ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ КАФЕДРА ХИМИИ Лекция Процессы

ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ

КАФЕДРА ХИМИИ
Лекция
Процессы гидролиза. Количественные характеристики гидролиза
и его биологическая роль
Определение гидролиза.
Виды гидролиза солей.
Протолитические равновесия процесса гидролиза.
Количественные характеристики процесса гидролиза.

Лектор: Ирина Викторовна Ганзина
кандидат биологических наук
доцент кафедры химии

среды близка к нейтральной. Если в состав соли входит остаток

слабого электролита, это приводит к изменениям pH в сторону увеличения или уменьшения. Причиной этого является гидролиз соли.
Гидролиз – реакция обменного разложения соли водой, приводящая к образованию слабого электролита.

аниону), например- К2CО3, NаF
слабым основанием и сильной кислотой

(гидролиз по катиону), например- АICl3,Сu(NО3) 2
слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и аниону), например CH3COONH4.

необратима, т.к. образуется осадок Al(OH)3 и выделяется сероводород H2S.

подвергаются.

протолитическое равновесие, то есть процесс переноса протона, в котором участвует

ион слабого электролита и молекула воды:
NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ pH < 7
CH3COO- + HOH ↔ CH3COOH + OH- pH > 7
Протолитическое равновесие представляет собой в прямом направлении реакцию гидролиза, в обратном – реакцию нейтрализации.

гидролиз протекает ступенчато и без факторов, усиливающих гидролиз, как правило,

останавливается на первой ступени с образованием кислотных или основных продуктов:
CO32- + HOH ↔ HCO3- + HO- pH > 7
Fe2+ + HOH ↔ FeOH+ + H+ pH < 7

в зависимости от pH среды.

кислота определяет реакцию раствора сульфата цинка - лакмус краснеет.
Zn2+ + HOH  

↔  ZnOH + + H+ рН˂7
2 ZnSO4 + 2 HOH ↔  (ZnOH)2SO4 + H2SO4
В обычных условиях гидролиз протекает главным образом по первой ступени.
Усиливают гидролиз:
разбавление раствора
повышение температуры
добавление небольшого количества щелочи

константы гидролиза (Кгидр).
Степень гидролиза показывает отношение числа молекул соли, подвергшихся

гидролизу (N) к общему числу молекул растворенной соли (N0):




Степень гидролиза зависит от природы электролита, концентрации соли, присутствия других электролитов,
рН раствора.

h% = . 100

h =

;

слабых электролитов и определяется на основании закона действующих масс.
Рассмотрим пример

гидролиза по катиону слабого основания:
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-
слабое основание


Выразим константу равновесия для данного процесса:

Кравн. =

NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+ (pH < 7)

константа гидролиза :



Тогда:


Кравн. . [H2O] =
Кравн. . [H2O] =

Кгидр.

Кгидр. =

1
Kдисс. (NH4OH)

Kв
Kдисс. (NH4OH)

Кв
Кдисс. слабого электролита


Таким образом, константа гидролиза соли равна отношению величины ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабого электролита (кислоты или основания) в составе соли.

Кгидр.=

Кв
Кдисс. слаб.к-ты • Кдисс. слаб.осн-я

Чем слабее кислота или основание в составе соли, т.е. чем меньше их Кдисс , тем больше Кгидр , тем в большей мере соль подвергается гидролизу.
Кгидр. зависит от природы электролитов в составе соли, температуры и практически не зависит от концентрации соли в растворе.

Кгидр. =

белков, жиров, углеводов, нуклеиновых кислот. Эти процессы протекают под действием

ферментов гидролаз. При этом расщепляются связи С – О, О – Р, C – N и др.
Биологически ценной является реакция гидролиза АТФ. При разрыве макроэргических связей выделяется свободная энергия ∆G≈50 КДж∙моль-1, которая расходуется на биосинтез белков, ионный транспорт, сокращение мышц и другие процессы.

систем организма, процессов дыхания, а также действия многих лекарственных веществ.