Гідроліз усіх речовин. Які фактори здатні впливати на ступінь гідролізу

Гідроліз складних ефірів протікає оборотно в кислотному середовищі (у присутності неорганічної кислоти) з утворенням відповідного спирту та карбонової кислоти.

Для усунення хімічну рівновагу у бік продуктів реакції гідроліз проводять у присутності лугу.

Історично першим прикладом такої реакції було лужне розщеплення складних ефірів вищих жирних кислот, що призвело до отримання мила. Це сталося 1811 р., коли французький учений Еге. Шевроль. нагріваючи жири з водою в лужному середовищі, отримав гліцерин та мила – солі вищих карбонових кислот. На підставі цього експерименту було встановлено склад жирів, вони виявилися складними ефірами, але тільки «тричі складними., похідними триатомного спирту гліцерину - тригліцеридамн. А процес гідролізу складних ефірів у лужному середовищі досі називають «омиленням».

Наприклад, омилення ефіру, утвореного гліцерином, пальмітинової та стеаринової кислотами:

Натрієві солі вищих карбонових кислот – основні компоненти твердого мила, калієві солі – рідкого мила.

Французький хімік М. Бертло у 1854 р. здійснив реакцію етерифікації та вперше синтезував жир. Отже, гідроліз жирів (як та інших складних ефірів) протікає оборотно. Рівняння реакції можна спрощено записати так:

У живих організмах відбувається ферментативний гідроліз жирів. У кишечнику під впливом ферменту ліпази жири їжі гідратизуються на гліцерин та органічні кислоти, які всмоктуються стінками кишечника, та в організмі синтезуються нові жири, властиві цьому організму. Вони за лімфатичною системою надходять у кров, а потім у жирову тканину. Звідси жири надходять в інші органи і тканини організму, де в процесі обміну речовин в клітинах знову гідроліеу-ються і потім поступово окислюються до оксиду вуглецю і води з виділенням енергії, необхідної для життєдіяльності.

У техніці гідроліз жирів використовують для одержання гліцерину, вищих карбонових кислот, мила.

Гідроліз вуглеводів

Як ви зяяте, вуглеводи є найважливішими компонентами нашої їжі. Причому ди- (сахароза, лактоза, мальтоза) і полісахариди (крохмаль, глікогії) безпосередньо не засвоюються організмом. Вони, як і жири, спочатку піддаються гідролізу. Гідроліз крохмалю йде східчасто.

У лабораторних та промислових умовах як каталізатор цих процесів використовують кислоту. Реакції здійснюють при нагріванні.
Реакцію гідролізу крохмалю до глюкози при каталітичній дії сірчаної кислоти здійснив 1811 р. російський учений К. С. Кірхгоф.
В організмі людини та тварин гідроліз вуглеводів відбувається під дією ферментів (схема 4).

Промисловим гідролізом крохмалю отримують глюкозу та патоку (суміш декстринів, мальтози та глюкози). Патоку застосовують у кондитерській справі.
Декстрини як продукт часткового гідролізу крохмалю мають клейку дію: з ними пов'язана поява скоринки на хлібі п смаженому картоплі, а також утворення щільної плівки на накрав малеїном білизну під дією гарячої праски.

Ще один відомий полісахарид - целюлоза - також може гідролізуватися до глюкози при тривалому нагріванні з мінеральними кислотами. Процес іде стуненько, але коротко. Цей процес лежить в основі багатьох гідролізних виробництв. Вони служать для отримання харчових, кормових та технічних продуктів з нехарчової рослинної сировини - відходів лісозаготівель, деревообробки (тирса, стружка, тріска), переробки сільськогосподарських культур (соломи, лушпиння насіння, качан кукурудзи і т. д.).

Технічними продуктами таких виробництв є гліцерин, етиленгліколь. органічні кислоти, кормові дріжджі, етиловий снірт, сорбіт (шестіатомовий спирт).

Гідроліз білка

Гідроліз можна придушити (значно зменшити кількість солі, що піддається гідролізу).

а) збільшити концентрацію розчиненої речовини
б) охолодити розчин;
а) ввести в розчин один із продуктів гідролізу; наприклад, підкисляти розчин, якщо його г|я*дя в результаті гідролізу кислотна, або підлужувати, якщо - лужна.

Значення гідролізу

Гідроліз солей має практичне і біологічне значення.

Ще в давнину як миючий засіб використовували молу. У золі міститься карбонат калію, який у воді гідролізується по аніону, водний розчин набуває милості за рахунок іонів ВІН, що утворюються при гідролізі.

В даний час ми використовуємо мило, пральні порошки та інші миючі засоби. Основний компонент мила – це натрієві або калієві солі вищих жирних карбонових кислот: стеарати, пальмітати, що гідролізуються.

До складу пральних порошків та інших миючих засобів спеціально вводять солі неорганічних кислот (фосфати, карбонати), які посилюють миючу дію за рахунок підвищення рh середовища.

Солі, що створюють необхідну лужну срілу розчину, містяться у фотографічному проявнику. Це карбонат натрію, карбонат калію, бура та інші солі, що гідролізуються по аніону.

Якщо кислотність ґрунту недостатня, у рослин з'являється хвороба – хлороз. Її ознаки - пожовтіння чи побіління листя, відставання у зростанні та розвитку. Якщо рН> 7,5, то до неї вносять добриво сульфат амонію, яке сприяє підвищенню кислотності, завдяки гідролізу по катіону, що проходить у ґрунті.

Неоціненна біологічна роль гідролізу деяких солей, що входять до складу організму.

Зверніть увагу, що у всіх реакціях гідролізу ступеня окиснення хімічних елементів не змінюються. Окисно-відновні реакції до реакцій гідролізу зазвичай не відносять, хоча при цьому відбувається взаємодія речовини з водою.

Які фактори здатні впливати на ступінь гідролізу

Як вам уже відомо, з визначення гідроліз є процесом розкладання за допомогою води. У розчині солі присутні у вигляді іонів та їх рушійною силою, яка провокує таку реакцію, називають утворення малодисоціюючих частинок. Таке явище властиве багатьом реакціям, які у розчинах.

Але не завжди іони, взаємодіючи з водою, створюють частинки, що малодисоціюють. Так, як вам уже відомо, що сіль складається з катіону та аніону, то при цьому можливі такі типи гідролізу, як:

У разі вступу реакції води з катіоном ми отримуємо гідроліз по катіону;
Якщо ж відбувається реакція води тільки з аніоном, отримуємо гідроліз по аніону;
При одночасному вступі катіону та аніону у реакцію з водою ми отримуємо спільний гідроліз.

Оскільки нам вже відомо, що гідроліз має оборотну реакцію, то стан його рівноваги впливають деякі чинники, до яких належить: температура, концентрація продуктів гідролізу, концентрації учасників реакції, добавки сторонніх речовин. Але коли газоподібні речовини не беруть участі в реакції, то на тиск ці речовини не впливають, за винятком води, оскільки її концентрація є постійною.

Тепер розглянемо приклади виразів констант гідролізу:

Чинником, який впливає на стан рівноваги гідролізу, може стати температура. Так у разі підвищення температури відбувається зміщення рівноваги системи вправо й у разі ступінь гідролізу зростає.

Якщо дотримуватися принципів Ле Шательє, ми бачимо, що з зростанні концентрації іонів водню, відбувається зрушення рівноваги вліво, у своїй зменшитися ступінь гідролізу, а за підвищення концентрації вплив на реакції ми бачимо другий формулі.

При концентрації солей ми можемо спостерігати, що рівновага в системі зміщується вправо, проте при цьому ступінь гідролізу, якщо дотримуватися принципів Ле Шательє - зменшується. Якщо цей процес розглянемо з погляду константи, то побачимо, що з додаванні фосфат-іонів, рівновага зміститися праворуч і його концентрація зростатиме. Тобто для підвищення концентрації гідроксид-іонів вдвічі необхідно концентрацію фосфат-іонів підвищити в чотири рази, хоча значення константи змінюватися не повинно. З цього випливає висновок, що ставлення
зменшиться у 2 рази.

При факторі розведення відбувається одночасне зменшення частинок, що знаходяться у розчині, крім води. Якщо дотримуватися принципу Ле Шательє, ми бачимо, що відбувається зміщення рівноваги і збільшується кількість частинок. Але така реакція гідролізу відбувається, не враховуючи воду. При цьому розведення рівноваги зрушується у бік перебігу даної реакції, тобто вправо та природно, що ступінь гідролізу зросте.

На положення рівноваги можуть впливати добавки сторонніх речовин, за умови, що вони дають реакцію з одним з учасників реакції. Наприклад, якщо до розчину сульфату міді ми додамо розчин гідроксиду натрію, то в цьому випадку присутні в ньому гідроксид-іони почнуть взаємодіяти з іонами водню. У цьому випадку з принципу Ле Шательє слід, що в результаті концентрація зменшиться, рівновага зміститься праворуч, а ступінь гідролізу зросте. Ну, а коли до розчину додати сульфід натрію, то рівновага зміститься вліво, через зв'язування іонів міді практично нерозчинний сульфід міді.

Підіб'ємо підсумок з вивченого матеріалу і дійдемо висновку, що тема гідролізу не є складною, але необхідно чітко засвоїти, що таке гідроліз, мати загальні уявлення про усунення хімічної рівноваги і запам'ятати алгоритм написання рівнянь.

Завдання

1. Виберіть приклади органічних речовин, що піддаються гідролізу:
глюкоза, етанол, бромметан, метаналь, сахароза, метиловий ефір мурашиної кислоти, стеаринова кислота, 2-метил-бутан.

Складіть рівняння реакцій гідролізу; у разі оборотного гідролізу вкажіть умови, що дозволяють змістити хімічну рівновагу у бік утворення продукту реакції.

2. Кікі солі зазнають гідролізу? Яке середовище можуть мати водні розчини солей? Наведіть приклади.

3. Які із солей піддаються гідролізу по катіону? Складіть рівняння їхнього гідролізу, вкажіть середовище.

Особливе місце серед обмінних реакцій займає гідроліз. У випадку гідроліз – це розкладання речовин водою. Вода – одна з найактивніших речовин. Вона діє на різні класи сполук: солі, вуглеводи, білки, ефіри, жири і т. д. При гідролізі сполук неметалів зазвичай утворюються дві кислоти, наприклад:

PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl

У цьому змінюється кислотність розчинів проти кислотністю розчинника.

У неорганічної хімії найчастіше доводиться мати справу із гідролізом солей, тобто. з обмінною взаємодією іонів солі з молекулами води, внаслідок якого зміщується рівновага електролітичної дисоціації води.

Гідролізом соліназивається оборотна взаємодія іонів солі з іонами води, що призводить до зміни рівноваги між іонами водню та гідроксиду у розчині.

Гідроліз є результатом поляризаційної взаємодії іонів солі з їх гідратною оболонкою у водному розчині. Чим значніша ця взаємодія, тим інтенсивніше протікає гідроліз. Спрощено сутність процесу гідролізу можна так.

Катіони До n + зв'язуються в розчині з молекулами води, що їх гідратують, донорно-акцепторним зв'язком; Донором є атоми кисню молекули води, мають дві неподілені електронні пари, акцептором - катіони, мають вільні атомні орбіталі. Чим більший заряд катіону і чим менший його розмір, тим більша поляризуюча дія К n + на Н 2 O.

Аніони Аn зв'язуються з молекулами води водневим зв'язком. Сильна дія аніонів може призвести до повного відриву протона від молекули Н 2 O – водневий зв'язок стає ковалентним. В результаті утворюється кислота або аніон типу HS, НСО 3 і т. п.

Взаємодія аніонів An‾ з протонами тим значніша, що більший заряд аніону і менше його радіус. Таким чином, інтенсивність взаємодії речовини з водою визначається силою поляризуючого впливу К n+ і Аn на молекули Н 2 O. Так, катіони елементів побічних підгруп і безпосередньо наступних за ними елементів піддаються більш інтенсивному гідролізу, ніж інші іони однакових з ними заряду і радіусу, оскільки ядра перших менш ефективно екрануються d-електронами.

Гідроліз - процес зворотний реакції нейтралізації.Якщо реакція нейтралізації процес екзотермічний та незворотній, то гідроліз – процес ендотермічний та оборотний.

Реакція нейтралізації:

2 KOH + H 2 SO 3 → K 2 SO 3 + 2 H 2 O

сильний слабкий сильний слабкий

2 OH‾ + H 2 SO 3 = SO 3 2- + 2 H 2 O

Реакція гідролізу:

K 2 SO 3 + H 2 O ↔ KOH + KHSO 3

SO 3 2- + HOH ↔ HSO 3 ‾ + OH‾

При гідролізі зміщується рівновага дисоціації води внаслідок зв'язування одного з її іонів (Н+ або ОН-) у слабкий електроліт солі. При зв'язуванні іонів Н + у розчині накопичуються іони ОН − , реакція середовища буде лужна, а при зв'язуванні іонів ОН − накопичуються іони Н + - середовище буде кисле.

Розрізняють чотири варіанти дії води на солі.

1. Якщо катіони та аніони мають невеликі заряди та великі розміри, то їх поляризуючий вплив на молекули води невеликий, тобто взаємодія солі з H 2 O практично не відбувається. Це відноситься до катіонів, гідроксиди яких є лугами (наприклад, K + і Са 2+) і до аніонів сильних кислот (наприклад, Сl і NО 3). Отже, солі, утворені сильною основою та сильною кислотою, гідролізу не піддаються. У цьому випадку рівновага дисоціації води

H 2 O ↔ H + + OH‾

у присутності іонів солі практично не порушується. Тому розчини таких солей нейтральні (pH ≈ 7).

2. Якщо сіль утворена катіоном сильної основи та аніоном слабкої кислоти(S 2- , CO 3 2- , CN і ін.), то відбувається гідроліз по аніону. Приклад - гідроліз солі СН3СООК. Іони солі СН 3 СОО - і К + взаємодіють з іонами Н + і ВІН - з води. При цьому ацетат-іони (СН 3 СОО -) зв'язуються з іонами водню (Н +) в молекули слабкого електроліту - оцтової кислоти (CH 3 COOH), а іони ВІН - накопичуються в розчині, повідомляючи йому лужну реакцію, оскільки іони К + не можуть зв'язати іони ВІН − (КІН є сильним електролітом), pH > 7 .

Молекулярне рівняння гідролізу:

СН 3 СООК + H 2 O ↔ КОН + СН 3 ООН

Повне іонне рівняння гідролізу:

К + + СН 3 СОО − + НОН ↔ K + + ВІН − + СН 3 СООН

скорочене іонне рівняння гідролізу:

СН 3 СОО − + НВІН ↔ ВІН - + СН 3 СООН

Гідроліз солі Na 2 Sпротікає східчасто. Сіль утворена сильною основою (NaOH) та слабкою двоосновною кислотою (H 2 S). У цьому випадку аніон солі S 2− зв'язує іони Н + води, в розчині накопичуються іони ОН − . Рівняння у скороченій іонній та молекулярній формі має вигляд:

I. S 2− + НВІН ↔ HS − + ВІН -

Na 2 S + Н 2 Про ↔ NaHS + NaOH

ІІ. HS − + НВІН ↔ H 2 S+ ВІН -

NaHS + Н 2 Про ↔ NaOH + H 2 S

Другий ступінь гідролізу практично не проходить за звичайних умов,оскільки, накопичуючись, іони ВІН – повідомляють розчину сильнолужну реакцію, що призводить до реакції нейтралізації, зсуву рівноваги вліво відповідно до принципу Ле Шательє. Тому гідроліз солей, утворених сильною основою та слабкою кислотою, пригнічується додаванням лугу.

Чим більший поляризуючий вплив аніонів, тим інтенсивніший гідроліз. Відповідно до закону дії мас це означає, що гідроліз протікає тим інтенсивніше, ніж слабкіша кислота.

3. Якщо сіль утворена катіоном слабкої основи та аніоном сильної кислоти, то відбувається гідроліз по катіону. Наприклад, це має місце при гідроліз солі NH 4 Cl (NH 4 ОH - слабка основа, НСl - сильна кислота). Відкинемо іон Сl − , оскільки він із катіоном води дає сильний електроліт, тоді рівняння гідролізу набуде наступного вигляду:

NH 4 + + Н ВІН ↔ NH 4 OH+ Н + (скорочене іонне рівняння)

NH 4 Cl + Н 2 Про ↔ NH 4 OH + НСl (молекулярне рівняння)

Зі скороченого рівняння видно, що іони ВІН - води зв'язуються в слабкий електроліт, іони Н + накопичуються в розчині і середовище стає кислим (pH< 7). Добавление кислоты к раствору (введение продукта реакции катионов H +) сдвигает равновесие влево.

Гідроліз солі, утвореної багатокислотною основою (наприклад, Zn(NO 3) 2) протікає ступінчасто по катіону слабкої основи.

I. Zn 2+ + Н ВІН ↔ ZnOH + + H + (скорочене іонне рівняння)

Zn(NO 3) 2 + Н 2 О ↔ ZnOHNO 3 + HNO 3 (молекулярне рівняння)

Іони ВІН зв'язуються в слабку основу ZnOH + , іони Н + накопичуються.

Другий ступінь гідролізу практично не відбувається за звичайних умов, так як в результаті накопичення іонів H + в розчині створюється сильнокисле середовище і рівновагу реакції гідролізу по 2-му ступені зміщено вліво:

ІІ. ZnOH + + Н ВІН ↔ Zn(OH) 2 + H + (скорочене іонне рівняння)

ZnOHNO 3 + Н 2 О ↔ Zn(OH) 2 + HNO 3 (молекулярне рівняння)

Очевидно, що слабкіша основа, тим повніше йде гідроліз.

4. Сіль, утворена катіоном слабкої основи та аніоном слабкої кислоти, піддається гідролізу по катіону та аніону.Прикладом служить процес гідролізу солі СН 3 СООNH 4 . Запишемо рівняння в іонній формі:

NH 4 + + CH 3 COO − + НОН ↔ NH 4 OH + СН 3 СООН

Гідроліз таких солей протікає дуже сильно, оскільки в результаті його утворюються і слабка основа і слабка кислота.

Реакція середовища у разі залежить від порівняльної сили основи і кислоти, тобто. від їх констант дисоціації (K Д):

якщо K Д (підстави) > K Д (кислоти), то pH > 7;

якщо K Д (підстави)< K Д (кислоты), то pH < 7.

У разі гідролізу CH 3 COONH 4:

K Д (NH 4 OH) = 1,8 · 10 -5; K Д (CH 3 COOH)=1,8·10 -5 ,

тому реакція водного розчину цієї солі буде майже нейтральною (pH ≈ 7).

Якщо основа і кислота, що утворюють сіль, є не лише слабкими електролітами, а й малорозчинними або нестійкими і розкладаються з утворенням летких продуктів, то в цьому випадку гідроліз солі протікає по всіх щаблях до кінця, тобто. до утворення слабкої важкорозчинної основи та слабкої кислоти. У цьому випадку йдеться про незворотний або повний гідроліз.

Саме повний гідроліз є причиною того, що водні розчини деяких солей приготувати не можна, наприклад, Сr 2 (CO 3) 3 , Al 2 S 3 та ін.

Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

Тому сульфід алюмінію не може існувати у вигляді водних розчинів, може бути отриманий тільки "сухим способом", наприклад, елементів при високій температурі:

2Al + 3S - t ° → Al 2 S 3 ,

і повинен зберігатись у герметичних судинах, що виключають попадання вологи.

Реакцією обміну у водному розчині такі сполуки не можна отримати. При взаємодії солей А1 3+ , Сr 3+ і Fe 3+ в розчині з сульфідами і карбонатами осад випадають не сульфіди і карбонати цих катіонів, а їх гідроксиди:

2AlCl 3 +3Na 2 S +6Н 2 Про → 3Н 2 S + 2Аl(ОН) 3 ↓ +6NaCl

2CrCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Сr(ОН) 3 ↓ + 3СO 2 + 6NaCl

У розглянутих прикладах відбувається взаємне посилення гідролізу двох солей (АlСl 3 і Na 2 S або СrСl 3 і Nа 2 3) і реакція йде до кінця, так як продукти реакції виділяються з розчину у вигляді осаду і газу.

Гідроліз солей часом може протікати дуже складно. (Прості рівняння реакції гідролізу в загальноприйнятому записі часто є умовними.) Продукти гідролізу можна встановити лише з аналітичного дослідження. Наприклад, продуктами гідролізу солей, що містять багатозарядні катіони, можуть бути поліядерні комплекси. Так, якщо в розчинах Hg 2+ містяться тільки одноядерні комплекси, то в розчинах Fe 3+ крім комплексів 2+ і + виявляється двоядерний комплекс 4+ ; у розчинах Ве 2+ в основному утворюються багатоядерні комплекси складу [Ве 3 (OH) 3 ] 3+ ; у розчинах Sn 2+ утворюються комплексні іони 2+, 2+, +; у розчинах Bi 3+ поряд з [ВіОН] 2+ знаходяться комплексні іони складу 6+ . Реакції гідролізу, що призводять до утворення поліядерних комплексів, можна наступним чином:

mM k+ + nH 2 О ↔ М m (ON) n (mk - n)+ + nН + ,

де m змінюється від 1 до 9, а n може приймати значення від 1 до 15. Такі реакції можливі для катіонів більш ніж 30 елементів. Встановлено, що кожному заряду іона здебільшого відповідає певна форма комплексу. Так, для іонів М 2+ характерна форма димерів 3+, для іонів М 3+ – 4+, а для М 4+ – форма 5+ і складніші, наприклад 8+.

При високих температурах і великих значеннях рН утворюються і оксокомплекси:

2MOH ↔ MOM + H 2 O або

Наприклад,

BiCl 3 + H 2 O Bi(OH) 2 Cl + 2HCl

Катіон Bi(OH) 2 + легко втрачає молекулу води, утворюючи катіон вісмутила ВiO + , який з хлорид-іоном дає білий кристалічний осад:

Bi(OH) 2 Cl ®BiOCl↓ + H 2 O.

Структурно поліядерні комплекси можна подати у вигляді октаедрів, з'єднаних між собою по вершині, ребру або грані за допомогою різних містків (О, ВІН та ін.).

Складний склад мають продукти гідролізу карбонатів низки металів. Так, при взаємодії розчинних солей Mg 2+ Cu 2+ Zn 2+ Рb 2+ з карбонатом натрію утворюються не середні карбонати, а менш розчинні гідроксокарбонати, наприклад Сu 2 (ВІН) 2 3 , Zn 5 (ВІН) 6 (З 3) 2 , Рb 3 (ВІН) 2 (З 3) 2 . Як приклад можна навести реакції:

5MgSO 4 + 5Na 2 CO 3 + Н 2 O → Мg 5 (ВІН) 2 (СО 3) 4 ↓ + 5Na 2 SO 4 + СO 2

2Cu(NO 3) 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O → Cu 2 (OH) 2 CO 3 ↓ + 4NaNO 3 + CO 2

Кількісно гідроліз характеризується ступенем гідролізу hта константою гідролізу К Р.

Ступінь гідролізу показує, яка частина солі, що міститься в розчині (С М), зазнала гідролізу (С Мгід) і розраховується як відношення:

h = СМ гід/СМ (100%).

Очевидно, що для оборотного процесу гідролізу h < 1 (<100%), а для необратимого гидролиза h= 1 (100%). Крім природи солі, ступінь гідролізу залежить від концентрації солі та температури розчину.

У розчинах з помірною концентрацією розчиненої речовини ступінь гідролізу при кімнатній температурі зазвичай невелика. Для солей, утворених сильною основою та сильною кислотою, вона практично дорівнює нулю; для солей, утворених слабкою основою та сильною кислотою або сильною основою та слабкою кислотою, вона становить ≈ 1%. Так, для 0,01 М розчину NH 4 Cl h= 0,01%; для 0,1 зв. розчину CH 3 COONH 4 h ≈ 0,5%.

Гідроліз - процес оборотний, тому до нього застосовний закон діючих мас.

Константа гідролізу є константою рівноваги процесу гідролізу, і за своїм фізичним змістом визначає ступінь незворотності гідролізу. Чим більше К Г, тим незворотніший гідроліз. До Р має своє вираження кожному за випадку гідролізу.

Виведемо вираз для константи гідролізу солі слабкої кислоти та сильної основи на прикладі NaCN:

NaCN + H 2 O ↔ NaOH + HCN;

Na + + CN - + H 2 O ↔ Na + + OH - + HCN;

CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -

Дорівн = / .

Має найбільшу величину, яка в ході реакції практично не змінюється, тому її можна умовно вважати незмінною. Тоді помноживши чисельник та знаменник на концентрацію протонів і ввівши постійну концентрацію води в константу, отримаємо:

Дорівн = K W / К Д (кисл) = K Г

оскільки / = 1/ До Д(кисл)

Оскільки K W величина постійна і дорівнює 10 -14 очевидно, що чим менше К Д слабкої кислоти, аніон якої входить до складу солі, тим більше K Г.

Аналогічно, для солі, що гідролізується по катіону (наприклад NH 4 Cl), отримаємо:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H + (скорочене рівняння гідролізу)

Дорівн = /

K Г = К рівн = K W / К Д (осн)

У цьому вся виразі чисельник і знаменник дробу помножили на . Очевидно, що чим менше До слабкої основи, катіон якого входить до складу солі, тим більше K Г.

Якщо сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою (на прикладі NH 4 CN), то скорочене рівняння гідролізу має вигляд:

NH 4 + + CN – + H 2 O ↔ NH 4 OH + HCN

Дорівн = / ,

У цьому виразі для К дорівнює чисельник і знаменник дробу множимо на ·, тому вираз для K Г набуває вигляду:

K Г = K W / (До Д(кислоти) До Д(осн)).

Як випливає з наведених виразів, константа гідролізу назад пропорційна константі дисоціації слабкого електроліту, що бере участь в утворенні солі (якщо в утворенні солі беруть участь два слабкі електроліти, то K Г назад пропорційна добутку їх констант дисоціації).

Розглянемо гідроліз багатозарядного іона. Візьмемо Na 2 CO3.

I. CO 3 2- + H 2 O « HCO 3 – + OH –

K Г (I) = / × ( / ) = K W / К Д (II) ,

тобто у вираз для константи гідролізу по першому ступені в знаменник входить друга константа дисоціації, і для другого ступеня гідролізу

HCO 3 – + H 2 O « H 2 CO 3 + OH –

K Г (II) = / × ( / ) = K W / К Д (I)

K Д (I) = 4×10 -7 K Д (II) = 2.5×10 -8

K Р (II) = 5.6×10 -11 K Р (I) = 1.8×10 -4

Таким чином, K Г(I) >> K Г(II) константа, а отже, і ступінь першої стадії гідролізу набагато більше наступних.

Ступінь гідролізує величиною аналогічного ступеня дисоціації. Взаємозв'язок ступеня та константи гідролізу аналогічна такої для ступеня та константи дисоціації.

Якщо в загальному випадку вихідну концентрацію аніону слабкої кислоти позначити через С (моль/л), то С h(моль/л) – концентрація тієї частини аніону A – , яка зазнала гідролізу і утворилося С h(моль/л) слабкої кислоти HA і С h(моль/л) гідроксидних груп.

A – + H 2 O ↔ HA + OH – ,

З про -С про hЗ hЗ h

тоді K Г = / = С про hВ· З про h/ (З про -С про h) = С про h 2 / (1-h).

При h << 1 K Г = С о h 2 h= √К Д/С о.

Дуже схоже на закон розведення Оствальда.

З h, Отримаємо:

K Г = С hВ· З про h/Со = 2/Со, звідки

= √К Г ·З о.

Аналогічно можна показати, що при гідролізі по катіону

= √К Г ·З о.

Таким чином, здатність солей піддаватися гідролізу залежить від двох факторів:

властивостей іонів, що утворюють сіль;

зовнішні фактори.

Як зрушити рівновагу гідролізу?

1) Додавання однойменних іонів. Оскільки при оборотному гідролізі встановлюється динамічна рівновага, то відповідно до закону дії мас рівновагу можна змістити в ту чи іншу сторону введенням розчин кислоти або основи. Введення кислоти (катіонів Н +) пригнічує гідроліз по катіону, додавання лугу (аніонів OH -) пригнічує гідроліз по аніону. Цим часто користуються посилення чи придушення процесу гідролізу.

2) З формули для hвидно що розведення сприяє гідролізу. Зростання ступеня гідролізу карбонату натрію

Na 2 CO 3 + НОН ↔ NaHCO 3 + NaOH

при розведенні розчину ілюструє рис. 20.

Рис. 20. Залежність ступеня гідролізу Na2CO3 від розведення при 20°С

3) Підвищення температури сприяє гідролізу. Константа дисоціації води збільшується при підвищенні температури більшою мірою, ніж константи дисоціації продуктів гідролізу - слабких кислот та основ, тому при нагріванні ступінь гідролізу зростає. До цього висновку легко дійти й інакше: оскільки реакція нейтралізації екзотермічна (DH = -56 кДж/моль), то гідроліз, будучи протилежним їй процесом, ендотермічний, тому відповідно до принципу Ле Шательє нагрівання викликає посилення гідролізу. Рис. 21 ілюструє вплив температури на гідроліз хлориду хрому (III)

СrСl 3 + НОН ↔ CrOHCl 2 + НСl

Рис. 21. Залежність ступеня гідролізу СrСl 3 від температури

У хімічній практиці дуже поширений гідроліз катіону солей, утворених багатозарядним катіоном і однозарядним аніоном, наприклад АlС1 3 . У розчинах цих солей менш дисоційована сполука утворюється в результаті приєднання одного гідроксиду-іону до іону металу. Враховуючи, що іон Аl 3+ у розчині гідратований, першу стадію гідролізу можна виразити рівнянням

3+ + HOH ↔ 2+ + H 3 O +

При нормальній температурі гідроліз солей багатозарядних катіонів практично обмежується цією стадією. При нагріванні відбувається гідроліз по другому ступені:

2+ + HOH ↔ + + H 3 O +

Таким чином, кисла реакція водного розчину солі пояснюється тим, що гідратований катіон втрачає протон і аквагрупа Н 2 O перетворюється на гідроксогрупу ВІН. У розглянутому процесі можуть утворитися і складніші комплекси, наприклад 3+, а також комплексні іони виду 3- і [АlO 2 (ОН) 2] 3- . Вміст різних продуктів гідролізу залежить від умов проведення реакції (концентрація розчину, температура, наявність інших речовин). Має значення також тривалість перебігу процесу, оскільки рівновага при гідролізі солей багатозарядних катіонів зазвичай досягається повільно.

Гідроліз-обмінна реакція солі з водою ( сольволіводом ).При цьому вихідна речовина руйнується водою, з утворенням нових речовин.

Оскільки гідроліз є реакцією іонного обміну, його рушійною силою є утворення слабкого електроліту (випадання осаду чи(и)виділення газу). Важливо пам'ятати, що реакція гідролізу є реакцією оборотною(у більшості випадків), але також існує незворотний гідроліз(протікає до кінця, вихідної речовини в розчині не буде). Гідроліз-процес ендотермічний (при підвищенні температури зростає і швидкість гідролізу, і вихід продуктів гідролізу).

Як видно з визначення, що гідроліз обмінна реакція, можна припустити, що до металу йде OH - група (+ можливий кислотний залишок, якщо утворюється основна сіль (при гідролізі солі, утвореної сильною кислотою і слабкою багатокислотною основою)), а до кислотного залишку йде протон водню H + (+ можливий іон металу та іон водню, з утворенням кислої солі, якщо гідролізується сіль, утворена слабкою багатоосновною кислотою).

Існує 4 типи гідролізу:

1. Сіль, утворена сильною основою та сильною кислотою. Оскільки вже було зазначено вище гідроліз- реакція іонного обміну, і вона протікає лише у разі утворення слабкого електроліту. Як описаної вище, до металу йде OH - група, а до залишку кислотного йде протон водню H + , але ні сильна основа, ні сильна кислота не є слабкими електролітами, отже гідроліз в даному випадку не йде:

NaCl+HOH≠NaOH+HCl

Реакція середовища близька до нейтрального: pH 7

2. Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою. Як зазначено вище: до металу йде OH - група, а до залишку кислотного йде протон водню H +. Наприклад:

NH 4 Cl+HOH↔NH 4 OH+HCl

NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -

NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +

Як видно з прикладу-гідроліз йде по катіону, реакція середовища -кисла pH < 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:

FeCl 2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl

Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -

Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +

3. Сіль утворена слабкою кислотою та сильною основою. Як зазначено вище: до металу йде OH - група, а до кислотного залишку йде протон водню H + Наприклад:

CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH

СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -

СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -

Гідроліз йде по аніону, реакція середовища-лужна, pH >7.При написанні рівнянь гідролізу солі, утвореної слабкої многоосновной кислотою і сильною основою, у правій частині слід писати утворення кислої солі, гідроліз йде по 1 ступеню. Наприклад:

Na 2 CO 3 +HOH↔NaOH+NaHCO 3

2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -

CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -

4. Сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою. Це єдиний випадок, коли гідроліз йде до кінця, є незворотним (до повного витрачання вихідної солі).

СH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH

Це єдиний випадок, коли гідроліз іде остаточно. Гідроліз йде і по аніону, і по катіону, реакцію середовища передбачити складно, але воно близьке до нейтрального: pH ≈7.

Також існує константа гідролізу, розглянемо її на прикладі ацетатного іона, позначивши його Ac - . Як видно з прикладів вище оцтова кислота є слабкою кислотою, а, отже, її солі гідролізуються за схемою:

Ac - +HOH↔HAc+OH -

Знайдемо константу рівноваги для цієї системи:

Знаючи іонний добуток води, ми можемо через нього виразити концентрацію [ OH ] - ,

Підставляючи цей вираз у рівняння для константи гідролізу, ми отримуємо:

Підставляючи константу іонізації води в рівняння, ми отримуємо:

Але константа дисоціації кислоти (на прикладі хлороводневої кислоти) дорівнює:

Де являє собою гідратований протон водню: . Аналогічно і оцтової кислоти, як у прикладі. Підставляючи значення для константи дисоціації кислоти рівняння константи гідролізу, ми отримуємо:

Як випливає з прикладу, якщо сіль утворена слабкою основою, то в знаменнику стоятиме константа дисоціації основи, що обчислюється за тією самою ознакою, що і константа дисоціації кислоти. Якщо сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою, то у знаменнику стоятиме твір констант дисоціацій кислоти та основи.

Ступінь гідролізу.

Також є ще одна величина, що характеризує гідроліз- ступінь гідролізу-α.Яка дорівнює відношення кількості (концентрації) солі, що піддається гідролізу, до загальної кількості (концентрації) розчиненої соліСтупінь гідролізу залежить від концентрації солі, температури розчину. Вона збільшується при розведенні розчину солі та при збільшенні температури розчину. Нагадаємо, що більше розведений розчин, тим менша молярна концентрація вихідної солі; а ступінь гідролізу зростає при підвищенні температури, так як гідроліз-процес ендотермічний, як було зазначено вище.

Ступінь гідролізу солі тим вищий, чим слабша кислота або основа, що її утворюють. Як випливає з рівняння ступеня гідролізу та типів гідролізу: при незворотному гідролізіα≈1.

Ступінь гідролізу та константа гідролізу взаємопов'язані через рівняння Оствальда (Вільгельм Фрідріх Оствальд-закон розведення Оствальда, виведений у 1888року). Закон розведення показує, що ступінь дисоціації електроліту залежить від його концентрації та константи дисоціації. Приймемо початкову концентрацію речовини заC 0 а продисоціюючу частину речовини- заγ, нагадаємо, схему дисоціації речовини в розчині:

AB↔A + +B -

Тоді закон Оствальда можна висловити так:

Нагадаємо, що рівняння стоять концентрації в момент рівноваги. Але якщо речовина малодисоціююча, то (1-γ)→1, що наводить рівняння Оствальда у вигляд: K д = γ 2 C 0 .

Аналогічно пов'язана ступінь гідролізу з його константою:

У переважній більшості випадків використовується ця формула. Але при необхідності можна виразити ступінь гідролізу через таку формулу:

Особливі випадки гідролізу:

1) Гідроліз гідридів (з'єднань водню з елементами (тут ми розглянемо тільки метали 1 і 2 груп і метам), де водень виявляє ступінь окислення -1):

NaH+HOH→NaOH+H 2

CaH 2 +2HOH→ Ca(OH) 2 +2H 2

CH 4 +HOH→CO+3H 2

Реакція з метаном-один із промислових способів отримання водню.

2) Гідроліз пероксиду.Пероксиди лужних та лужноземельних металів розкладаються водою, з утворенням відповідного гідроксиду та пероксиду водню (або кисню):

Na 2 O 2 +2 H 2 O →2 NaOH + H 2 O 2

Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH+O 2

3) Гідроліз нітридів.

Ca 3 N 2 +6HOH→3Ca(OH) 2 +2NH 3

4) Гідроліз фосфідів.

K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3

Газ, що виділяється PH 3 -фосфін, дуже отруйний, вражає нервову систему. Також здатний до самозаймання при контакті з киснем. Гуляли колись уночі по болоту чи ходили повз цвинтарі? Бачили рідкісні сплески вогнів-«блукаючі вогні», з'являються, оскільки горить фосфін.

5) Гідроліз карбідів. Тут будуть наведені дві реакції, що мають практичне застосування, так як з їх допомогою виходять 1 члени гомологічного ряду алканів (реакція 1) та алкінів (реакція 2):

Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (реакція 1)

СaC 2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (реакція 2, продукт – ацителен, UPA З етин)

6) Гідроліз силіцидів. В результаті цієї реакції утворюється 1 представник гомологічного ряду силанів (загалом їх 8) SiH 4 - мономерний ковалентний гідрид.

Mg 2 Si+4HOH→2Mg(OH) 2 +SiH 4

7) Гідроліз галогенідів фосфору. Тут будуть розглянуті хлориди фосфору 3 і 5, які є хлорангідридами фосфористої та фосфорної кислот відповідно:

PCl 3 +3H 2 O=H 3 PO 3 +3HCl

PCl 5 +4H 2 O=H 3 PO 4 +5HCl

8) Гідроліз органічних речовин. Жири гідролізуються, з утворенням гліцерину (C 3 H 5 (OH) 3) і карбонової кислоти (приклад граничної карбонової кислоти)

Складні ефіри:

СH 3 COOCH 3 +H 2 O↔CH 3 COOH+CH 3 OH

Алкоголята:

C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH

Живі організми здійснюють гідроліз різних органічних речовин під час реакцій.катаболізму за участю ферментів. Наприклад, у ході гідролізу за участю травних ферментівбілки розщеплюються на амінокислоти, жири – на гліцерин та жирні кислоти, полісахариди – на моносахариди (наприклад, на глюкозу).

При гідролізі жирів у присутності лугів одержують мило; гідроліз жирів у присутностікаталізаторів застосовується для отриманнягліцину та жирних кислот.

Завдання

1) Ступінь дисоціації а оцтової кислоти в 0,1 М розчині при 18 ° С дорівнює 1,4 · 10 -2. Розрахуйте константу дисоціації кислоти До буд.(підказка-використовуйте рівняння Оствальда.)

