Гидролиз
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
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.
[math]\displaystyle{ \mathsf{Na_2CO_3 + H_2O \rightleftharpoons NaHCO_3 + NaOH} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-} }[/math]
Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:
[math]\displaystyle{ \mathsf{HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2 CO_3 + OH^-} }[/math]
2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону). Раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо.
[math]\displaystyle{ \mathsf{CuCl_2 + H_2O \rightleftharpoons CuOHCl + HCl} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{Cu^{2+} + H_2O \rightleftharpoons CuOH^+ + H^+} }[/math]
Гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени:
[math]\displaystyle{ \mathsf{CuOH^+ + H_2O \rightleftharpoons Cu(OH)_2 + H^+} }[/math]
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:
[math]\displaystyle{ \mathsf{Al_2S_3 +6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow} }[/math]
[math]\displaystyle{ \mathsf{2Al^{3+} + 3S^{2-} +6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow} }[/math]
4. Соль сильной кислоты и сильного основания не подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. В растворе протекает следующая реакция:
[math]\ce{ H^+ + OH^- = H_2 O }[/math]
Количественная характеристика гидролиза
Степень гидролиза
Под степенью гидролиза понимается отношение концентрации соли, подвергающейся гидролизу, к общему количеству концентрации растворенной соли. Обозначается как α или hгидр.
[math]\displaystyle{ \alpha = (\frac{c_h}{c}) * 100\% }[/math], где [math]\displaystyle{ c_h }[/math]— число молей гидролизованной соли, [math]\displaystyle{ c }[/math]— 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 [math]\displaystyle{ MA }[/math] для которой протекает следующая реакция гидролиза:
[math]\displaystyle{ MA + H_2O \rightleftharpoons HA + MOH }[/math], где [math]\displaystyle{ HA }[/math] и [math]\displaystyle{ MOH }[/math] — соответственно, кислота и основание, образующиеся в ходе гидролиза.
Можно записать константу гидролиза, приняв, что концентрация воды постоянна:
[math]\displaystyle{ K_h = \frac{[HA][MOH]}{[MA]} }[/math]
Связь константы и степени гидролиза
Константа и степень гидролиза связаны соотношением:
[math]\displaystyle{ K_h = C*\frac{h^2}{1-h} }[/math], где [math]\displaystyle{ C }[/math] – концентрация соли в растворе, [math]\displaystyle{ h }[/math] – степень гидролиза.
При малой степени гидролиза ([math]\displaystyle{ h\lt \lt 1 }[/math]), выражение упрощается:
[math]\displaystyle{ K_h = C*h^2 }[/math]
Связь константы гидролиза с другими константами равновесия
Константа гидролиза связана с ионным произведением воды и константами кислотности и основности следующим образом:
[math]\displaystyle{ K_h=\frac{K_{H_2O}}{K_aK_b} }[/math], где [math]\displaystyle{ K_{H_2 O} }[/math]- ионное произведение воды (10-14), а [math]\displaystyle{ K_a }[/math] и [math]\displaystyle{ K_b }[/math] - константы кислотности и основности соответственно.
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. 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.
См. также
Примечания
- ↑ 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
- ↑ 4,0 4,1 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.
Ссылки
- Гидролиз ацетата натрия — видеоопыт в Единой коллекции цифровых образовательных ресурсов