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⁺.

СН₃СОО   NH₄+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:

Kравн =

[NH

[

OH][H⁺ ]

= Kгидр .

Степень гидролиза представляет собой отношение концентраций гидролизуемой 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, усвоение полисахаридов и дисахаридов становится            возможным послетолько полного их гидролиза ферментами до моносахаридов.

Точно так же белки и липиды гидролизуются до веществ, которые лишь потом могут усваиваться.