2) Яку масу гідриду кальцію потрібно розчинити у воді, щоб газом, що виділився, відновити до заліза 6,96г оксиду заліза( II, III)?

3) Напишіть рівняння реакції Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O

4) Розрахуйте ступінь, константу гідролізу солі Na 2 SO 3 для концентрації См = 0,03 М, враховуючи лише 1-й ступінь гідролізу. (Константу дисоціації сірчистої кислоти прийняти рівною 6,3∙10 -8)

Рішення:

a) Підставимо дані завдання до закону розведення Оствальда:

b) K д = · [C] = (1,4 · 10 -2) · 0,1 / (1 - 0,014) = 1,99 · 10 -5

Відповідь.До д = 1,99 · 10 -5.

c) Fe 3 O 4 +4H 2 →4H 2 O+3Fe

CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2

Знаходимо кількість молей оксиду заліза (II, III), воно дорівнює відношенню маси даної речовини до його молярної маси, отримуємо 0,03 (моль). За УХР знаходимо, що молі гідриду кальцію дорівнюють 0,06 (моль). дорівнює 2,52 (грама).

Відповідь: 2,52 (грама).

d) Fe 2 (SO 4) 3 +3Na 2 CO 3 +3H 2 O→3CO2+2Fe(OH) 3 ↓+3Na 2 SO 4

e) Сульфіт натрію піддається гідролізу по аніону, реакція середовища розчину лужної солі (рН > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
Константа гідролізу (рівняння дивіться вище) дорівнює: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 = 1,58 * 10 -7
Ступінь гідролізу розраховується за формулою α 2 /(1 - α) = До h /С 0 .
Отже, α = (До h /С 0) 1/2 = (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1 / 2 = 2,3 * 10 -3

Відповідь: K h = 1,58 * 10 -7; α = 2,3 * 10 -3

Редактор: Харламова Галина Миколаївна

Хімія, як і більшість точних наук, що вимагають багато уваги та твердих знань, ніколи не була улюбленою дисципліною школярів. А дарма, адже з її допомогою можна зрозуміти безліч процесів, що відбуваються довкола та всередині людини. Взяти, наприклад, реакцію гідролізу: на перший погляд здається, що вона має значення лише для вчених-хіміків, але насправді без неї жоден організм не міг би повноцінно функціонувати. Давайте дізнаємося про особливості даного процесу, а також про його практичне значення для людства.

Реакція гідролізу: що таке?

Даним словосполученням називається специфічна реакція обмінного розкладання між водою і розчиняється в ній речовиною з утворенням нових сполук. Гідроліз можна назвати сольволізом у воді.

Даний хімічний термін утворений від 2 грецьких слів: «вода» та «розкладання».

Продукти гідролізу

Реакція, що розглядається, може відбуватися при взаємодії Н 2 Про як з органічними, так і неорганічними речовинами. Її результат безпосередньо залежить від того, з чим контактувала вода, а також чи використовувалися при цьому додаткові речовини-каталізатори, чи змінювалася температура та тиск.

Наприклад, реакція гідролізу солі сприяє утворенню кислот та лугів. А якщо йдеться про органічні речовини, виходять інші продукти. Водний сольволіз жирів сприяє виникненню гліцерину та вищих жирних кислот. Якщо процес відбувається з білками, у результаті утворюються різні амінокислоти. Вуглеводи (полісахариди) розкладаються на моносахариди.

У тілі людини, нездатному повноцінно засвоювати білки та вуглеводи, реакція гідролізу «спрощує» їх до речовин, які організм може перетравити. Отже, сольволіз у воді відіграє важливу роль у нормальному функціонуванні кожної біологічної особини.

Гідроліз солей

Дізнавшись, гідролізу, варто ознайомитися з її перебігом у речовинах неорганічного походження, а саме солях.

Особливостями даного процесу є те, що при взаємодії цих сполук з водою іони слабкого електроліту у складі солі від'єднуються від неї та утворюють з Н 2 Про нові речовини. Це може бути або кислота, або і те, й інше. Внаслідок цього відбувається зміщення рівноваги дисоціації води.

Оборотний і незворотний гідроліз

У наведеному вище прикладі в останньому можна помітити замість однієї стрілки дві, причому обидві направлені в різні боки. Що це означає? Цей знак сигналізує у тому, що реакція гідролізу має оборотний характер. Насправді це означає, що, взаємодіючи з водою, взята речовина одночасно як розкладається на складові (які дозволяють виникати новим сполукам), а й утворюється знову.

Однак не всякий гідроліз має оборотний характер, інакше він не мав би сенсу, оскільки нові речовини були б нестабільні.

Існує ряд факторів, які можуть сприяти тому, щоб подібна реакція стала незворотною:

Температура. Від того, підвищується вона або знижується, залежить те, в яку сторону зміщується рівновага в реакції, що відбувається. Якщо вона стає вищою, відбувається зміщення до ендотермічної реакції. Якщо ж навпаки, температура знижується, перевага виявляється за екзотермічної реакції.
Тиск. Це ще одна термодинамічна величина, що активно впливає на іонний гідроліз. Якщо воно підвищується, хімічна рівновага виявляється зміщена у бік реакції, яку супроводжує зменшення загальної кількості газів. Якщо знижується, навпаки.
Висока чи низька концентрація речовин, що беруть участь у реакції, а також наявність додаткових каталізаторів.

Види реакцій гідролізу в сольових розчинах

По аніону (іон із негативним зарядом). Сольволіз у воді солей кислот слабких та сильних основ. Така реакція через властивості взаємодіючих речовин має оборотний характер.

Ступінь гідролізу

Вивчаючи особливості гідролізу в солях, варто звернути увагу на таке явище як його ступінь. За цим словом мається на увазі співвідношення солей (які вже вступили в реакцію розкладання з Н 2 О) до загальної кількості речовини, що міститься в розчині.

Чим слабше кислоти або основи, що бере участь у гідролізі, тим вищий його ступінь. Вона вимірюється в межах 0-100% і визначається за формулою, поданою нижче.

N - число молекул речовини, що пройшли гідроліз, а N 0 - загальна їх кількість у розчині.

Найчастіше ступінь водного сольволізу в солях невелика. Наприклад, у розчині ацетату натрію 1%-м вона становить лише 0,01% (при температурі 20 градусів).

Гідроліз у речовинах органічного походження

Досліджуваний процес може відбуватися і в органічних хімічних сполуках.

Практично у всіх живих організмах відбувається гідроліз як частина енергетичного обміну (катаболізму). З його допомогою розщеплюються білки, жири і вуглеводи на речовини, що легко засвоюються. При цьому часто сама вода рідко виявляється в змозі запустити процес сольволізу, тому організмам доводиться використовувати різні ферменти як каталізатори.

Якщо ж йдеться про хімічну реакцію з органічними речовинами, спрямовану на отримання нових речовин в умовах лабораторії або виробництва, то для прискорення та поліпшення його в розчин додають сильні кислоти або луги.

Гідроліз у тригліцеридах (тріацилгліцеринах)

Цим терміном, що складно вимовляється, називаються жирні кислоти, які більшості з нас відомі як жири.

Вони бувають як тваринного, і рослинного походження. Проте всім відомо, що вода не здатна розчиняти подібні речовини, як відбувається гідроліз жирів?

Розглянута реакція називається омилення жирів. Це водний сольволіз триацилгліцеринів під впливом ферментів у лужному чи кислотному середовищі. Залежно від неї, виділяється лужний гідроліз та кислотний.

У першому випадку в результаті реакції утворюються солі вищих жирних кислот (відоміші всім як мила). Таким чином, NaOH виходить звичайне тверде мило, а з КОН - рідке. Так що лужний гідроліз у тригліцеридах – це процес утворення миючих засобів. Його можна вільно проводити в жирах як рослинного, так і тваринного походження.

Реакція, що розглядається, є причиною того, що мило досить погано стирає в жорсткій воді і взагалі не милиться в солоній. Справа в тому, що жорсткою називається Н 2 О, в якій міститься надлишок іонів кальцію і магнію. А мило, потрапивши у воду, знову піддається гідролізу, розпадаючись на іони натрію та вуглеводневий залишок. В результаті взаємодії цих речовин у воді утворюються нерозчинні солі, які виглядають як білі пластівці. Щоб цього не сталося, у воду додається гідрокарбонат натрію NaHCO 3 більш відомий як харчова сода. Ця речовина збільшує лужність розчину і цим допомагає милу виконувати свої функції. До речі, щоб уникнути подібних неприємностей, у сучасній промисловості виготовляють синтетичні миючі засоби з інших речовин, наприклад, із солей складних ефірів вищих спиртів та сірчаної кислоти. В їх молекулах міститься від дванадцяти до чотирнадцяти вуглецевих атомів, завдяки чому вони не втрачають своїх властивостей у солоній чи твердій воді.

Якщо середовище, в якому відбувається реакція, кисле, такий процес називається кислотним гідролізом триацилгліцеринів. В даному випадку під дією певної кислоти речовини еволюціонують до гліцерину та карбонових кислот.

Гідроліз жирів має ще один варіант – це гідрогенізація триацилгліцеринів. Цей процес використовується в деяких видах очищення, наприклад, при видаленні слідів ацетилену з етилену або кисневих домішок з різних систем.

Гідроліз вуглеводів

Розглянуті речовини є одними з найважливіших складових їжі людини і тварин. Однак сахароза, лактоза, мальтоза, крохмаль та глікоген у чистому вигляді організм не здатний засвоїти. Тому, як і у разі жирами, ці вуглеводи розщеплюються на засвоювані елементи з допомогою реакції гідролізу.

Також водний сольволіз вуглеців активно застосовується у промисловості. З крохмалю, внаслідок аналізованої реакції з Н 2 Про, добувають глюкозу та патоку, які входять до складу практично всіх солодощів.

Ще один полісахарид, який активно використовується в промисловості для виготовлення багатьох корисних речовин та продуктів, – це целюлоза. З неї добувають технічний гліцерин, етиленгліколь, сорбіт і добре відомий усім етиловий спирт.

Гідроліз целюлози відбувається при тривалому впливі високої температури та наявності мінеральних кислот. Кінцевим продуктом цієї реакції є, як і у випадку з крохмалем, глюкоза. При цьому варто враховувати, що гідроліз целюлози проходить складніше, ніж у крохмалю, оскільки цей полісахарид стійкіший до дії мінеральних кислот. Однак оскільки целюлоза є головною складовою клітинних оболонок всіх вищих рослин, сировина, що її містить, коштує дешевше, ніж для крохмалю. При цьому целюлозну глюкозу більше використовують для технічних потреб, тоді як продукт гідролізу крохмалю вважається найкращим для харчування.

Гідроліз білків

Білки – це основний будівельний матеріал для клітин усіх живих організмів. Вони складаються з численних амінокислот і є важливим продуктом для нормального функціонування організму. Однак, будучи високомолекулярними сполуками, вони можуть погано засвоюватися. Щоб спростити це завдання, відбувається їх гідроліз.

Як і у випадку з іншими органічними речовинами, ця реакція руйнує білки до низькомолекулярних продуктів, які легко засвоюються організмом.

Процес утворення слабодисоційованих сполук із зміною водневого показника середовища при взаємодії води та солі називається гідролізом.

Гідроліз солей відбувається у разі зв'язування одного іона води з утворенням важкорозчинних або слабодисоційованих сполук за рахунок усунення рівноваги дисоціації. Здебільшого цей процес є оборотним і при розведенні чи збільшенні температури посилюється.

Щоб дізнатися, які солі піддаються гідролізу, необхідно знати, які за силою при її утворенні використовувалися основи та кислоти. Існує кілька видів їх взаємодій.

Одержання солі з основи та кислоти слабкої сили

Прикладами можуть служити сульфід алюмінію та хрому, а також ускуснокислий амоній і карбонат амонію. Дані солі при розчиненні у воді утворюють основи та слабодисоціюючі кислоти. Щоб простежити оборотність процесу, необхідно скласти рівняння реакції гідролізу солей:

Амоній оцтовокислий + вода ↔ аміак + оцтова кислота

В іонному вигляді процес виглядає як:

CH 3 COO- + NH 4 + + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.

У наведеній вище реакції гідролізації утворюються аміак і оцтова кислота, тобто слабодисоціюючі речовини.

Водневий показник водних розчинів (рН) залежить від відносної сили, тобто констант дисоціації продуктів реакції. Наведена вище реакція буде слаболужною, так як постійна розпаду оцтової кислоти менша за константу гідроксиду амонію, тобто 1,75 ∙ 10 - 5 менше, ніж 6,3 ∙ 10 -5 . Якщо основи та кислоти видаляються з розчину, тоді процес відбувається до кінця.

Розглянемо приклад незворотного гідролізу:

Сульфат алюмінію + вода = гідроксид алюмінію + сірководень

У цьому випадку процес необоротний, тому що один із продуктів реакції видаляється, тобто випадає в осад.

Гідроліз сполук, отриманих взаємодією слабкої основи із сильною кислотою

Цей тип гідролізу описують реакції розкладання сульфату алюмінію, хлориду чи броміду міді, і навіть хлориду заліза чи амонію. Розглянемо реакцію хлориду заліза, яка протікає у дві стадії:

Стадія перша:

Хлорид заліза + вода ↔ гідроксохлорид заліза + соляна кислота

Іонне рівняння гідролізу солей хлориду заліза набуває вигляду:

Fe 2+ + Н 2 Про + 2Cl - ↔ Fe(OH) + + Н + + 2Cl -

Друга стадія гідролізу:

Fe(OH)+ + Н 2 Про + Cl - ↔ Fe(OH) 2 + Н + + Cl -

Через дефіцит іонів гідроксогрупи та накопичення іонів водню гідроліз FeCl 2 протікає по першій стадії. Утворюється сильна соляна кислота та слабка основа – гідроксид заліза. У разі подібних реакцій середовище виходить кислим.

Солі, що не гідролізуються, отримані шляхом взаємодії сильних основ і кислот

Прикладом таких солей можуть бути хлориди кальцію або натрію, сульфат калію та бромід рубідії. Однак наведені речовини не гідролізуються, тому що при розчиненні у воді мають нейтральне середовище. Єдиною малодисоціюючою речовиною в цьому випадку є вода. Для підтвердження цього твердження можна скласти рівняння гідролізу солей хлориду натрію з утворенням соляної кислоти і гідроксиду натрію:

NaCl + Н 2 Про ↔ NaOH + HCl

Реакція в іонному вигляді:

Na + + Cl - + Н 2 О↔ Na + + ВІН - + Н + + Cl -

Н 2 О ↔ Н + + ВІН -

Солі як продукт реакції сильної лугу та кислоти слабкої сили

У разі гідроліз солей протікає по аніону, що відповідає лужному середовищі водневого показника. Як приклади можна назвати ацетат, сульфат і карбонат натрію, силікат і сульфат калію, а також натрієву сіль синильної кислоти. Наприклад, складемо іонно-молекулярні рівняння гідролізу солей сульфіду та ацетату натрію:

Дисоціація сульфіду натрію:

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

Перша стадія гідролізу багатоосновної солі відбувається по катіону:

Na 2 S + Н 2 Про ↔ NaH S + NaOH

Запис в іонному вигляді:

S 2- + Н 2 Про ↔ HS - + ВІН -

Другий ступінь здійсненний у разі підвищення температури реакції:

HS - + Н 2 Про ↔ H 2 S + ВІН -

Розглянемо ще одну реакцію гідролізу на прикладі оцтовокислого натрію:

Натрій оцтовокислий + вода оцтова кислота + їдкий натр.

В іонному вигляді:

CH 3 COO - + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + ВІН -

Внаслідок реакції утворюється слабка оцтова кислота. В обох випадках реакції матимуть лужне середовище.

