух малых величин есть величина малая, то Кг—достаточно большая величина. Действительно, гидролиз солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, протекает в значительной степени и, как показывает уравнение (V.73), от разбавления не зависит.
равнение (V.73), от разбавления не зависит. В этом случае pH водных растворов солей будет больше, равно или меньше 7, т. е. реакция раствора будет кислая, если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, или щелочная, если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, или нейтральная, если константы диссоциаций кислоты и основания, образуемых в результате гидролиза, примерно равны. Так как в примере /Ск=1,86-10“*, а /СОся==Ь79*10
‘, т. е. их силы почти одинаковы, то раствор соли CHsCOONH*, несмотря на большое значение Л, будет практически нейтральным.
4. Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Пример: КС1. Соль в этом случае гидролизу не подвергается, pH водных растворов таких солей равен 7. Правда, при высоких температурах и соли этого типа могут подвергаться гидролизу (например, за счет улетучивания хлороводорода при сильном нагревании равновесие KCl+HsOapfc HCl4-КОН смещается в сторону продуктов реакции).
Гидролиз солей в большинстве случаев — процесс обратимый. Гидролитическое равновесие можно смещать не только с помощью разбавления и нагревания, но и в соответствии с законом действующих масс. Если к равновесию
(NH^gS-l- н 20 xit nh4h s + n h 4oh
добавить продукт гидролиза NH4OH, то равновесие сместится в сторону исходных веществ (гидролиз соли уменьшается). Наоборот, если удалять продукты гидролиза, равновесие сместится в сторону конечных веществ (гидролиз соли усиливается). Этим часто пользуются в качественном анализе.
Когда продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз протекает необратимо:
А 1 А + 6 Н ,0 = 2А1 (ОН), \ + 3HgS t
(в уравнениях необратимого гидролиза ставится знак равенства)
Составление уравнений гидролиза солей. Гидролиз солей, образованных слабыми многоосновными кислотами и сильными основаниями, протекает ступенчато (соответственно обратному процессу — ступенчатой диссоциации), при этом получаются кислые соли (анионы кислых солей). Так, гидролиз карбоната натрия Na2COs может быть выражен уравнениями:
первая ступень CO|
-f Н С О *+0Н
вторая ступень НСО3 -f-HaO j i i H 2COs-|-OH
Из этих уравнений видно, что гидролиз соли происходит вследствие образования ионов НСОг в уравнении первой ступени и молекул НаСО* в уравнении второй ступени и характеризуется двумя константами гидролиза (для каждого процесса своей):
*г(1>=1г ^ - и /сг(Ш= _ ^ —.
Константа диссоциации (см. табл. 13) иона НСОг (К=5,6*10-и ) меньше константы диссоциации HaC03 (Ki=4,3-Ю-7) примерно в 8000 раз; во столько же раз сильнее протекает гидролиз по первой ступени, чем по второй.
Таким образом, при гидролизе солей двух- и многоосновных кислот образуются кислые соли. Гидролиз протекает главным образом по первой ступени. И лишь при сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образовавшейся кислой соли.
Для составления уравнения гидролиза Na2C03 исходим из следующего положения. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз протекает по аниону, поэтому ион СО|
будет связывать ионы водорода воды. Так как ион СО§
содержит два заряда, то следует писать две ступени гидролиза и в каждой ступени три уравнения: а) в сокращенной ионной форме, б) в ионной форме и в) в молекулярной форме. При этом должны быть учтены правила написания ионных уравнений обычных реакций обмена (с. 159).
1. Первая ступень:
а) сокращенное ионное уравнение гидролиза
с о Г + н2о ^ нсог+ он -
б) ионное уравнение гидролиза
2Na + + СО|
+ НаО ;=± Na+ + HCOF + Na + + ОН -
в) молекулярное уравнение гидролиза
NaaCOs + НаО NaHCOs+ NaOH
2. Вторая ступень:
a) HCOJ4-HaO ^ H aCOs + O H -
б) Ма++НСОз + Н аО ^ H2COs+N a+4-O H
в) NaHCOs + НаО НаСОа+ NaOH
Аналогично при гидролизе солей, образованных многокислотными слабыми основаниями и сильными кислотами, получаются основные соли (катионы основных солей). Гидролиз протекает главным образом по первой ступени. Пример: А1С13. При составлении уравнений гидролиза исходим из того, что в примере дается соль, образованная слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз протекает по катиону. Ион А13+ будет связывать гидроксид-ионы из воды. Но поскольку Als+ имеет три заряда, то гидролиз будет протекать по трем ступеням. Уравнения составляем так же, как и в предыдущем примере.
