Enligt teorin om elektrolytisk dissociation i en vattenlösning interagerar lösta partiklar med vattenmolekyler. Denna interaktion kan leda till en hydrolysreaktion.
Hydrolysär en reaktion av metabolisk nedbrytning av ett ämne med vatten.
Olika ämnen genomgår hydrolys: oorganiska - salter, metallkarbider och hydrider, icke-metallhalider; organiska - haloalkaner, estrar och fetter, kolhydrater, proteiner, polynukleotider.
Vattenlösningar av salter har olika pH-värden och olika typer av media - sura (pH< 7), щелочную (рН >7), neutral (pH = 7). Detta förklaras av det faktum att salter i vattenlösningar kan genomgå hydrolys.
Kärnan i hydrolys kommer ner till utbytet av kemisk interaktion mellan saltkatjoner eller anjoner med vattenmolekyler. Som ett resultat av denna interaktion bildas en lätt dissocierande förening (svag elektrolyt). Och i en vattenhaltig saltlösning uppträder ett överskott av fria H + eller OH - joner, och saltlösningen blir sur respektive alkalisk.
Klassificering av salter
Vilket salt som helst kan ses som produkten av reaktionen mellan en bas och en syra. Till exempel bildas saltet KClO av den starka basen KOH och den svaga syran HClO.
Beroende på styrkan av bas och syra kan vi skilja fyra sorters salter.
Låt oss överväga beteendet hos salter av olika typer i lösning.
1. Salter bildas stark grund Och svag syra.
Till exempel bildas kaliumcyanidsaltet KCN av den starka basen KOH och den svaga syran HCN:
I en vattenhaltig saltlösning sker två processer:
2) fullständig dissociation av salt (stark elektrolyt):
H + och CN - jonerna som bildas under dessa processer interagerar med varandra och binder till molekyler av en svag elektrolyt - cyanväte HCN, medan hydroxiden - OH-jonen - stannar kvar i lösningen och bestämmer därigenom dess alkaliska miljö. Hydrolys sker vid CN - anjonen.
Låt oss skriva ner den kompletta joniska ekvationen för den pågående processen (hydrolys):
Denna process är reversibel och den kemiska jämvikten flyttas åt vänster (mot bildandet av utgångsämnena), eftersom vatten är en mycket svagare elektrolyt än blåväte HCN:
Ekvationen visar att:
1) det finns fria hydroxidjoner OH - i lösningen, och deras koncentration är större än i rent vatten, därför har KCN-saltlösningen en alkalisk miljö (pH > 7);
2) CN - joner deltar i reaktionen med vatten, i detta fall säger de att hydrolys sker vid anjonen. Andra exempel på svaga sura anjoner som reagerar med vatten:
Myr HCOOH-anjon HCOO-;
Ättiksyra CH 3 COOH - anjon CH 3 COO - ;
kväve HNO2 - anjon NO2 -;
Vätesulfid H2S - anjon S2-;
Kol H2CO3 - CO32-anjon;
Svavelhaltig H 2 SO 3 är SO 3 2-anjonen.
Tänk på hydrolysen av natriumkarbonat Na 2 CO 3:
Hydrolys av saltet sker vid CO 3 2-anjonen.
Hydrolysprodukterna är sursaltet NaHCO 3 och natriumhydroxid NaOH.
Mediet i en vattenlösning av natriumkarbonat är alkaliskt (pH > 7), eftersom koncentrationen av OH - joner ökar i lösningen. Syrasaltet NaHCO 3 kan också genomgå hydrolys, vilket sker i mycket liten utsträckning och kan försummas.
För att sammanfatta vad du har lärt dig om anjonhydrolys:
1) enligt anjonen hydrolyseras salter som regel reversibelt;
2) den kemiska jämvikten i sådana reaktioner är kraftigt förskjuten åt vänster;
3) reaktionen av mediet i lösningar av sådana salter är alkalisk (pH > 7);
4) vid hydrolys av salter bildade av svaga flerbasiska syror erhålls sura salter.
