Хидролиза

Од Википедија, слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Да не се помеша со електролиза, честиот метод за производство на гасовит водород од вода.


При хидролизата, една молекула под влијанието на контактот со водата се дели на два помали фрагменти, од кои едниот добива OH- јон, а другиот добива H+ јон.

Хидролиза е хемиска реакција во која една молекула се дели на два дела при реакција со молекула на вода, која има хемиска формула H2O. Еден од деловите на поделената молекула добива OH- јон од молекулата на водата, додека другиот дел добива H+ јон од водата.

Оваа реакција е различна од реакцијата на хидратација, во која водените молекули се адираат на супстанца, но делење на молекулата воопшто не се случува. Во органската хемија, хидролизата може да се смета како спротивен процес на реакцијата на кондензација, процес во кој два молекуларни фрагменти се спојуваат за сметка на секоја молекула вода која се создава. Бидејќи хидролизата е повратна реакција, кондензацијата и хидролизата може да се случат во исто време, со положбата на рамнотежа која ја детерминира количината на секој продукт. Во неорганската хемија, овој збор често се користи за раствори на соли и реакциите при кои тие се претвораат во нови јонски соединенија или во талози (оксиди, хидроксиди или соли). Некои примери на хидролиза се објаснети подолу.

Примери на хидролиза[уреди]

Хидролиза на метални соли[уреди]

Многу метални јони се силни Луисови киселини и во вода тие може да подлежат на хидролиза при што се образуваат базни соли. Таквите соли содржат хидроксилна група која е директно поврзана со металниот јон на местото на водна лиганда. На пример, алуминиум хлоридот подлежи на екстензивна хидролиза во вода, таква што pH на растворот постанува мошне кисела:

Хидролиза на хидриран Al3+ јон.

Ова значи дека доколку растворите на AlCl3 евапорираат, хлороводородната киселина се губи и резултатот е базна сол (во овој случај, оксихлорид) наместо AlCl3. Вакво хемиско однесување се огледува и кај други метални хлориди, како ZnCl2, SnCl2, FeCl3 и лантанидните халиди, како DyCl3. Со некои соединенија, како TiO4, хидролизата може целосно да се одвива и се формира чист хидроксид или оксид, во овој случај TiO2.

Хидролиза на естерска врска[уреди]

Во хидролитичка реакција при која се раскинува естерска врска, еден хидролитички продукт содржи хидроксилна функционална група, додека другиот содржи карбоксилна група.

Делот (фрагментот) од родителската молекула кој првобитно бил карбоксилат добива водороден јон од додатна молекула на вода. Делот, пак, кој бил првобитно алкил група ја собира останатата хидроксилна група од водената молекула. Ова е ефективно обратен процес на естерификацијата, при што се добива оригиналниот алкохол и карбоксилна киселина повторно.

Постојат два главни методи за хидролиза на естери, базната хидролиза и киселинско - катализираната. При киселинско - катализираната хидролиза се користи разредена киселина за да ја протонира карбонилната група со цел да ја активира кон нуклеофилен напад од молекула на вода. Но, повообичаениот метод за естерска хидролиза вклучува рефлуксирање на естерот со водеста база, како штп се NaOH или KOH. Кога реакцијата е завршена, карбоксилатната сол се закиселува при што ја ослободува слободната карбоксилна киселина.

Базна хидролиза на естер.

Важен пример на оваа реакција е ослободувањето на масни киселини од глицерол во триглицеридната хидролиза, што се случува за време на сапонификацијата.

Хидролиза на амидни врски[уреди]

Во друга хидролитичка реакција, како што е хидролизата на амидна врска во карбоксилна киселина и амински продукт амонијак, само продуктот карбоксилна киселина има хидроксилна група добиена од водата. Аминскиот продукт (т.е. амонијакот) го добива останатиот водороден јон. Поспецифичен случај на хидролизата на амидна врска е хидролизирање на пептидните врски на аминокиселините.

Неповратноста на хидролизата под физиолошки услови[уреди]

Под физиолошки услови (т.е. во разредени водени раствори), хидролитичката реакција на раскинување, каде концентрацијата на метаболитички прекурсор е ниска (од редот на 10-3 до 10-6 молови), е есенцијално термодинамички неповратна. На пример:

A + H2O → X + Y
K_d = \frac{\left[X\right] \left[Y\right]} {\left[H_2O\right] \left[A\right]}

Претпоставувајќи дека x е крајната концентрација на продуктите и дека C е почетната концентрација на A, и W = = [H2O] = 55.5 мола, тогаш x може да се пресмета со равенката:

\frac{x \times x}{W\left(C - x\right)} = K_d

нека Kd×W = k:

тогаш  x = \frac {-k + \sqrt {k^2 + 4kC} } {2}

За вредност од C = 0,001 мола, и k = 1 мол, x/C > 0,999. Помалку од 0,1% од првобитниот реактант ќе биде присутен штом реакцијата ќе заврши.

Темата за физиолошката неповратност на хидролизата се користи главно во метаболитичките патишта, бидејќи многу биолошки процеси се водени од цепењето на анхидридните пирофосфатни врски.

Видете исто така[уреди]