Понятие гидролиза

Размещено на http://www.allbest.ru/

Реферат на тему:

"Гидролиз"

Выполнила: Снитко Ольга

Ст. Новотроицкое 2014г

Введение

В общем случае под гидролизом понимают реакцию разложения вещества водой (от греч. "гидро" - вода, "лизис" - разложение). Гидролизу могут подвергаться белки, жиры, углеводы, эфиры и другие вещества. В неорганической химии чаще всего встречаются с гидролизом солей.

Гидролиз в химии

Гидролизом называется взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

Гидролизу подвержены соединения различных классов. Рассмотрим один из его важнейших случаев - гидролиз солей.

В случае реакций нейтрализации, в которых участвуют слабые кислоты и основания, реакции протекают не до конца. Значит при этом в той или иной степени протекает и обратная реакция (взаимодействие соли с водой), приводящая к образованию кислоты и основания. Это и есть гидролиз соли. В реакции гидролиза вступают соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, или слабой кислотой и сильным основанием, или слабым основанием и сильной кислотой. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, гидролизу не подвергаются; нейтрализация в этом случае сводится к процессу:

H3O+ + OH- = 2H2O

А обратная реакция - диссоциация молекулы воды на ионы - протекает в ничтожно малой степени.

В случае соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион соли и реакция сопровождается образованием ионов H3O+, например:

NH4CL + H2O = NH3•HOH + HCL

Или

NH4+ + 2H2O = NH3•HOH + H3O+

Накопление ионов H3O+ приводит к уменьшению концентрации ионов OH-. Таким образом, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, имеют кислую реакцию.

В рассмотренных случаях гидролизу подвергается не всё количество находящейся в растворе соли, а только часть его. Иначе говоря, в растворе устанавливается равновесие между солью и образующими её кислотой и основанием. Доля вещества, подвергающаяся гидролизу, - степень гидролиза - зависит от константы этого равновесия, а также от температуры и от концентрации соли.

Запишем уравнение гидролиза в общем виде. Пусть НА - кислота, МОН - основание, МА - образованная ими соль. Тогда уравнение гидролиза будет иметь вид:

МА + Н 2О =НА + МОН

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия: протон переходит от молекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Например, гидролиз иона аммония можно выразить уравнения:

NH4+ + H2O = H3O+ + NH3.

Особенности почвенного гидролиза и его значение.

Почва - уникальная природная система. Главное свойство почвы - неразрывная связь входящих в нее живых и неживых компонентов. Состав почвы весьма сложен. В ней имеется не только твердая фаза, но также жидкая (почвенный раствор) и газовая (почвенный воздух). Почвенные растворы являются растворами целой массы самых разнообразных веществ - электролитов и неэлектролитов, и коллоидов.

Почва образуется и функционирует как система при сочетании взаимообусловленной жизнедеятельности разных групп организмов. Одной из важных химических функций почв является обмен катионов и анионов, благодаря которому минеральные удобрения и микроэлементы становятся доступными для растений. Когда ионы калия (К+), магния (Мg2+), кальция (Са 2+) и других металлов вбираются корнями растений, ион водорода обменивается на ион металла, при этом происходит увеличение кислотности почвы:

Почва: Са 2+ + 2СО 2 + 2Н 2О

Почва: Н+, Н+ +Са 2+ (корни) + 2НСО 3-.

Почва выступает как буфер и сопротивляется изменениям рН. Однако буферная способность существенно зависит от типа почвы. Для почв, бедных известняком, она практически отсутствует; действие кислотных дождей на такие почвы оказывается пагубным, ионообменные процессы нарушаются.

При большом подкислении почвы происходит также переход металлов из оксидов в раствор, а среди них могут быть и такие токсичные для растений металлы, как цинк, железо, марганец и алюминий:

Почва: Н+, Н+ +ZnО

Почва: Zn2+ +Н 2О.

Повышение кислотности заболоченных почв приводит к выделению Н 2S, крайне токсичного для растений и многих полезных микроорганизмов. Реакция катализируется микроорганизмами, а роль восстановителя играют органические вещества:

SО 42- + 2СН 2O + 2Н++ Н 2S +2СО 2 +2Н 2O.