2. Salter bildades stark syra Och svag grund.
Låt oss överväga hydrolysen av ammoniumklorid NH 4 Cl.
I en vattenhaltig saltlösning sker två processer:
1) lätt reversibel dissociation av vattenmolekyler (en mycket svag amfoter elektrolyt), vilket kan förenklas med ekvationen:
2) fullständig dissociation av salt (stark elektrolyt):
De resulterande OH - och NH 4 jonerna interagerar med varandra för att producera NH 3 H 2 O (svag elektrolyt), medan H + jonerna förblir i lösningen, vilket orsakar dess sura miljö.
Den fullständiga joniska ekvationen för hydrolys är:
Processen är reversibel, den kemiska jämvikten förskjuts mot bildandet av utgångsämnena, eftersom vatten H 2 O är en mycket svagare elektrolyt än ammoniakhydrat NH 3 H 2 O.
Förkortad jonisk ekvation för hydrolys:
Ekvationen visar att:
1) det finns fria vätejoner H + i lösningen, och deras koncentration är högre än i rent vatten, därför har saltlösningen en sur miljö (pH< 7);
2) ammoniumkatjoner NH+ deltar i reaktionen med vatten; i detta fall säger de att hydrolys sker vid katjonen.
Multipladdade katjoner kan också delta i reaktionen med vatten: dubbelladdad M 2+ (till exempel Ni 2 +, Cu 2 +, Zn 2+ ...), förutom alkaliska jordartsmetallkatjoner, tredubblad M 3 + (till exempel Fe3+, Al3+, Cr3+ ...).
Låt oss betrakta hydrolysen av nickelnitrat Ni(NO 3) 2, hydrolys av saltet med katjon:
Hydrolys av saltet sker vid Ni 2+ katjonen.
Den fullständiga joniska ekvationen för hydrolys är:
Förkortad jonisk ekvation:
Hydrolysprodukterna är det basiska saltet NiOHNO 3 och salpetersyra HNO 3.
Mediet i en vattenlösning av nickelnitrat är surt (pH< 7), потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Hydrolys av NiOHNO3-saltet sker i mycket mindre utsträckning och kan försummas. Således:
1) enligt katjonen hydrolyseras salter som regel reversibelt;
2) reaktionernas kemiska jämvikt är kraftigt förskjuten åt vänster;
3) reaktionen av mediet i lösningar av sådana salter är sur (pH< 7);
4) vid hydrolys av salter bildade av svaga polysyrabaser erhålls basiska salter.
3. Salter bildades svag grund Och svag syra.
Sådana salter genomgår hydrolys både vid katjonen och vid anjonen.
En svag baskatjon binder OH - joner från vattenmolekyler och bildar en svag bas; Den svaga sura anjonen binder H+-joner från vattenmolekyler för att bilda en svag syra. Reaktionen av lösningar av dessa salter kan vara neutral, svagt sur eller lätt alkalisk. Detta beror på dissociationskonstanterna för två svaga elektrolyter - syra och bas, som bildas som ett resultat av hydrolys.
Tänk till exempel på hydrolysen av två salter: ammoniumacetat NH 4 CH 3 COO och ammoniumformiat NH 4 HCCO:
I vattenlösningar av dessa salter interagerar katjoner av den svaga basen NH + med hydroxidjoner OH - (kom ihåg att vatten dissocierar H 2 O = H + + OH -), och anjonerna av svaga syror CH 3 COO - och HCOO - interagerar med H + katjoner med bildning av molekyler av svaga syror - ättiksyra CH 3 COOH och myr HCOOH.
Låt oss skriva joniska ekvationerna för hydrolys:
I dessa fall är hydrolys också reversibel, men jämvikten förskjuts mot bildandet av hydrolysprodukter - två svaga elektrolyter.
I det första fallet är lösningsmiljön neutral (pH = 7), eftersom Kd (CH 3 COOH) = Kd (NH 3 H 2 O) = 1,8 10 -5. I det andra fallet kommer lösningsmiljön att vara något sur (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.
Hydrolys av de flesta salter är en reversibel process. I ett tillstånd av kemisk jämvikt hydrolyseras endast en del av saltet. Vissa salter sönderdelas dock helt av vatten, d.v.s. deras hydrolys gör det inte reversibel process.
Aluminiumsulfid Al 2 S 3 i vatten genomgår irreversibel hydrolys, eftersom H+-jonerna som uppträder under hydrolys av katjonen är bundna av OH-jonerna som bildas under hydrolys av anjonen. Detta förbättrar hydrolysen och leder till bildandet av olöslig aluminiumhydroxid och vätesulfidgas:
Därför kan aluminiumsulfid Al 2 S 3 inte erhållas genom en utbytesreaktion mellan vattenlösningar av två salter, till exempel aluminiumklorid AlCl 3 och natriumsulfid Na 2 S.
Som ett resultat av hydrolys av både katjonen och anjonen:
1) om salter hydrolyseras både vid katjonen och vid anjonen reversibelt, så förskjuts den kemiska jämvikten i hydrolysreaktionerna åt höger; mediets reaktion är antingen neutral eller svagt sur eller svagt alkalisk, vilket beror på förhållandet mellan dissociationskonstanter för den resulterande basen och syran;
2) salter kan hydrolysera både katjonen och anjonen irreversibelt om åtminstone en av hydrolysprodukterna lämnar reaktionssfären.
4. Salter bildades stark grund Och stark syra, inte genomgår hydrolys .
Låt oss överväga "beteendet" av kaliumklorid KCl i en lösning.
Salt i en vattenlösning dissocierar till joner (KCl = K + + Cl -), men när det interagerar med vatten kan en svag elektrolyt inte bildas. Lösningsmiljön är neutral (pH = 7), eftersom koncentrationerna av H + och OH - joner i lösningen är lika, som i rent vatten.
Andra exempel på sådana salter inkluderar alkalimetallhalider, nitrater, perklorater, sulfater, kromater och dikromater, alkaliska jordartsmetallhalider (andra än fluorider), nitrater och perklorater.
Det bör också noteras att den reversibla hydrolysreaktionen är fullständigföljer Le Chateliers princip . Därför kan salthydrolys varastärka (och till och med göra det oåterkalleligt) på följande sätt:
1) tillsätt vatten (minska koncentrationen);
2) värm lösningen, vilket ökar den endotermiska dissociationen av vatten:
Detta betyder att mängden H + och OH - ökar, vilket är nödvändigt för hydrolysen av saltet;
3) binda en av hydrolysprodukterna till en svårlöslig förening eller avlägsna en av produkterna i gasfasen; till exempel kommer hydrolysen av ammoniumcyanid NH 4 CN att förbättras avsevärt på grund av nedbrytningen av ammoniakhydrat för att bilda ammoniak NH 3 och vatten H 2 O:
Hydrolys är möjligdämpa (minska avsevärt mängden salt som genomgår hydrolys) genom att gå tillväga enligt följande:
1) öka koncentrationen av den lösta substansen;
2) kyl lösningen (för att minska hydrolysen bör saltlösningar förvaras koncentrerade och vid låga temperaturer);
3) införa en av hydrolysprodukterna i lösningen; till exempel surgör lösningen om dess miljö som ett resultat av hydrolys är sur, eller alkalisera om den är alkalisk.
Betydelsen av hydrolys
Hydrolys av salter har både praktiska och biologisk betydelse.
Även i gamla tider användes aska som rengöringsmedel. Askan innehåller kaliumkarbonat K 2 CO 3, som hydrolyseras till en anjon i vatten.
För närvarande använder vi i vardagen tvål, tvättmedel och andra tvättmedel. Huvudkomponenten i tvål är natrium- och kaliumsalter av högre fetthaltiga karboxylsyror: stearater, palmitater, som hydrolyseras.
Hydrolysen av natriumstearat C 17 H 35 COONa uttrycks med följande joniska ekvation:
dvs lösningen har en lätt alkalisk miljö.
Salter som skapar den nödvändiga alkaliska miljön för lösningen finns i den fotografiska framkallaren. Dessa är natriumkarbonat Na 2 CO 3, kaliumkarbonat K 2 CO 3, borax Na 2 B 4 O 7 och andra salter som hydrolyserar vid anjonen.
Om surheten i jorden är otillräcklig utvecklar växterna en sjukdom - kloros. Dess tecken är gulning eller blekning av löv, försenad tillväxt och utveckling. Om pH är > 7,5 tillsätts ammoniumsulfat (NH 4) 2 SO 4 gödselmedel till jorden, vilket hjälper till att öka surheten på grund av hydrolys av katjonen som sker i jorden:
Ovärderlig biologisk roll hydrolys av vissa salter som utgör vår kropp.
Till exempel innehåller blodet natriumbikarbonat och natriumvätefosfatsalter. Deras roll är att upprätthålla en viss reaktion av omgivningen.
Detta sker på grund av en förändring i jämvikten för hydrolysprocesser:
Om det finns ett överskott av H+-joner i blodet binder de till hydroxidjoner OH -, och jämvikten skiftar åt höger. Med ett överskott av OH-hydroxidjoner skiftar jämvikten åt vänster. På grund av detta fluktuerar surheten i blodet hos en frisk person något.
Eller till exempel: mänsklig saliv innehåller HPO 4 - joner. Tack vare dem upprätthålls en viss miljö i munhålan (pH = 7-7,5).
Referensmaterial för provtagning:
Periodiska systemet
Löslighetstabell
Och de visar olika reaktioner av miljön - sura, alkaliska, neutrala.
Till exempel har en vattenlösning av aluminiumklorid AlCl 3 en sur miljö (pH< 7), раствор карбоната калия K 2 СО 3 - щелочную среду (pН >7), lösningar av natriumklorid NaCl och blynitrit Pb(NO 2) 2 - neutralt medium (pH = 7). Dessa salter innehåller inte vätejoner H + eller hydroxidjoner OH -, som bestämmer lösningsmiljön. Hur kan vi förklara de olika miljöerna för vattenhaltiga saltlösningar? Detta förklaras av det faktum att i vattenhaltiga lösningar genomgår salter hydrolys.
Ordet "hydrolys" betyder sönderdelning med vatten ("hydro" - vatten, "lys" - sönderdelning).
Hydrolys är en av de viktigaste kemiska egenskaper.
Salthydrolysär växelverkan mellan saltjoner och vatten, vilket resulterar i bildandet av svaga elektrolyter.
Kärnan i hydrolys kommer ner till den kemiska interaktionen av saltkatjoner eller anjoner med hydroxidjoner OH - eller vätejoner H + från vattenmolekyler. Som ett resultat av denna interaktion bildas en lätt dissocierande förening (svag elektrolyt). Den kemiska jämvikten i vattendissociationsprocessen skiftar åt höger.
Därför uppträder ett överskott av fria H + eller OH - joner i en vattenhaltig saltlösning, och saltlösningen visar en sur eller alkalisk miljö.
Hydrolys är en reversibel process för de flesta salter. Vid jämvikt hydrolyseras endast en liten del av saltjonerna.
Vilket salt som helst kan representeras som en produkt av interaktion med. Till exempel bildas saltet NaClO av den svaga syran HClO och den starka basen NaOH.
Beroende på styrkan hos den ursprungliga syran och den ursprungliga basen kan salter delas in i 4 typer: 
Salter av typ I, II, III genomgår hydrolys, salter av typ IV genomgår inte hydrolys
Låt oss titta på exempel på hydrolys av olika typer av salter.
jag. Salter som bildas av en stark bas och en svag syra genomgår hydrolys vid anjonen. Dessa salter bildas av en stark baskatjon och en svag syraanjon, som binder vätekatjonen H+ i vattenmolekylen och bildar en svag elektrolyt (syra).
Exempel: Låt oss sammanställa de molekylära och joniska ekvationerna för hydrolysen av kaliumnitrit KNO 2.
Saltet KNO 2 bildas av den svaga monobasiska syran HNO 2 och den starka basen KOH, som kan representeras schematiskt enligt följande:
Låt oss skriva ekvationen för hydrolysen av salt KNO 2: 
Vad är mekanismen för hydrolys av detta salt?
Eftersom H+-joner kombineras till molekyler av den svaga elektrolyten HNO 2, minskar deras koncentration och jämvikten i vattendissociationsprocessen enligt Le Chateliers princip skiftar åt höger. Koncentrationen av fria hydroxidjoner OH - ökar i lösningen. Därför har KNO 2-saltlösningen en alkalisk reaktion (pH > 7).
Slutsats: Salter som bildas av en stark bas och en svag syra visar, när de löses i vatten, en alkalisk reaktion av mediet, pH > 7.
II. Salter som bildas av en svag bas och en stark syra hydrolyserar vid katjonen. Dessa salter bildas av en svag baskatjon och en stark syraanjon. Salskatjonen binder hydroxidjonen OH - vatten och bildar en svag elektrolyt (bas).
Exempel: Låt oss skapa molekylära och joniska ekvationer för hydrolys av ammoniumjodid NH 4 I.
Saltet NH 4 I bildas av en svag ensyrabas NH 4 OH och en stark syra HI: 
När NH 4 I salt löses i vatten, ammoniumkatjoner NH 4 + binder till hydroxidjonerna OH - av vatten, och bildar en svag elektrolyt -. Ett överskott av vätejoner H + uppträder i lösningen. Mediet för NH4I-saltlösning är surt, pH<7.
Slutsats: Salter som bildas av en stark syra och en svag bas visar en sur reaktion under hydrolys, pH< 7.
III. Salter som bildas av en svag bas och en svag syra hydrolyseras samtidigt som både katjonen och anjonen.
Dessa salter bildas av en svag baskatjon, som binder OH - joner från en vattenmolekyl och bildar en svag bas, och en svag syraanjon, som binder H + joner från en vattenmolekyl och bildar en svag syra. Reaktionen av lösningar av dessa salter kan vara neutral, lätt sur eller lätt alkalisk. Detta beror på dissociationskonstanterna för den svaga syran och den svaga basen som bildas som ett resultat av hydrolys. Exempel 1: 
Låt oss skapa ekvationerna för hydrolysen av ammoniumacetat CH 3 COONH 4 . Detta salt bildas av svag ättiksyra CH 3 COOH och svag bas NH 4 OH:
Reaktionen av CH3COONH4-saltlösningen är neutral (pH = 7), eftersom Kd (CH3COOH) = Kd (NH4OH). Exempel 2:
Låt oss skapa ekvationerna för hydrolysen av ammoniumcyanid NH 4 CN. Detta salt bildas av en svag syra HCN och en svag bas NH 4 OH:
Reaktionen av NH4CN-saltlösningen är lätt alkalisk (pH > 7), eftersom Kd (NH4OH) > Kd (HCN).
Som redan nämnts är hydrolys för de flesta salter en reversibel process. Vid jämvikt hydrolyseras endast en liten del av saltet. Vissa salter sönderdelas dock helt av vatten, d.v.s. för dem är hydrolysen irreversibel. Irreversibel (fullständig) hydrolys 
Exempel: salter som bildas av en svag olöslig eller flyktig bas och en svag flyktig eller olöslig syra exponeras. Sådana salter kan inte existera i vattenlösningar. Dessa inkluderar till exempel:
Låt oss skapa en ekvation för hydrolysen av aluminiumsulfid Al 2 S 3:
Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
Därför, som ett resultat av utbytesreaktioner mellan vattenlösningar av vissa salter, bildas inte alltid två nya salter. Ett av dessa salter kan genomgå irreversibel hydrolys för att bilda motsvarande olösliga bas och en svag, flyktig (olöslig) syra. Till exempel:
Fe2S3 + 6H2O = 2Fe(OH)3 ↓ + 3H2S
Genom att summera dessa ekvationer får vi:
eller i jonform:
3S 2- + 2Fe 3+ + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 ↓ + 3H 2 S
IV. Salter som bildas av en stark syra och en stark bas hydrolyserar inte, eftersom katjonerna och anjonerna av dessa salter inte binder till H + eller OH - jonerna i vatten, det vill säga de bildar inte svaga elektrolytmolekyler med dem. Jämvikten för vattendissociation förändras inte. Lösningsmiljön för dessa salter är neutral (pH = 7,0), eftersom koncentrationerna av H + och OH - joner i deras lösningar är lika, som i rent vatten.