Рівновага реакції за принципом Ле-Шательє

Гідроліз, як та інші хімічні реакції, буває оборотним і необоротним. У разі оборотних реакцій один із реагентів витрачається не весь, тоді як незворотні процеси протікають з повною витратою речовини. Це пов'язано зі зміщенням рівноваги реакцій, що ґрунтується на зміні фізичних характеристик, таких як тиск, температура та масова частка реагентів.

Згідно з поняттям принципу Ле-Шательє, система вважатиметься рівноважною доти, доки на неї не буде змінено одну або кілька зовнішніх умов протікання процесу. Наприклад, при зменшенні концентрації однієї з речовин рівновага системи поступово почне зміщуватися у бік утворення цього реагенту. Гідроліз солей також має здатність підкорятися принципу Ле-Шательє, за допомогою якого можна послабити або посилити перебіг процесу.

Посилення гідролізу

Гідроліз можна посилити до повної незворотності кількома способами:

Підвищити швидкість утворення іонів ОН- та Н+. Для цього розчин нагрівають, і за рахунок збільшення поглинання теплоти водою, тобто ендотермічної дисоціації, цей показник підвищується.
Додати води.
Перевести один із продуктів в газоподібний стан або зв'язати в важко розчинну речовину.

Пригнічення гідролізу

Придушити процес гідролізації, як і і посилити, можна кількома способами.

Ввести в розчин одну з речовин, що утворюються в процесі. Наприклад, підлужувати розчин, якщо рН˃7, або навпаки підкислювати, де реакційне середовище менше 7 за водневим показником.

Взаємне посилення гідролізу

Взаємне посилення гідролізації застосовується у тому випадку, якщо система стала рівноважною. Розберемо конкретний приклад, де системи у різних судинах стали рівноважними:

Al 3+ + Н 2 Про ↔ AlOH 2+ + Н +

СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ВІН -

Обидві системи мало гідролізовані, тому, якщо змішати їх одна з одною, відбудеться зв'язування гідроксоїнів та водних іонів. В результаті отримаємо молекулярне рівняння гідролізу солей:

Хлорид алюмінію + карбонат натрію + вода = хлорид натрію + гідроксид алюмінію + діоксид вуглецю.

По принципу Ле-Шательє рівновага системи перейде в бік продуктів реакції, а гідроліз пройде до кінця з утворенням гідроксиду алюмінію, що випав в осад. Таке посилення процесу можливе лише в тому випадку, якщо одна з реакцій протікає аніоном, а інша катіоном.

Гідроліз по аніону

Гідроліз водяних розчинів солей здійснюється за рахунок з'єднання їх іонів з молекулами води. Один із способів гідролізації проводиться по аніону, тобто додавання водного іона Н + .

Здебільшого цього способу гідролізу схильні до солі, які утворюються за допомогою взаємодії сильного гідроксиду і слабкої кислоти. Прикладом солей, що розкладаються по аніону, може бути сульфат або сульфіт натрію, а також карбонат або фосфат калію. Водневий показник при цьому понад сім. Як приклад розберемо дисоціацію натрію оцтовокислого:

У розчині ця сполука поділяється на катіон - Na + і аніон - СН 3 СОО - .

Катіон дисоційованого натрію оцтовокислого, утворений сильною основою, не може вступити в реакцію з водою.

При цьому аніони кислоти легко реагують з молекулами Н 2 Про:

СН 3 СОО - + НОН = СН 3 СООН + ВІН -

Отже, гідролізація здійснюється за аніоном, і рівняння набуває вигляду:

CH3COONa + НОН = СН 3 СООН + NaOH

Якщо гідролізу піддаються багатоосновні кислоти, процес відбувається в кілька стадій. У нормальних умовах подібні речовини гідролізуються на першій стадії.

Гідроліз по катіону

Катіонному гідролізу в основному схильні до солі, утворені шляхом взаємодії сильної кислоти і підстави малої сили. Прикладом є бромід амонію, нітрат міді, а також хлорид цинку. При цьому середовище в розчині при гідролізації відповідає менше семи. Розглянемо процес гідролізу по катіону на прикладі хлориду алюмінію:

У водному розчині він дисоціює на аніон - 3Cl - і катіон - Al 3+.

Іони сильної хлороводневої кислоти не взаємодіють із водою.

Іони (катіони) основи, навпаки, схильні до гідролізу:

Al 3+ + НОН = AlOH 2+ + Н +

У молекулярному вигляді гідролізація хлориду алюмінію виглядає так:

AlCl3 + Н 2 О = AlOHCl + HCl

При нормальних умовах переважно нехтувати гідролізацією по другому та третьому щаблі.

Ступінь дисоціації

Будь-яка реакція гідролізу солей характеризується ступенем дисоціації, яка показує відношення між загальним числом молекул та молекулами, здатними переходити в іонний стан. Ступінь дисоціації характеризується кількома показниками:

Температура, за якої здійснюється гідроліз.
Концентрація розчину, що дисоціюється.
Походження розчинної солі.
Природа розчинника.

За ступенем дисоціації всі розчини поділяються на сильні та слабкі електроліти, які, у свою чергу, при розчиненні у різних розчинниках виявляють різний ступінь.

Константа дисоціації

Кількісним показником можливості речовини розпадатися на іони є константа дисоціації, також називається константою рівноваги. Говорячи простою мовою, постійна рівновага є відношення електролітів, що розклалися на іони, до непродісоційованих молекул.

На відміну від ступеня дисоціації цей параметр не залежить від зовнішніх умов і концентрації сольового розчину в процесі гідролізації. При дисоціації багатоосновних кислот ступінь дисоціації на кожному щаблі стає значно меншим.

Показник кислотно-основних властивостей розчинів

Водневий показник або рН - міра визначення кислотно-основних властивостей розчину. Вода в обмеженій кількості дисоціює на іони та є слабким електролітом. При розрахунку водневого показника використовують формулу, яка є негативним десятковим логарифмом скупчення водневих іонів у розчинах:

рН = -lg [Н + ]

Для лужного середовища цей показник дорівнюватиме більше семи. Наприклад, [Н + ] = 10 -8 моль/л, тоді рН = -lg = 8, тобто рН 7.
Для кислого середовища, навпаки, водневий показник має бути меншим за сім. Наприклад, [Н + ] = 10 -4 моль/л, тоді рН = -lg = 4, тобто рН 7.
Для нейтрального середовища рН = 7.

Найчастіше визначення рН-растворов використовують експрес-метод по індикаторах, які, залежно від рН, змінюють свій колір. Для більш точного визначення користуються іономерами та рН-метрами.

Кількісні характеристики гідролізу

Гідроліз солей, як і будь-який інший хімічний процес, має ряд характеристик, відповідно до яких перебіг процесу стає можливим. До найбільш значних кількісних характеристик відноситься константа та ступінь гідролізу. Зупинимося докладніше кожному з них.

Ступінь гідролізу

Щоб дізнатися, які солі піддаються гідролізу і в якій кількості використовують кількісний показник - ступінь гідролізу, який характеризує повноту протікання гідролізу. Ступенем гідролізу називають частину речовини від загальної кількості молекул, здатної до гідролізації, записується у відсотковому співвідношенні:

h = n/N∙ 100%,

де ступінь гідролізу – h;

кількість частинок солі, підданих гідролізації - n;

загальна сума молекул солі, що у реакції - N.

До факторів, що впливають на ступінь гідролізації, належать:

постійна гідролізація;
температура, у разі підвищення якої ступінь зростає з допомогою посилення взаємодії іонів;
концентрація солі у розчині.

Константа гідролізу

Вона є другою за значимістю кількісною характеристикою. У загальному вигляді рівняння гідролізу солей можна записати як:

МА + НОН ↔ МОН + НА

Звідси випливає, що константа рівноваги і концетрація води в тому самому розчині є величини постійні. Відповідно, добуток цих двох показників буде також постійною величиною, що означає константу гідролізу. Загалом Кг можна записати, як:

Кг = ([НА]∙[МОН])/[МА],

де НА - кислота,

МОН – основа.

У фізичному сенсі константа гідролізу визначає здатність певної солі піддаватися процесу гідролізації. Цей параметр залежить від природи речовини та її концентрації.