1. Первая ступень:
а) А 1»++Н 30 ^ ± А Ю Н 2+ + Н+
б) А13+ +ЗС 1- + Н20 А10Н2+ + 2С 1- + Н+ +С 1“
в) А1С13+ Н20 А10НС12 + НС1
2. Вторая ступень:
a) A10H2+ + H20 ^ ± A l( 0 H ) t + H+
б) АЮН3+ + 2С1 - • Ь НаО q=i AI ( ОН)? + Cl - + Н + + С1-
в) А1 (ОН) С1а 4- Н20 ^ А1 (ОН)2 Cl + НС1
3. Третья ступень — реакция практически не протекает (ввиду накопления ионов водорода процесс смещается в сторону исходных веществ). Однако разбавление раствора, повышение температуры усиливают гидролиз. В этом случае можно писать уравнения гидролиза и по третьей ступени. В технике процесс гидролиза солей алюминия [A12(S04)3 или квасцы КА1 (S0 4)2] используют при крашении тканей и для очистки водопроводной воды. Образующийся А1 (ОН)3 сорбирует на себе из воды красящие вещества, твердые примеси и микроорганизмы.
змы. Здесь приведены упрощенные уравнения процессов гидролиза солей. В настоящее время твердо установлено, что гидролиз солей многокислотных оснований обычно протекает через образование комплексных соединений (акво- и гидроксокомплексов). Тогда гидролиз солей алюминия более точно (по трем ступеням) можно представить так:
[А1 (НаО)в]3+ + НгО [AI (Н20 )5 ОН]2+ + Н*0+
[А1 (Н20 )5 ОНР+ + НаО [А1 (Н20 )4 (ОН)2]+ + Н30 +
[А1(Н20 )4(0Н)2]+ + На0 ^ [А1 (Н20 )3(0Н)3]Ч- н 3о +;г± А1 (ОН)3 + з н 2о + н 3о +
Кислая реакция раствора (рН<7) объясняется потерей протона гидратированным катионом [А1(Н20)«]3+ и превращением аквогруппы в гидроксогруппу. Образуются такие более сложные комплексы, как [А1в(ОН)15]3+, [АЮ(ОН)4]*-, [АЮ2(ОН)2]*-.
Продуктами гидролиза соединений, содержащих катионы многих слабых оснований и анионы некоторых слабых кислот, часто являются наряду с одноядерными очень сложные полиядер ные частицы. Так, например, при гидролизе ионы Ве2+ и Мо04
соответственно образуют частицы [Ве3(ОН)3]8+, 1Ве(ОН)3]- , [Мо70 24]в“ , [НМо70 24И" и др.
Гидролиз вообще. Гидролиз солей — один из важных примеров гидролиза веществ. Гидролиз в широком смысле — это реакция обменного разложения между различными веществами и водой. Такое определение охватывает и гидролиз органических соединений — сложных эфиров, жиров, углеводов, белков, и гидролиз неорганических веществ — солей, карбидов, галогенов, галогенидов металлов и т. д.
В больших масштабах осуществляется гидролиз древесины. Растущая быстрыми темпами гидролизная промышленность вырабатывает из непищевого сырья (древесины, хлопковой шелухи, подсолнечной лузги, соломы, кукурузной кочерыжки) ряд ценных продуктов: этиловый спирт, белковые дрожжи, глюкозу, твердый оксид углерода (IV), фурфурол, скипидар, метиловый спирт, лигнин и многие другие.
В результате гидролиза минералов — алюмосиликатов — происходит разрушение горных пород. Гидролиз солей (например, Na3P04, Na2C03) применяют для очистки воды и уменьшения ее жесткости. На процессе гидролиза основаны важные химические производства: гидролиз древесины, осахаривание крахмала, получение мыла и многие другие. В живых организмах протекает гидролиз полисахаридов, белков и других органических соединений.
Сольволиз — более общее понятие, чем гидролиз,— это реакции обменного разложения между растворенным веществом и растворителем. Примером служит сольволиз этилсерной кислоты в спиртовом растворе:
С2НбО \ § Ш Ш 1 С2Н3 -V c 2h 5o c 2h 5 + h 2s o 4
В результате сольволиза образуются новые химические соединения, в данном случае этиловый эфир и серная кислота
В зависимости от растворителя часто применяют индивидуальные термины: гидролиз (сольволиз в воде), аммонолиз (сольволиз в аммиаке), алкоголиз (сольволиз в спиртах) и т. д. Индивидуальное название приведенной выше реакции сольволиза — алкоголиз этилсерной кислоты.
|
|
|
Скачать 70.64 Kb.