Гидролиз солей. Кроме реакции диссоциации в растворе происходят реакции обмена между протолитом и растворителем (для водных растворов - гидролиз

Кроме реакции диссоциации в растворе происходят реакции обмена между протолитом и растворителем (для водных растворов - гидролиз, для неводных – сольволиз). Гидролиз – реакция взаимодействия соли с водой, приводящая к образованию слабого электролита с изменением характера среды.

Гидролизу подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой и наоборот. Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой гидролизу не подвергаются.

Пример:

1. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

СН₃СООNa+ HOH СН₃СООH+NaOH

СН₃СОО^-+ HOH СН₃СООH+ OH^-, рН>7, среда щелочная

2. Взаимодействие соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.

NH₄Cl+HOH NH₄OH+HCl

NH₄⁺+ HOH NH₄OH +H ⁺, рН<7, среда кислая

3. Взаимодействие соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

СН₃СООNH₄ СН₃СОО^-+ NH₄⁺

СН₃СОО^-+HOH СН₃СООH+ OH^-

NH₄⁺+ HOH NH₄OH+ H⁺

СН₃СООNH₄+HOH NH₄OH+ СН₃СООH, рН~7, среда нейтральная.

Механизм гидролиза солей заключается в поляризационном взаимодействии ионов соли с их гидратной оболочкой. Чем сильнее это взаимодействие, тем интенсивнее протекает гидролиз.

Все рассмотренные случаи гидролиза касались солей, образованных однокислотными основаниями и одноосновными кислотами. Соли многоосновных кислот и многокислотных оснований гидролизуются ступенчато, образуя при этом кислые и основные соли.

Например, соли Na₂CO₃, К₃РО₄ гидролзуются ступенчато, образуя кислые соли.

Соли AlCl₃, Cu(NO₃)₃, CrCl₃ гидролизуются ступенчато с образованием на промежуточных стадиях основных солей.

Процесс гидролиза характеризуется константой гидролиза (К_гидр) и степенью гидролиза (α). Константа гидролиза отвечает за глубину протекания процесса.

Рассмотрим взаимодействие хлорида аммония с водой:

NH₄Cl+H₂O NH₄OH+HCl

NH₄⁺+ H₂O NH₄OH+H⁺, рН<7, среда кислая

Запишем константу равновесия, характеризующую процесс взаимодействия хлорида аммония с водой:

К_равн =[NH₄OH][H⁺] = К_гидр

[NH₄⁺][H₂O]

Степень гидролиза представляет собой отношение концентраций гиролизуемой соли к общей концентрации соли и выражают в долях единицы или в процентах:

α =

Степень гидролиза зависит от природы соли, ее концентрации и температуры. Согласно закону действующих масс, степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора. Качественно влияние температуры на степень гидролиза можно прогнозировать на основе принципа Ле Шателье. Так, реакция экзотермична (∆Н⁰=-56,5 кДж /моль), то противоположный ей процесс гидролиза является эндотермическим. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье с повышением температуры степень гидролиза растет.

Гидролиз характерен для многих классов неорганических и органических соединений. Гидролиз неорганических соединений важен для оценки их токсичности, а гидролиз органических соединений применяют для получения ценных продуктов из древесины, жиров, эфиров и т.п., но особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности живых организмов.

Роль гидролиза в биохимических процессах трудно переоценить. Прежде всего, необходимо отметить ферментативный гидролиз, благодаря которому, три основных компонента пищи - жиры, белки, углеводы - в желудочно-кишечном тракте расщепляются водой на более мелкие фрагменты. В общем виде гидролиз пищевых компонентов описывается

R₁-O-R₂+H₂O→ R₁-OH + R₂-OH

где R₁, R₂ – фрагменты биоорганической молекулы, связанные через кислород.

Без этого процесса не было бы возможно усвоение пищевых продуктов, так как всасываться в кишечнике способны только относительно небольшие молекулы. Так, например, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится возможным лишь после полного их гидролиза ферментами до моносахаридов. Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться.