Гидролиз

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ «вода» + λύσις «разложение») — сольволиз водой. Это химическая реакция взаимодействия вещества с водой, при которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений. Гидролиз соединений различных классов (соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др.) существенно различается.

Гидролиз солей

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах растворимых солей-драсте. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или молекулярном виде

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей:

• 1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону):

${\mathsf {CO_{3}^{2-}+H_{2}O\rightleftharpoons HCO_{3}^{-}+OH^{-}}}$

${\mathsf {Na_{2}CO_{3}+H_{2}O\rightleftharpoons NaHCO_{3}+NaOH}}$

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

${\mathsf {Cu^{2+}+H_{2}O\rightleftharpoons CuOH^{+}+H^{+}}}$

${\mathsf {CuCl_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons CuOHCl+HCl}}$

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

• 3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

${\mathsf {2Al^{3+}+3S^{2-}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\downarrow +3H_{2}S\uparrow }}$

${\mathsf {Al_{2}S_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\downarrow +3H_{2}S\uparrow }}$

(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).

• 4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза понимается отношение количества (концентрации) соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству (концентрации) растворенной соли. Обозначается α (или h_гидр);
α = (c_гидр/c_общ)·100 %
где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учётом стехиометрических коэффициентов.

В качестве примера ниже приводится вывод уравнения константы гидролиза соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

$NaNO_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons HNO_{2}+NaOH$

$NO_{2}^{-}+H_{2}O\rightleftharpoons HNO_{2}+OH^{-}$

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}][H_{2}O]}}=K$    или    ${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]$

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных $K[H_{2}O]$ можно заменить одной новой — константой гидролиза:

${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]=K_{\Gamma }$

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды $K_{H_{2}O}$ и константу диссоциации азотистой кислоты $K_{HNO_{2}}$:

$[H^{+}][OH^{-}]=K_{H_{2}O}$

$[OH^{-}]=K_{H_{2}O}/[H^{+}]$

подставим в уравнение константы гидролиза:

${\frac {K_{H_{2}O}[HNO_{2}]}{[H^{+}][NO_{2}^{-}]}}={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{HNO_{2}}}}=K_{\Gamma }$

В общем случае для соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием:

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}}}$, где $K_{a}$ — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{b}}}$, где $K_{b}$ — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

Для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием: Представим в общем виде процесс гидролиза соли, в котором в роли соли выступает – МА, а НА и МОН — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:

MA + H2O ↔ HA + MOH

Применив закон действующих масс, запишем константу, соответствующую этому равновесию:

K = [HA]·[MOH]/[MA]·[H2O]

Известно, что концентрация воды в разбавленных растворах, имеет практически постоянное значение, поэтому её можно включить в константу

K·[H2O]= Kг,

тогда выражение для константы гидролиза соли будет иметь вид:

Kг = [HA]·[MOH]/[MA]

По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше её значение, тем в большей мере протекает гидролиз.

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

Kг = С·h2/(1- h), моль/л

Где С – концентрация соли в растворе, h- степень гидролиза

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h˂˂1, тогда

Kг = С·h2

Зная, константу гидролиза, можно определить pH среды:

Kг = [HA]·[MOH]/[MA]

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

Kг = [OH—]2/[MA]

Используя это выражение можно вычислить pH раствора

[OH—] = (Kг·[MA])1/2 моль/л

[H+] = 10-14/[OH—] моль/л

pH = -lg[H+]

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}K_{b}}}$

Гидролиз органических веществ

Живые организмы осуществляют гидролиз различных органических веществ в ходе реакций катаболизма при участии ферментов. Например, в ходе гидролиза при участии пищеварительных ферментов белки расщепляются на аминокислоты, жиры — на глицерин и жирные кислоты, полисахариды (например, крахмал и целлюлоза) — на моносахариды (например, на глюкозу), нуклеиновые кислоты — на свободные нуклеотиды.

При гидролизе жиров в присутствии щёлочей получают мыло; гидролиз жиров в присутствии катализаторов применяется для получения глицерина и жирных кислот. Гидролизом древесины получают этанол, а продукты гидролиза торфа находят применение в производстве кормовых дрожжей, воска, удобрений и др.

См. также

• Аминолиз
• Окислительный аммонолиз

Ссылки

• Гидролиз ацетата натрия — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов