Какие органические вещества не подвергаются гидролизу. Гидролиз

Согласно теории электролитической диссоциации в водном растворе частицы растворенного вещества взаимодействуют с молекулами воды. Такое взаи­модействие может привести к реакции гидролиза.

Гидролиз - это реакция обменного разложе­ния вещества водой.

Гидролизу подвергаются различные вещества: неорганические - соли, карбиды и гидриды метал­лов, галогениды неметаллов; органические - га­логеналканы, сложные эфиры и жиры, углеводы, белки, полинуклеотиды.

Водные растворы солей имеют разные значения рН и различные типы сред - кислотную (рН < 7), щелоч­ную (рН > 7), нейтральную (рН = 7). Это объясняется тем, что соли в водных растворах могут подвергаться гидролизу.

Сущность гидролиза сводится к обменному хи­мическому взаимодействию катионов или анио­нов соли с молекулами воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). А в водном рас­творе соли появляется избыток свободных ионов Н + или ОН — , и раствор соли становится кислотным или щелочным соответственно.

Классификация солей

Любую соль можно представить как продукт взаимодействия основания с кислотой. Например, соль KClO образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HClO.

В зависимости от силы основания и кислоты можно выделить четыре типа солей .

Рассмотрим поведение солей различных типов в растворе.

1. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой .

Например, соль цианид калия KCN образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HCN:

В водном растворе соли происходят два процесса:

2) полная диссоциация соли (сильного электролита):

Образующиеся при этих процессах ионы Н + и CN — взаимодействуют между собой, связываясь в молекулы слабого электролита - цианистоводо­родной кислоты HCN, тогда как гидроксид - ион ОН — остается в растворе, обусловливая тем самым его щелочную среду. Происходит гидролиз по ани­ону CN — .

Запишем полное ионное уравнение происходя­щего процесса (гидролиза):

Этот процесс обратим, и химическое равновесие смещено влево (в сторону образования исходных веществ), т. к. вода - значительно более слабый электролит, чем цианистоводородная кислота HCN:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные гидроксид-ионы ОН — , и концентрация их больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли KCN имеет щелочную сре­ду (рН > 7);

2) в реакции с водой участвуют ионы CN — , в таком случае говорят, что идет гидролиз по аниону. Другие примеры анионов слабых кислот, кото­рые участвуют в реакции с водой:

Муравьиной HCOOH - анион HCOO — ;

Уксусной CH 3 COOH - анион CH 3 COO — ;

Азотистой HNO 2 - анион NO 2 — ;

Сероводородной H 2 S - анион S 2- ;

Угольной H 2 CO 3 - анион CO 3 2- ;

Сернистой H 2 SO 3 - анион SO 3 2- .

Рассмотрим гидролиз карбоната натрия Na 2 CO 3:

Происходит гидролиз соли по аниону CO 3 2- .

Продукты гидролиза - кис­лая соль NaHCO 3 и гидроксид натрия NaOH.

Среда водного раство­ра карбоната натрия - ще­лочная (рН > 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов ОН — . Кислая соль NaHCO 3 тоже может подвергаться гидро­лизу, который протекает в очень незначительной степени, и им можно пренебречь.

Подведем итог тому, что вы узнали о гидролизе по аниону:

1) по аниону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие в таких реакциях силь­но смещено влево;

3) реакция среды в растворах подобных солей ще­лочная (рН > 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многоосновными кислотами, получаются кис­лые соли.

2. Соли, образованные сильной кислотой и сла­бым основанием .

Рассмотрим гидролиз хлорида аммония NH 4 Cl.

В водном растворе соли происходят два про­цесса:

1) незначительная обратимая диссоциация моле­кул воды (очень слабого амфотерного электро­лита), которую упрощенно можно записать с помощью уравнения:

2) полная диссоциация соли (сильного электро­лита):

Образующиеся при этом ионы OH — и NH 4 взаимодействуют между собой с получением NH 3 H 2 O (слабый электролит), тогда как ионы Н + остаются в растворе, обусловливая тем самым его кислотную среду.

Полное ионное уравнение гидролиза:

Процесс обратим, химическое равновесие сме­щено в сторону образования исходных веществ, т. к. вода Н 2 О - значительно более слабый элек­тролит, чем гидрат аммиака NH 3 H 2 O.

Сокращенное ионное уравнение гидролиза:

Уравнение показывает, что:

1) в растворе есть свободные ионы водорода Н + , и их концентрация больше, чем в чистой воде, поэтому раствор соли имеет кислотную среду (pH < 7);

2) в реакции с водой участвуют катионы аммония NH + ; в таком случае говорят, что идет гидролиз по катиону.

В реакции с водой могут участвовать и много­зарядные катионы: двухзарядные М 2+ (например, Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ …), кроме катионов щелочноземель­ных металлов, трехзарядные М 3 + (например, Fe 3 +, Al 3 +, Cr 3+ …).

Рассмотрим гидролиз нитрата никеля Ni(NO 3) 2 , гидролиз соли по катиону:

Происходит гидролиз соли по катиону Ni 2+ .

Полное ионное уравнение гидролиза:

Сокращенное ионное уравнение:

Продукты гидролиза - основная соль NiOHNO 3 и азотная кислота HNO 3 .

Среда водного раствора нитрата никеля кислот­ная (рН < 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .

Гидролиз соли NiOHNO 3 протекает в значитель­но меньшей степени, и им можно пренебречь. Таким образом:

1) по катиону соли, как правило, гидролизуются обратимо;

2) химическое равновесие реакций сильно смеще­но влево;

3) реакция среды в растворах таких солей кислот­ная (рН < 7);

4) при гидролизе солей, образованных слабыми многокислотными основаниями, получаются основные соли.

3. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой .

Такие соли подвергаются гидролизу и по кати­ону, и по аниону.

Катион слабого основания связывает ионы ОН — из молекул воды, образуя слабое основание; ани­он слабой кислоты связывает ионы Н + из молекул воды, образуя слабую кислоту. Ре­акция растворов этих солей может быть нейтральной, сла­бокислотной или слабощелоч­ной. Это зависит от констант диссоциации двух слабых электролитов - кислоты и основания, которые об­разуются в результате гидролиза.

Например, рассмотрим гидролиз двух солей: ацетата аммония NH 4 CH 3 COO и формиата аммония NH 4 HCCO:

В водных растворах этих солей катионы сла­бого основания NH + взаимодействуют с гидрок­сид-ионами ОН — (напомним, что вода диссоци­ирует H 2 O = H + + OH —), а анионы слабых кислот CH 3 COO — и HCOO — взаимодействуют с катионами Н + с образованием молекул слабых кислот - ук­сусной CH 3 COOH и муравьиной HCOOH.

Запишем ионные уравнения гидролиза:

В этих случаях гидролиз тоже обратимый, но равновесие смещено в сторону образования про­дуктов гидролиза - двух слабых электролитов.

В первом случае среда раствора нейтральная (рН = 7), т. к. K д (CH 3 COOH) = K д (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5 . Во втором случае среда раствора будет сла­бокислотной (pH < 7), т. к. K д (HCOOH) = 2,1 10 -4 и K д (NH 3 H 2 O) < K д HCOOH), где K д - константа диссоциации.

Гидролиз большинства солей является обрати­мым процессом. В состоянии химического равно­весия гидролизована лишь часть соли. Однако не­которые соли полностью разлагаются водой, т. е. их гидролиз является необратимым процессом.

Сульфид алюминия Al 2 S 3 в воде подвергается необратимому гидролизу, т. к. появляющиеся при гидролизе по катиону ионы Н + связываются обра­зующимися при гидролизе по аниону ионами ОН — . Это усиливает гидролиз и приводит к образова­нию нерастворимого гидроксида алюминия и газо­образного сероводорода:

Поэтому сульфид алюминия Al 2 S 3 нельзя полу­чить реакцией обмена между водными растворами двух солей, например, хлорида алюминия AlCl 3 и сульфида натрия Na 2 S.

В результате гидролиза и по катиону, и по аниону:

1) если соли гидролизуются и по катиону, и по аниону обратимо, то химическое равновесие в реакциях гидролиза смещено вправо; реак­ция среды при этом или нейтральная, или сла­бокислотная, или слабощелочная, что зависит от соотношения констант диссоциации образу­ющихся основания и кислоты;

2) соли могут гидролизоваться и по катиону, и по аниону необратимо, если хотя бы один из про­дуктов гидролиза уходит из сферы реакции.

4. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой , не подвергаются гидролизу .

Рассмотрим «поведение» в растворе хлорида калия KCl.

Соль в водном растворе диссоциирует на ионы (KCl = K + + Cl —), но при взаимодействии с водой сла­бый электролит образоваться не может. Среда рас­твора нейтральная (рН = 7), т. к. концентрации ио­нов Н + и ОН — в растворе равны, как в чистой воде.

Другими примерами подобных солей могут быть галогениды, нитраты, перхлораты, сульфаты, хроматы и дихроматы щелочных металлов, гало­гениды (кроме фторидов), нитраты и перхлораты щелочноземельных металлов.

Следует также отметить, что реакция обратимого гидролиза полностью подчиняется принципу Ле Шателье . Поэтому гидролиз соли можно усилить (и да­же сделать необратимым) следующими способами:

1) добавить воды (уменьшить концентрацию);

2) нагреть раствор, при этом усиливается эндотер­мическая диссоциация воды:

А значит, увеличивается количество Н + и ОН — , которые необходимы для осуществления гидро­лиза соли;

3) связать один из продуктов гидролиза в труд­норастворимое соединение или удалить один из продуктов в газовую фазу; например, ги­дролиз цианида аммония NH 4 CN будет зна­чительно усиливаться за счет разложения ги­драта аммиака с образованием аммиака NH 3 и воды Н 2 О:

Гидролиз можно подавить (значительно умень­шить количество подвергающейся гидролизу со­ли), действуя следующим образом:

1) увеличить концентрацию растворенного веще­ства;

2) охладить раствор (для ослабления гидролиза растворы солей следует хранить концентриро­ванными и при низких температурах);

3) ввести в раствор один из продуктов гидролиза; например, подкислять раствор, если его среда в результате гидролиза кислотная, или подще­лачивать, если щелочная.

Значение гидролиза

Гидролиз солей имеет и практическое, и био­логическое значение .

Еще в древности в качестве моющего средства использовали золу. В золе содержится карбонат калия K 2 CO 3 , который в воде гидролизуется по аниону, во­дный раствор приобретает мылкость за счет образу­ющихся при гидролизе ионов ОН — .

В настоящее время в бы­ту мы используем мыло, сти­ральные порошки и другие моющие средства. Основной компонент мыла - это на­триевые и калиевые соли высших жирных кар­боновых кислот: стеараты, пальмитаты, которые гидролизуются.

Гидролиз стеарата натрия C 17 H 35 COONa выра­жается следующим ионным уравнением:

т. е. раствор имеет слабощелочную среду.

Соли, создающие необходимую щелочную среду раствора, содержатся в фотографическом прояви­теле. Это карбонат натрия Na 2 CO 3 , карбонат калия K 2 CO 3 , бура Na 2 B 4 O 7 и другие соли, гидролизующи­еся по аниону.

Если кислотность почвы недостаточна, у рас­тений появляется болезнь - хлороз. Ее призна­ки - пожелтение или побеление листьев, отстава­ние в росте и развитии. Если рН > 7,5, то в нее почвы вносят удобрение сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , которое способствует повышению кислотности благодаря гидролизу по катиону, проходящему в почве:

Неоценима биологическая роль гидролиза не­которых солей, входящих в состав нашего орга­низма.

Например, в состав крови входят соли гидро­карбонат и гидрофосфат натрия. Их роль заклю­чается в поддержании определенной реакции среды.

Это происходит за счет смещения равновесия процессов гидролиза:

Если в крови избыток ионов Н + , они связыва­ются с гидроксид-ионами ОН — , и равновесие сме­щается вправо. При избытке гидроксид-ионов ОН — равновесие смещается влево. Благодаря этому кислотность крови здорового человека колеблется незначительно.

Или например: в составе слюны человека есть ионы HPO 4 — . Благодаря им в полости рта поддер­живается определенная среда (рН = 7-7,5).

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости

Гидролизом
называют
реакции
обменного
взаимодействия
вещества с водой, приводящие к их
разложению.

Особенности

Гидролиз органических
веществ
Живые организмы осуществляют
гидролиз различных органических
веществ в ходе реакций 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.

Гидролиз органических соединений

жиры гидролизуются с получением глицерина и
карбоновых кислот (с NaOH – омыление).
крахмал и целлюлоза гидролизуются до
глюкозы:

Обратимый и необратимый гидролиз

Почти все реакции гидролиза
органических веществ
обратимы. Но есть и
необратимый гидролиз.
Общее свойство необратимого
гидролиза - один (лучше оба)
из продуктов гидролиза должен
быть удален из сферы реакции
в виде:
- ОСАДКА,
- ГАЗА.
СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂↓ + С₂Н₂
При гидролизе солей:
Al₄C₃ + 12 H₂O = 4 Al(OH)₃↓ + 3CH₄
Al₂S₃ + 6 H₂O = 2 Al(OH)₃↓ + 3 H₂S
CaH₂ + 2 H₂O = 2Ca(OH)₂↓ + H₂

Г И Д Р О Л И З С О Л Е Й

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей -
разновидность реакций
гидролиза, обусловленного
протеканием реакций
ионного обмена в растворах
(водных) растворимых
солей-электролитов.
Движущей силой процесса
является взаимодействие
ионов с водой, приводящее к
образованию слабого
электролита в ионном или
молекулярном виде
(«связывание ионов»).
Различают обратимый и
необратимый гидролиз солей.
1. Гидролиз соли слабой
кислоты и сильного основания
(гидролиз по аниону).
2. Гидролиз соли сильной
кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону).
3. Гидролиз соли слабой
кислоты и слабого основания
(необратимый).
Соль сильной кислоты и
сильного основания не
подвергается гидролизу.

Уравнения реакций

Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания
(гидролиз по аниону):
(раствор имеет щелочную среду, реакция протекает
обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в
ничтожной степени).
Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания
(гидролиз по катиону):
(раствор имеет кислую среду, реакция протекает обратимо,
гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной
степени).

10.

Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз
протекает практически полностью, так как оба продукта
реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или
газа).
Соль сильной кислоты и сильного основания не
подвергает- ся гидролизу, и раствор нейтрален.

11. СХЕМА ГИДРОЛИЗА КАРБОНАТА НАТРИЯ

Na₂CO₃
NaOH
сильное основание
H₂CO₃
слабая кислота
ЩЕЛОЧНАЯ СРЕДА
СОЛЬ КИСЛАЯ, гидролиз по
АНИОНУ

12. СХЕМА ГИДРОЛИЗА ХЛОРИДА МЕДИ (II)

CuCl₂
Cu(OH)₂↓
слабое основание
HCl
сильная кислота
КИСЛАЯ СРЕДА
СОЛЬ ОСНОВНАЯ, гидролиз по
КАТИОНУ

13. СХЕМА ГИДРОЛИЗА СУЛЬФИДА АЛЮМИНИЯ

Al₂S₃
Al(OH)₃↓
слабое основание
H₂S
слабая кислота
НЕЙТРАЛЬНАЯ РЕАКЦИЯ
СРЕДЫ
гидролиз необратимый

14.

РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ПРИРОДЕ
Преобразование земной коры
Обеспечение слабощелочной среды морской
воды
РОЛЬ ГИДРОЛИЗА В ЖИЗНИ
ЧЕЛОВЕКА
Стирка
Мытье посуды
Умывание с мылом
Процессы пищеварения

Исследуем действие универсального индикатора на растворы некоторых солей

Как мы видим, среда первого раствора — нейтральная (рН=7), второго — кислая (рН < 7), третьего щелочная (рН > 7). Чем же объяснить столь интересный факт? 🙂

Для начала, давайте вспомним, что такое pH и от чего он зависит.

pH- водородный показатель, мера концентрации ионов водорода в растворе (по первым буквам латинских слов potentia hydrogeni - сила водорода).

pH вычисляется как отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

В чистой воде при 25 °C концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и составляют 10 -7 моль/л (рН=7).

Когда концентрации обоих видов ионов в растворе одинаковы, раствор имеет нейтральную реакцию. Когда > раствор является кислым, а при > - щелочным.

За счет чего же в некоторых водных растворах солей происходит нарушение равенства концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов?

Дело в том, что происходит смещение равновесия диссоциации воды вследствие связывания одного из ее ионов ( или ) с ионами соли с образованием малодиссоциированного, труднорастворимого или летучего продукта. Это и есть суть гидролиза.

— это химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита -кислоты (или кислой соли), или основания (или основной соли).

Слово «гидролиз» означает разложение водой («гидро»-вода, «лизис» — разложение).

В зависимости от того какой ион соли вступает во взаимодействие с водой, различают три типа гидролиза:

1. žгидролиз по катиону (в реакцию с водой вступает только катион);
2. žгидролиз по аниону (в реакцию с водой вступает только анион);
3. žсовместный гидролиз — гидролиз по катиону и по аниону (в реакцию с водой вступает и катион, и анион).

Любую соль можно рассматривать как продукт, образованный взаимодействием основания и кислоты:

Гидролиз соли – взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа.
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации, или 100%);
2) собственно , т.е. взаимодействие ионов соли с водой, — обратимая реакция (степень гидролиза ˂ 1, или 100%)
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей KCl, NaNO 3 , NaSO 4 и BaI среда нейтральная .

Гидролиз по аниону

В случае взаимодействия анионов растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по аниону .
1) KNO 2 = K + + NO 2 — (диссоциация)
2) NO 2 — + H 2 O ↔ HNO 2 + OH — (гидролиз)
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,0014%), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион OH —), в нем p H = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
NO 2 — + H 2 O (H +, OH —) ↔ HNO 2 + OH —
Примеры:
а) NaClO = Na + + ClO —
ClO — + H 2 O ↔ HClO + OH —
б) LiCN = Li + + CN —
CN — + H 2 O ↔ HCN + OH —
в) Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 — + OH —
г) K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH —
д) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS — + OH —
Обратите внимание, что в примерах (в- д) нельзя увеличить число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3, HPO 4, HS) писать формулы соответствующих кислот (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как H 2 CO 3 , образовывалась в растворе своей соли NaCO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O). Однако, при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона с появлением в растворе только гидранионов угольной кислоты HCO 3 — .
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты. Чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы CO 3 2- , PO 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени, чем ион NO 2 , так как диссоциация H 2 CO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а H 3 PO 4 по 3-тей ступени протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , K 3 PO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости соды на ощупь).

Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли,
например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует со щелочью и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза, ведь в раствор соды мы не добавляли щелочь NaOH!

Обратите особое внимание на соли кислот средней силы — ортофосфорной и сернистой. По первой ступени эти кислоты диссоциируют довольно хорошо, поэтому их кислые соли гидролизу не подвергаются, и среда раствора таких солей — кислая (из-за наличия катиона водорода в составе соли). А средние соли гидролизуются по аниону — среда щелочная. Итак, гидросульфиты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты — не гидролизуются по аниону, среда кислая. Сульфиты и фосфаты — гидролизуются по аниону, среда щелочная.

Гидролиз по катиону

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется
гидролизом соли по катиону

1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 − (диссоциация)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (гидролиз)

Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает нацело, гидролиз катиона Ni 2+ − в очень малой степени (для 0,1М раствора − на 0,001%), но этого оказывается достаточно, чтобы среда стала кислотной (среди продуктов гидролиза присутствует ион H +).

Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Катион металла отщепляет от молекулы воды гидроксид-ион и освобождает катион водорода H + .

Катион аммония в результате гидролиза образует слабое основание − гидрат аммиака и катион водорода:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 · H 2 O + H +

Обратите внимание, что нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов (например, NiOH +) писать формулы гидроксидов (например, Ni(OH) 2). Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов водорода легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, вносится магний или цинк, то последние реагируют с кислотой с выделением водорода.

Если соль нерастворимая — то гидролиза нет, т.к ионы не взаимодействуют с водой.

Процесс образования слабодиссоциированных соединений с изменением водородного показателя среды при взаимодействии воды и соли называется гидролизом.

Гидролиз солей происходит в случае связывания одного иона воды с образованием труднорастворимых или слабодиссоциированных соединений за счет смещения равновесия диссоциации. По большей части этот процесс является обратимым и при разбавлении или увеличении температуры усиливается.

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу, необходимо знать, какие по силе при ее образовании использовались основания и кислоты. Существует несколько видов их взаимодействий.

Получение соли из основания и кислоты слабой силы

Примерами могут служить сульфид алюминия и хрома, а также аммоний ускуснокислый и карбонат аммония. Данные соли при растворении в воде образуют основания и слабодиссоциирующие кислоты. Чтобы проследить обратимость процесса, необходимо составить уравнение реакции гидролиза солей:

Аммоний уксуснокислый + вода ↔ аммиак + уксусная кислота

В ионном виде процесс выглядит как:

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

В вышеприведенной реакции гидролизации образуются аммиак и уксусная кислота, то есть слабодиссоциирующие вещества.

Водородный показатель водных растворов (рН) напрямую зависит от относительной силы, то есть констант диссоциации продуктов реакции. Приведенная выше реакция будет слабощелочной, так как постоянная распада уксусной кислоты меньше константы гидроокиси аммония, то есть 1,75 ∙ 10 - 5 меньше, чем 6,3 ∙ 10 -5 . Если основания и кислоты удаляются из раствора, тогда процесс происходит до конца.

Рассмотрим пример необратимого гидролиза:

Сульфат алюминия + вода = гидроокись алюминия + сероводород

В этом случае процесс необратим, потому как один из продуктов реакции удаляется, то есть выпадает в осадок.

Гидролиз соединений, полученных взаимодествием слабого основания с сильной кислотой

Этот тип гидролиза описывают реакции разложения сульфата алюминия, хлорида или бромида меди, а также хлорида железа или аммония. Рассмотрим реакцию хлорида железа, которая протекает в две стадии:

Стадия первая:

Хлорид железа + вода ↔ гидроксохлорид железа + соляная кислота

Ионное уравнение гидролиза солей хлорида железа принимает вид:

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

Вторая стадия гидролиза:

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

По причине дефицита ионов гидроксогруппы и накапливания ионов водорода гидролиз FeCl 2 протекает по первой стадии. Образуется сильная соляная кислота и слабое основание - гидрокись железа. В случае подобных реакций среда получается кислой.

Негидролизующиеся соли, полученные путем взаимодействия сильных оснований и кислот

Примером таких солей могут быть хлориды кальция или натрия, сульфат калия и бромид рубидия. Однако приведенные вещества не гидролизуются, так как при растворении в воде имеют нейтральную среду. Единственным малодиссоциирующим веществом в этом случае является вода. Для подтверждения этого утверждения можно составить уравнение гидролиза солей хлорида натрия с образованием кислоты соляной и гидроокиси натрия:

NaCl + Н 2 О ↔ NaOH + HCl

Реакция в ионном виде:

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

Н 2 О ↔ Н + + ОН -

Соли как продукт реакции сильной щелочи и кислоты слабой силы

В данном случае гидролиз солей протекает по аниону, что соответствует щелочной среде водородного показателя. В качестве примеров можно назвать ацетат, сульфат и карбонат натрия, силикат и сульфат калия, а также натриевую соль синильной кислоты. Например, составим ионно-молекулярные уравнения гидролиза солей сульфида и ацетата натрия:

Диссоциация сульфида натрия:

Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-

Первая стадия гидролиза многоосновной соли, происходит по катиону:

Na 2 S + Н 2 О ↔ NaH S + NaOH

Запись в ионном виде:

S 2- + Н 2 О ↔ HS - + ОН -

Вторая ступень осуществима в случае повышения температуры реакции:

HS - + Н 2 О ↔ H 2 S + ОН -

Рассмотрим еще одну реакцию гидролиза на примере натрия уксуснокислого:

Натрий уксуснокислый + вода ↔ уксусная кислота + едкий натр.

В ионном виде:

CH 3 COO - + Н 2 О ↔ CH 3 COOH + ОН -

В результате реакции образуется слабая уксусная кислота. В обоих случаях реакции будут иметь щелочную среду.

Равновесие реакции по принципу Ле-Шателье

Гидролиз, как и остальные химические реакции, бывает обратимым и необратимым. В случае обратимых реакций один из реагентов расходуется не весь, в то время как необратимые процессы протекают с полным расходом вещества. Это связано со смещением равновесия реакций, которое основано на изменении физических характеристик, таких как давление, температура и массовая доля реагентов.

Согласно понятию принципа Ле-Шателье, система будет считаться равновесной до тех пор, пока на нее не будет изменено одно или несколько внешних условий протекания процесса. К примеру, при уменьшении концентрации одного из веществ равновесие системы постепенно начнет смещаться в сторону образования этого же реагента. Гидролиз солей также имеет способность подчиняться принципу Ле-Шателье, с помощью которого можно ослабить или усилить протекание процесса.

Усиление гидролиза

Гидролиз можно усилить до полной необратимости несколькими способами:

• Повысить скорость образования ионов ОН - и Н + . Для этого нагревают раствор, и за счет увеличения поглощения теплоты водой, то есть эндотермической диссоциации, этот показатель повышается.
• Прибавить воды.
• Перевести один из продуктов в газообразное состояние либо связать в тяжело растворимое вещество.

Подавление гидролиза

Подавить процесс гидролизации, так же как и усилить, можно несколькими способами.

