Гидролиз

Отпатрулированная версия этой страницы, проверенная 1 февраля 2013, была основана на этой версии.

Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.

Гидролиз солей

Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).

Различают обратимый и необратимый гидролиз солей^[1]:

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

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

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

(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

2. Гидролиз соли сильной кислоты и слабого основания (гидролиз по катиону):

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

{\mathsf {CuCl_{2}+H_{2}O\rightarrow CuOHCl+HCl}}

(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)

3. Гидролиз соли слабой кислоты и слабого основания:

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

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

(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 подвергается гидролизу, и раствор нейтрален. См. также Электролитическая диссоциация.

Степень гидролиза

Под степенью гидролиза подразумевается отношение части соли, подвергающейся гидролизу, к общей концентрации её ионов в растворе. Обозначается α (или h_гидр);
α = (c_гидр/c_общ)·100 %
где c_гидр — число молей гидролизованной соли, c_общ — общее число молей растворённой соли.
Степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота или основание, её образующие.

Является количественной характеристикой гидролиза.

Константа гидролиза

Константа гидролиза — константа равновесия гидролитической реакции. Так константа гидролиза соли равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции гидролиза к равновесной концентрации соли с учетом стехиометрических коэффициентов.

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

$NaNO_{2}+H_{2}O\rightleftharpoons HNO_{2}+NaOH$

$NO_{2}^{-}+H_{2}O\rightleftharpoons HNO_{2}+OH^{-}$

Уравнение константы равновесия для данной реакции имеет вид:

${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}][H_{2}O]}}=K$ или ${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]$

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

${\frac {[OH^{-}][HNO_{2}]}{[NO_{2}^{-}]}}=K[H_{2}O]=K_{\Gamma }$

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

$[H^{+}][OH^{-}]=K_{H_{2}O}$

$[OH^{-}]=K_{H_{2}O}/[H^{+}]$

подставим в уравнение константы гидролиза равна:

${\frac {K_{H_{2}O}[HNO_{2}]}{[H^{+}][NO_{2}^{-}]}}={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{HNO_{2}}}}=K_{\Gamma }$

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

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}}}$ , где $K_{a}$ — константа диссоциации слабой кислоты, образующейся при гидролизе

для соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием:

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{b}}}$ , где $K_{b}$ — константа диссоциации слабого основания, образующегося при гидролизе

для соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием:

$K_{\Gamma }={\frac {K_{H_{2}O}}{K_{a}K_{b}}}$