Slutsats: Salter som bildas av en stark syra och en stark bas genomgår inte hydrolys när de löses i vatten och visar en neutral reaktion av omgivningen (pH = 7,0).
Stegvis hydrolys
Hydrolys av salter kan ske stegvis. Låt oss överväga fall av stegvis hydrolys.
Om ett salt bildas av en svag flerbasisk syra och en stark bas beror antalet hydrolyssteg på den svaga syrans basicitet. I en vattenhaltig lösning av sådana salter, vid de första stadierna av hydrolys, bildas ett surt salt istället för en syra och en stark bas. Stegvis hydrolyserade salter Na 2 SO 3, Rb 2 CO 3, K 2 SiO 3, Li 3 PO 4, etc.
Exempel: Låt oss sammanställa de molekylära och joniska ekvationerna för hydrolysen av kaliumkarbonat K 2 CO 3.
Hydrolys av K 2 CO 3 saltet fortskrider genom anjonen, eftersom kaliumkarbonatsaltet bildas av den svaga syran H 2 CO 3 och den starka basen KOH:
Eftersom H 2 CO 3 är en tvåbasisk syra, sker hydrolysen av K 2 CO 3 i två steg.
Första steget:
Produkterna från det första steget av hydrolys av K 2 CO 3 är det sura saltet KHCO 3 och kaliumhydroxid KOH.
Andra steget (hydrolys av syrasaltet, som bildades som ett resultat av det första steget): 
Produkterna från det andra steget av hydrolys av K 2 CO 3 är kaliumhydroxid och svaga kolsyra H2CO3. Hydrolys i det andra steget sker i mycket mindre utsträckning än i det första steget.
Mediet för K 2 CO 3 saltlösningen är alkaliskt (pH > 7), eftersom koncentrationen av OH - joner i lösningen ökar.
Om ett salt bildas av en svag polysyrabas och en stark syra, beror antalet hydrolyssteg på surheten hos den svaga basen. I vattenlösningar av sådana salter bildas i de första stegen ett basiskt salt istället för en bas och en stark syra. Salterna MgS04, CoI2, Al2(SO4)3, ZnBr2, etc. hydrolyseras stegvis.
Exempel: Låt oss skapa molekylära och joniska ekvationer för hydrolysen av nickel(II)klorid NiCl2.
Hydrolys av NiCl 2-saltet sker genom katjonen, eftersom saltet bildas av den svaga basen Ni(OH) 2 och den starka syran HCl. Ni 2+ katjonen binder hydroxidjoner OH - vatten. Ni(OH)2 är en tvåsyrabas, så hydrolys sker i två steg.
Första steget:
Produkterna från det första steget av NiCl2-hydrolys är det basiska saltet NiOHCl och den starka syran HCl.
Andra steget (hydrolys av huvudsaltet, som bildades som ett resultat av det första steget av hydrolys): 
Produkterna från det andra steget av hydrolys är den svaga basen av nickel(II)hydroxid och den starka saltsyran HCl. Graden av hydrolys i det andra steget är emellertid mycket mindre än i det första steget.
NiCl2-lösningsmedium - surt, pH< 7, потому что в растворе увеличивается концентрация ионов Н + .
Inte bara utan även andra oorganiska föreningar genomgår hydrolys. Kolhydrater, proteiner och andra ämnen hydrolyseras också, vars egenskaper studeras i kursen organisk kemi. Därför kan vi ge en mer allmän definition av hydrolysprocessen:
Hydrolys– Det här är en reaktion av metabolisk nedbrytning av ämnen med vatten.