Ввести в раствор один из образующихся в процессе веществ. Например, подщелачивать раствор, в случае если рН˃7, или же наоборот подкислять, где реакционная среда меньше 7 по водородному показателю.

Взаимное усиление гидролиза

Взаимное усиление гидролизации применяется в том случае, если система стала равновесной. Разберем конкретный пример, где системы в разных сосудах стали равновесны:

Al 3+ + Н 2 О ↔ AlOH 2+ + Н +

СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ОН -

Обе системы мало гидролизованы, поэтому, если смешать их друг с другом, произойдет связывание гидроксоинов и ионов водорода. В результате получим молекулярное уравнение гидролиза солей:

Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = хлорид натрия + гидроокись алюминия + диоксид углерода.

По принипу Ле-Шателье равновесие системы перейдет в сторону продуктов реакции, а гидролиз пройдет до конца с образованием гидроксида алюминия, выпавшего в осадок. Такое усиление процесса возможно лишь в том случае, если одна из реакций протекает по аниону, а другая по катиону.

Гидролиз по аниону

Гидролиз водных растворов солей осуществляется за счет соединения их ионов с молекулами воды. Один из способов гидролизации производится по аниону, то есть прибавление водного иона Н + .

В большинстве своем этому способу гидролиза подвержены соли, которые образуются посредством взаимодействия сильного гидроксида и слабой кислоты. Примером солей, разлагающихся по аниону, может выступать сульфат или сульфит натрия, а также карбонат или фосфат калия. Водородный показатель при этом более семи. В качестве примера разберем диссоциацию натрия уксуснокислого:

В растворе это соединение разделяется на катион - Na + , и анион - СН 3 СОО - .

Катион диссоциированного натрия уксуснокислого, образованный сильным основанием, не может вступить в реакцию с водой.

При этом анионы кислоты с легкостью реагируют с молекулами Н 2 О:

СН 3 СОО - + НОН = СН 3 СООН +ОН -

Следовательно, гидролизация осуществляется по аниону, и уравнение принимает вид:

CH3COONa + НОН = СН 3 СООН + NaOH

В случае, если гидролизу подвергаются многоосновные кислоты, процесс происходит в несколько стадий. В нормальных условиях подобные вещества гидролизуются по первой стадии.

Гидролиз по катиону

Катионному гидролизу в основном подвержены соли, образованные путем взаимодействия сильной кислоты и основания малой силы. Примером служит бромид аммония, нитрат меди, а также хлорид цинка. При этом среда в растворе при гидролизации соответствует менее семи. Рассмотрим процесс гидролиза по катиону на примере хлорида алюминия:

В водном растворе он диссоциирует на анион - 3Cl - и катион - Al 3+ .

Ионы сильной хлороводородной кислоты не взаимодействуют с водой.

Ионы (катионы) основания, напротив, подвержены гидролизу:

Al 3+ + НОН = AlOH 2+ + Н +

В молекулярном виде гидролизация хлорида алюминия выглядит следующим образом:

AlCl3 + Н 2 О = AlOHCl + HCl

При нормальных условиях предпочтительно пренебрегать гидролизацией по второй и третьей ступени.

Степень диссоциации

Любая реакция гидролиза солей характеризуется степенью диссоциации, которая показывает отношение между общим числом молекул и молекулами, способными переходить в ионное состояние. Степень диссоциации характеризуется несколькими показателями:

• Температура, при которой осуществляется гидролиз.
• Концентрация диссоциируемого раствора.
• Происхождение растворяемой соли.
• Природа самого растворителя.

По степени диссоциации все растворы делятся на сильные и слабые электролиты, которые, в свою очередь, при растворении в различных растворителях проявляют разную степень.

Константа диссоциации

Количественным показателем возможности вещества распадаться на ионы является константа диссоциации, также называемая константой равновесия. Говоря простым языком, постоянная равновесия есть отношение разложившихся на ионы электролитов к непродиссоциированным молекулам.

В отличие от степени диссоциации, этот параметр не зависит от внешних условий и концентрации солевого раствора в процессе гидролизации. При диссоциации многоосновных кислот степень диссоциации на каждой ступени становится на порядок меньше.

Показатель кислотно-основных свойств растворов

Водородный показатель или рН - мера для определения кислотно-основных свойств раствора. Вода в ограниченном количестве диссоциирует на ионы и является слабым электролитом. При расчете водородного показателя используют формулу, которая является отрицательным десятичным логарифмом скопления водородных ионов в растворах:

рН = -lg[Н + ]

• Для щелочной среды этот показатель будет равен более семи. Например, [Н + ] = 10 -8 моль/л, тогда рН = -lg = 8, то есть рН ˃ 7.
• Для кислой среды, напротив, водородный показатель должен быть менее семи. Например, [Н + ] = 10 -4 моль/л, тогда рН = -lg = 4, то есть рН ˂ 7.
• Для нейтральной среды, рН = 7.

Очень часто для определения рН-растворов используют экспресс-метод по индикаторам, которые, в зависимости от рН, меняют свой цвет. Для более точного определения пользуются иономерами и рН-метрами.

Количественные характеристики гидролиза

Гидролиз солей, как и любой другой химический процесс, имеет ряд характеристик, в соответствии с которыми протекание процесса становится возможным. К наиболее значимым количественным характеристикам относится константа и степень гидролиза. Остановимся подробнее на каждом из них.

