Rstykt

Эта страница требует существенной переработки. Возможно, её необходимо викифицировать, дополнить или переписать. Пояснение причин и обсуждение — на странице Википедия:К улучшению/10 апреля 2018.

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. 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]:

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

CO32−+H2O⇌HCO3−+OH−{displaystyle {mathsf {CO_{3}^{2-}+H_{2}Orightleftharpoons HCO_{3}^{-}+OH^{-}}}}

Na2CO3+H2O⇌NaHCO3+NaOH{displaystyle {mathsf {Na_{2}CO_{3}+H_{2}Orightleftharpoons 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):

Cu2++H2O⇌CuOH++H+{displaystyle {mathsf {Cu^{2+}+H_{2}Orightleftharpoons CuOH^{+}+H^{+}}}}

CuCl2+H2O⇌CuOHCl+HCl{displaystyle {mathsf {CuCl_{2}+H_{2}Orightleftharpoons 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:

2Al3++3S2−+6H2O→2Al(OH)3↓+3H2S↑{displaystyle {mathsf {2Al^{3+}+3S^{2-}+6H_{2}Orightarrow 2Al(OH)_{3}downarrow +3H_{2}Suparrow }}}

Al2S3+6H2O→2Al(OH)3↓+3H2S↑{displaystyle {mathsf {Al_{2}S_{3}+6H_{2}Orightarrow 2Al(OH)_{3}downarrow +3H_{2}Suparrow }}}

(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=(chct)∗100%{displaystyle alpha =({frac {c_{h}}{c_{t}}})*100%}
где ch{displaystyle c_{h}}— число молей гидролизованной соли, ct{displaystyle c_{t}}— 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.

Эта статья или раздел нуждается в переработке. Пожалуйста, улучшите статью в соответствии с правилами написания статей.

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

NaNO2+H2O⇌HNO2+NaOH{displaystyle NaNO_{2}+H_{2}Orightleftharpoons HNO_{2}+NaOH}

NO2−+H2O⇌HNO2+OH−{displaystyle NO_{2}^{-}+H_{2}Orightleftharpoons HNO_{2}+OH^{-}}

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

[OH−][HNO2][NO2−][H2O]=K{displaystyle {frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}][H_{2}O]}}=K}    или    [OH−][HNO2][NO2−]=K[H2O]{displaystyle {frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]}

Так как концентрация молекул воды в растворе постоянна, то произведение двух постоянных K[H2O]{displaystyle K[H_{2}O]} можно заменить одной новой — константой гидролиза:

[OH−][HNO2][NO2−]=K[H2O]=KΓ{displaystyle {frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]=K_{Gamma }}

Численное значение константы гидролиза получим, используя ионное произведение воды KH2O{displaystyle K_{H_{2}O}} и константу диссоциации азотистой кислоты KHNO2{displaystyle K_{HNO_{2}}}:

[H+][OH−]=KH2O{displaystyle [H^{+}][OH^{-}]=K_{H_{2}O}}

[OH−]=KH2O/[H+]{displaystyle [OH^{-}]=K_{H_{2}O}/[H^{+}]}

подставим в уравнение константы гидролиза:

KH2O[HNO2][H+][NO2−]=KH2OKHNO2=Kh{displaystyle {frac {K_{H_{2}O}[HNO_{2}]}{[H^{+}][NO_{2}^{-}]}}={frac {K_{H_{2}O}}{K_{HNO_{2}}}}=K_{h}}

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

Kh=KH2OKa{displaystyle K_{h}={frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}}}}, где Ka{displaystyle K_{a}} — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

Для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

Kh=KH2OKb{displaystyle K_{h}={frac {K_{H_{2}O}}{K_{b}}}}, где Kb{displaystyle 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 – MA{displaystyle MA}, а HA{displaystyle HA} и MOH{displaystyle MOH} — соответственно, кислота и основание, которые образуют данную соль:

MA+H2O⇌HA+MOH{displaystyle MA+H_{2}Orightleftharpoons HA+MOH}

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

K=[HA][MOH][MA][H2O]{displaystyle K={frac {[HA][MOH]}{[MA][H_{2}O]}}}

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

K∗[H2O]=Kh{displaystyle K*[H_{2}O]=K_{h}}

тогда выражение для константы гидролиза соли будет иметь вид:

Kh=[HA][MOH][MA]{displaystyle K_{h}=[HA]{frac {[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:

Kh=C∗h21−h{displaystyle K_{h}=C*{frac {h^{2}}{1-h}}}, моль/л

Где C{displaystyle C}– концентрация соли в растворе, h{displaystyle h}– степень гидролиза

Это выражение можно упростить, т.к. обычно h<<1{displaystyle h<<1}, тогда Kh=C∗h2{displaystyle K_{h}=C*h^{2}}

Зная, константу гидролиза, можно определить pH{displaystyle pH}среды:

Kh=[HA][MOH][MA]{displaystyle K_{h}={frac {[HA][MOH]}{[MA]}}}

Концентрация образовавшейся кислоты равна концентрации гидроксид ионов, тогда

Kh=2[OH−][MA]{displaystyle K_{h}={frac {2[OH^{-}]}{[MA]}}}

Используя это выражение можно вычислить pH раствора:

[OH−]=Kh[MA]2{displaystyle [OH^{-}]={frac {K_{h}[MA]}{2}}}моль/л

[H+]=10−14OH−{displaystyle [H^{+}]={frac {10^{-14}}{OH^{-}}}}моль/л

pH=−lg[H+]{displaystyle pH=-lg[H^{+}]}

Kh=KH2OKaKb{displaystyle K_{h}={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

Примечания |

Ссылки |

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