Понижение кислотности почвы требует затрат и может быть достигнуто введением карбоната кальция:

Почва: Н+ + СаСО 3

Почва: Сa2++ СО 2 +Н 2O

Щелочность почвенного раствора вызывается присутствием в почвах не свободных щелочей, а солей слабых кислот и сильных оснований. Из таких солей самое большое распространение имеет в почвах карбонат кальция, но его растворимость, как такового, настолько мала, что о вредном действии его растворов на растения не может быть и речи. Другие щелочные соединения почвы могут быть разбиты на две группы:

1) гуминовокислые щелочи, кремниевокислые щелочи и нормальные карбонаты щелочных металлов,

2) двууглекислые щелочные соли. Соли, входящие в первую группу, имеют то общее, что все они в водных растворах сильно гидролизуются с освобождением иона ОН-.

Поэтому к действию их на растения как таковых присоединяется еще действие сильно ядовитого иона ОН-, который нейтрализуется подкислением почв. Двууглекислые щелочные соли, вследствие очень слабой своей электролитической диссоциации, мало оказывают на растения побочного вредного влияния и этим приближаются к СаСО 3.

В главных фосфорных удобрениях фосфорная кислота содержится преимущественно в виде кальциевых солей, причем в апатите, фосфорите, томасшлаке и костяной муке находится трехкальциевый фосфат, а в суперфосфатах - свободная фосфорная кислота, одно - и двухкальциевые фосфаты. гидролиз кислотный щелочность

Трехкальциевый фосфат - Са 3 (РО 4)2 в воде почти нерастворим, но благодаря тому, что это вещество является солью слабой кислоты и относительно сильного основания, те ничтожные следы, которые оказываются в почвенном растворе, подвергаются гидролизу, вследствие чего равновесие в растворе нарушается, в воду переходит новое количество соли, которое снова гидролизуется и т.д., так что в конце концов в растворе оказывается количественно определимая величина фосфорной кислоты. Гидролиз Са 3 (РО 4)2 будет идти до известного предела, а именно до тех пор, пока между ионами Са 2+ и РО 3-, с одной стороны, и продуктами гидролиза Са 2+, ОН-, НРО 42-, Н 2 РО 4- и Н 3РО 4, с другой стороны, не установится равновесие. Таким образом, увеличивая концентрацию одного из продуктов гидролиза Са 3 (РО 4)2, мы тем самым уменьшим количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор из этой соли, и, наоборот, уменьшая концентрацию какого-либо из этих продуктов, мы увеличим это количество. Например, присутствие СаСО 3, СаО или Са(ОН)2 с Са 3 (РО 4)2 увеличивает концентрацию в почвенном растворе одного из продуктов гидролиза Са 3 (РО 4)2, что влечет за собой уменьшение концентрации фосфорной кислоты в растворе и усвоение фосфорных удобрений растениями. В противоположность этому гидролиз FеРО 4 понижает концентрацию ионов ОН-, что увеличивает количество фосфорной кислоты, переходящей в почвенный раствор.

Таким образом, почвенный гидролиз солей - эффективный регулятор количества растворимых форм полезных элементов в почвенном растворе и процессов обмена ионами между почвой и растениями.

Заключение

Рассмотренные примеры доказывают колоссальную роль гидролиза в процессах жизнедеятельности организма: На нём основываются процессы питания и выделения, поддержания гомеостаза (постоянства среды) и перераспределения энергии. Процесс гидролиза применяют для получения ценных веществ из древесины, жиров, эфиров. Особенно важную роль гидролиз играет в жизнедеятельности организмов. При гидролизе аденозинтрифосфата (АТФ) высвобождается энергия, необходимая для жизнедеятельности организмов.

Без ферментативного гидролиза не могли бы усваиваться белки, жиры, полисахариды, так как всасываться в кишечнике способны относительно небольшие молекулы. Например, усвоение дисахаридов и полисахаридов становится возможным лишь после их полного гидролиза ферментами до моносахаридов.

Список использованной литературы

1. Николаев А.Я. Биологическая химия - М.: ООО "Медицинское информационное агентство", 1998.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. Изд.19-е. "Химия", 1977.

3. Степаненко Б.Н. Курс органической химии. 3-е издание. М.: Высшая школа, 1979

4. Большая медицинская энциклопедия. М.:"Советская энциклопедия", 1979.

5. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М.: Высшая школа, 1993 г.

6. Для подготовки данной работы были также использованы материалы с сайта http://www.5ka.ru

Размещено на Allbest.ru