Степень гидролиза

Чтобы узнать, какие соли подвергаются гидролизу и в каком количестве, используют количественный показатель - степень гидролиза, который характеризует полноту протекания гидролизации. Степенью гидролиза называют часть вещества от общего количества молекул, способного к гидролизации, записывается в процентном соотношении:

h = n/N∙ 100%,

где степень гидролиза - h;

количество частиц соли, подвергнутых гидролизации - n;

общая сумма молекул соли, участвующих в реакции - N.

К факторам, влияющим на степень гидролизации, относятся:

• постоянная гидролизации;
• температура, при повышении которой степень возрастает за счет усиления взаимодействия ионов;
• концентрация соли в растворе.

Константа гидролиза

Она является второй по значимости количественной характеристикой. В общем виде уравнения гидролиза солей можно записать как:

МА + НОН ↔ МОН + НА

Отсюда следует, что константа равновесия и концетрация воды в одном и том же растворе есть величины постоянные. Соответственно, произведение этих двух показателей будет также постоянной величиной, что и означает константу гидролиза. В общем виде Кг можно записать, как:

Кг = ([НА]∙[МОН])/[МА],

где НА - кислота,

МОН - основание.

В физическом смысле константа гидролиза описывает способность определенной соли подвергаться процессу гидролизации. Этот параметр зависит от природы вещества и его концентрации.

Химия, как и большинство точных наук, требующих много внимания и твердых знаний, никогда не была любимой дисциплиной школьников. А зря, ведь с ее помощью можно понять множество процессов, происходящих вокруг и внутри человека. Взять, к примеру, реакцию гидролиза: на первый взгляд кажется, что она имеет значение только для ученых-химиков, но на самом деле без нее ни один организм не мог бы полноценно функционировать. Давайте узнаем об особенностях данного процесса, а также о его практическом значении для человечества.

Реакция гидролиза: что это такое?

Данным словосочетанием называется специфическая реакция обменного разложения между водой и растворяемым в ней веществом с образованием новых соединений. Гидролиз также можно назвать сольволизом в воде.

Данный химический термин образован от 2 греческих слов: «вода» и «разложение».

Продукты гидролиза

Рассматриваемая реакция может происходить при взаимодействии Н 2 О как с органическими, так и неорганическими веществами. Ее результат напрямую зависит от того, с чем контактировала вода, а также использовались ли при этом дополнительные вещества-катализаторы, изменялись ли температура и давление.

К примеру, реакция гидролиза соли способствует образованию кислот и щелочей. А если речь идет об органических веществах, получаются другие продукты. Водный сольволиз жиров способствует возникновению глицерина и высших жирных кислот. Если процесс происходит с белками, в результате образовывается различные аминокислоты. Углеводы (полисахариды) разлагаются на моносахариды.

В теле человека, неспособном полноценно усваивать белки и углеводы, реакция гидролиза «упрощает» их до веществ, которые организм в состоянии переварить. Так что сольволиз в воде играет важную роль в нормальном функционировании каждой биологической особи.

Гидролиз солей

Узнав, гидролиза, стоит ознакомиться с ее протеканием в веществах неорганического происхождения, а именно солях.

Особенностями данного процесса является то, что при взаимодействии этих соединений с водой ионы слабого электролита в составе соли отсоединяются от нее и образуют с Н 2 О новые вещества. Это может быль либо кислота, либо либо и то, и другое. Вследствие всего этого происходит смещение равновесия диссоциации воды.

Обратимый и необратимый гидролиз

В приведенном выше примере в последнем можно заметить вместо одной стрелки две, причем обе направлены в разные стороны. Что это значит? Данный знак сигнализирует о том, что реакция гидролиза имеет обратимый характер. На практике это означает, что, взаимодействуя с водой, взятое вещество одновременно не только разлагается на составляющие (которые позволяют возникать новым соединениям), но и образовывается вновь.

Однако не всякий гидролиз имеет обратимый характер, иначе бы он не имел смысла, так как новые вещества были бы нестабильны.

Существует ряд факторов, которые могут способствовать тому, чтобы подобная реакция стала необратимой:

• Температура. От того, повышается она или понижается, зависит то, в какую сторону смещается равновесие в происходящей реакции. Если она становится выше, происходит смещение к эндотермической реакции. Если же наоборот, температура понижается, преимущество оказывается на стороне экзотермической реакции.
• Давление. Это еще одна термодинамическая величина, активно влияющая на ионный гидролиз. Если оно повышается, химическое равновесие оказывается смещено в сторону реакции, которую сопровождает уменьшение общего количества газов. Если понижается, наоборот.
• Высокая или низкая концентрация веществ, участвующих в реакции, а также наличие дополнительных катализаторов.

Виды реакций гидролиза в солевых растворах

• По аниону (ион с отрицательным зарядом). Сольволиз в воде солей кислот слабых и сильных оснований. Такая реакция из-за свойств взаимодействующих веществ имеет обратимый характер.

Степень гидролиза

Изучая особенности гидролиза в солях, стоит обратить внимание на такое явление, как его степень. По этим словом подразумевается соотношение солей (которые уже вступили в реакцию разложения с Н 2 О) к общему количеству содержащегося данного вещества в растворе.

