Гидролиз

Гидролиз — химическая реакция взаимодействия вещества с водой, в результате которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений.

Гидролиз солей зависит от силы кислоты и основания: соли слабой кислоты и сильного основания гидролизуются по аниону (слабощелочная среда), соли сильной кислоты и слабого основания — по катиону (слабокислая среда). Соли слабой кислоты и слабого основания гидролизуются практически полностью, а соли сильных кислот и оснований не гидролизуются, давая нейтральный раствор.

Степень гидролиза — отношение концентрации гидролизованной соли к общей концентрации растворённой соли. Она возрастает с повышением температуры, разбавлением раствора и ослаблением кислоты или основания, образующих соль.

Константа гидролиза — константа равновесия, выражающая отношение произведения концентраций продуктов к концентрации соли. Чем больше константа, тем полнее протекает гидролиз.

Константа гидролиза K связана со степенью гидролиза s и концентрацией соли C соотношением K = C·s²/(1−s). При малой степени гидролиза знаменатель близок к единице, поэтому формула упрощается до K ≈ C·s².

Константа гидролиза выражается через ионное произведение воды и константы кислотности и основности, что позволяет вычислить её для соли любой слабой кислоты или слабого основания.

В ходе катаболизма ферменты гидролизуют белки до аминокислот, жиры до глицерина и жирных кислот, полисахариды до моносахаридов. Промышленно гидролизом жиров получают мыло, глицерин и жирные кислоты, а гидролизом древесины — этанол.

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ «вода» + λύσις «разложение») — химическая реакция взаимодействия вещества с водой, в результате которой происходит разложение этого вещества и воды с образованием новых соединений (сольволиз водой).^[1]^[2]

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

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей^[3]^[4]:

1. Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания (гидролиз по аниону). Раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо.

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

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

Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:

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

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону). Раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо.

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

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

Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:

${\mathsf {CuOH^{+}+H_{2}O\rightleftharpoons Cu(OH)_{2}+H^{+}}}$

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания. Равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта образуют осадок или газ:

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

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

4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. В растворе протекает следующая реакция:

${{\ce {H^+ + OH^- = H_2 O}}}$

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза понимается отношение концентрации соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству концентрации растворенной соли. Обозначается как α или h_гидр.

$\alpha =({\frac {c_{h}}{c}})*100\%$ , где $c_{h}$ — число молей гидролизованной соли, $c$ — общее число молей растворённой соли.

Степень гидролиза зависит от температуры и концентраций веществ участвующих в гидролизе: степень гидролиза возрастает с увеличением температуры и разбавлением раствора (увеличением концентрации воды).^[4]
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, образующие соль.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции, равная отношению произведения равновесных концентраций продуктов к равновесной концентрации соли с учётом стехиометрических коэффициентов. По величине константы гидролиза можно судить о полноте гидролиза: чем больше её значение, тем в большей мере протекает гидролиз.

Для реакции гидролиза соли $MA$ для которой протекает следующая реакция гидролиза:

$MA+H_{2}O\rightleftharpoons HA+MOH$ , где $HA$ и $MOH$ — соответственно, кислота и основание, образующиеся в ходе гидролиза.

Можно записать константу гидролиза, приняв, что концентрация воды постоянна:

$K_{h}={\frac {[HA][MOH]}{[MA]}}$

Связь константы и степени гидролиза

Константа и степень гидролиза связаны соотношением:

$K_{h}=C*{\frac {h^{2}}{1-h}}$ , где $C$ – концентрация соли в растворе, $h$ – степень гидролиза.

При малой степени гидролиза ( $h<<1$ ), выражение упрощается:

$K_{h}=C*h^{2}$

Связь константы гидролиза с другими константами равновесия

Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константами кислотности и основности следующим образом:

$K_{h}={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}K_{b}}}$ , где $K_{H_{2}O}$ - ионное произведение воды (10^-14), а $K_{a}$ и $K_{b}$ - константы кислотности и основности соответственно.

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. А 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.

↑ Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — 4-е изд., испр.. — Moskva: "Высшая школа", 2001. — С. 227. — 724 pages с. — ISBN 5-06-003363-5, 978-5-06-003363-2.
↑ Глинка Н.Л. Общая химия / под ред. А.И. Ермакова.. — М.: Интеграл-Пресс, 2003. — С. 254. — 728 с. — ISBN 5-89602-017-1.
↑ Приведённые ниже для 1 и 2 случая молекулярные уравнения имеют исключительно условный характер, поскольку вещества-электролиты в водном растворе находятся в ионном виде
↑ ¹ ² Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — 4-е изд. испр.. — М.: "Высшая школа", 2001. — С. 231. — 724 pages с. — ISBN 5-06-003363-5, 978-5-06-003363-2.

Гидролиз ацетата натрия — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов

[1] Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — 4-е изд., испр.. — Moskva: "Высшая школа", 2001. — С. 227. — 724 pages с. — ISBN 5-06-003363-5, 978-5-06-003363-2.

[2] Глинка Н.Л. Общая химия / под ред. А.И. Ермакова.. — М.: Интеграл-Пресс, 2003. — С. 254. — 728 с. — ISBN 5-89602-017-1.

[3] Приведённые ниже для 1 и 2 случая молекулярные уравнения имеют исключительно условный характер, поскольку вещества-электролиты в водном растворе находятся в ионном виде

[:0-4] ¹ ² Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. — 4-е изд. испр.. — М.: "Высшая школа", 2001. — С. 231. — 724 pages с. — ISBN 5-06-003363-5, 978-5-06-003363-2.

[1]

[2]

[3]

[4]

Гидролиз