Чем слабее кислоты или основания, участвующее в гидролизе, тем выше его степень. Она измеряется в пределах 0-100 % и определяется по формуле, представленной ниже.

N - число молекул вещества, прошедших гидролиз, а N 0 - общее их количество в растворе.

В большинстве случаев степень водного сольволиза в солях невелика. К примеру, в растворе ацетата натрия 1%-м она составляет всего 0,01 % (при температуре в 20 градусов).

Гидролиз в веществах органического происхождения

Изучаемый процесс может происходить и в органических химических соединениях.

Практически во всех живых организмах происходит гидролиз как часть энергетического обмена (катаболизма). С его помощью расщепляются белки, жиры и углеводы на легко усвояемые вещества. При этом часто сама вода редко оказывается в состоянии запустить процесс сольволиза, поэтому организмам приходится использовать различные ферменты в качестве катализаторов.

Если же речь идет о химической реакции с органическими веществами, направленной на получение новых веществ в условиях лаборатории или производства, то для ускорения и улучшения его в раствор добавляют сильные кислоты или щелочи.

Гидролиз в триглицеридах (триацилглицеринах)

Этим сложно произносимым термином именуются жирные кислоты, которые большинству из нас известны как жиры.

Они бывают как животного, так и растительного происхождения. Однако всем известно, что вода не способна растворять подобные вещества, как же происходит гидролиз жиров?

Рассматриваемая реакция именуется омылением жиров. Это водный сольволиз триацилглицеринов под влиянием ферментов в щелочной или кислотной среде. В зависимости от нее, выделяется щелочной гидролиз и кислотный.

В первом случае в результате реакции образуются соли высших жирных кислот (более известные всем как мыла). Таким образом, из NaOH получается обычное твердое мыло, а из КОН - жидкое. Так что щелочной гидролиз в триглицеридах - это процесс образования моющих средств. Стоит отметить, что его можно свободно проводить в жирах как растительного, так и животного происхождения.

Рассматриваемая реакция является причиной того, что мыло довольно плохо стирает в жесткой воде и вообще не мылится в соленой. Дело в том, что жесткой называется Н 2 О, в которой содержится в избытке ионов кальция и магния. А мыло, попав в воду, вновь подвергается гидролизу, распадаясь на ионы натрия и углеводородный остаток. В результате взаимодействия этих веществ в воде образуются нерастворимые соли, которые и выглядят как белые хлопья. Чтобы этого не произошло, в воду добавляется гидрокарбонат натрия NaHCO 3 , более известный как пищевая сода. Это вещество увеличивает щелочность раствора и тем самым помогает мылу выполнять свои функции. Кстати, чтобы избежать подобных неприятностей, в современной промышленности изготавливают синтетические моющие средства из других веществ, например из солей сложных эфиров высших спиртов и серной кислоты. В их молекулах содержится от двенадцати до четырнадцати углеродных атомов, благодаря чему они не теряют своих свойств в соленой или жесткой воде.

Если среда, в которой происходит реакция, кислая, такой процесс называется кислотным гидролизом триацилглицеринов. В данном случае под действием определенной кислоты вещества эволюционируют до глицерина и карбоновых кислот.

Гидролиз жиров имеет еще один вариант - это гидрогенизация триацилглицеринов. Данный процесс используется в некоторых видах очистки, например при удалении следов ацетилена из этилена или кислородных примесей из различных систем.

Гидролиз углеводов

Рассматриваемые вещества являются одними из наиболее важных составляющих пищи человека и животных. Однако сахароза, лактоза, мальтоза, крахмал и гликоген в чистом виде организм не способен усвоить. Поэтому, так же как и в случае с жирами, эти углеводы расщепляются на усвояемые элементы с помощью реакции гидролиза.

Также водный сольволиз углеродов активно применяется и в промышленности. Из крахмала, вследствие рассматриваемой реакции с Н 2 О, добывают глюкозу и патоку, которые входят в состав практически всех сладостей.

Еще один полисахарид, который активно используется в промышленности для изготовления многих полезных веществ и продуктов, - это целлюлоза. Из нее добывают технический глицерин, этиленгликоль, сорбит и хорошо известный всем этиловый спирт.

Гидролиз целлюлозы происходит при длительном воздействии высокой температуры и наличии минеральных кислот. Конечным продуктом этой реакции является, как и в случае с крахмалом, глюкоза. При этом стоит учитывать, что гидролиз целлюлозы проходит более сложно чем, у крахмала, поскольку этот полисахарид устойчивее к воздействию минеральных кислот. Однако поскольку целлюлоза является главной составляющей клеточных оболочек всех высших растений, сырье, ее содержащее, обходится дешевле, чем для крахмала. При этом целлюлозную глюкозу более используют для технических нужд, в то время как продукт гидролиза крахмала считается лучше пригодным для питания.

Гидролиз белков

Белки - это основной строительный материал для клеток всех живых организмов. Они состоят из многочисленных аминокислот и являются весьма важным продуктом для нормального функционирования организма. Однако являясь высокомолекулярными соединения, они могут плохо усваиваться. Чтобы упростить данную задачу, происходит их гидролиз.

Как и в случае с другими органическими веществами, данная реакция разрушает белки до низкомолекулярных продуктов, легко усваиваемых организмом.