Хидролиза

::*Да не се помеша со [[електролиза]], честиот метод за производство на гасовит водород од вода.*

[280п|мини|Директна [Хемиска синтеза|синтеза и хидролиза на алуминиум фосфид.]]
**Хидролиза** (од старогрчкиот хидро- 'вода', и лисис 'да одврзе') ― 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. Поимот е користен нашироко за супституциски, елиминација и солвациски реакции во кои водата е нуклеофил.

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 производ. 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.

Резултатот на протолитичка реакција меѓу вода и сол на силна киселина и слаба база, средината ќе биде кисела, додека резултатот на протолитичката реакција меѓу вода и сол на слаба киселина и силна база ќе биде базна средина. Меѓутоа, сите соли не се хидролизираат. На пример, ако се работи за сол образувана од силна киселина и силна база (како што е натриум хлоридот), водните раствори се неутрални, т.е. кај нив концентрациите на хидроните и на негативните OH-јони се еднакви. Имено, катјоните што се образуваат при дисоцијацијата на ваква сол не донатори на протони, а анјоните не се (или се сосем слаби) акцептори на протони, така што не може да настане протолитичка реакција. Според тоа, во водните раствори на соли образувани од силна киселина и силна база нема да дојде до хидролиза.

## Примери на хидролиза
### Хидролиза на метални соли

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:

{[Al(H2O)6]^{3+} } + H2O  {[Al(OH)(H2O)5]^{2+} } + H3O+

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 ZnCl<sub>2</sub>, SnCl<sub>2</sub>, FeCl<sub>3</sub> и лантаноидните халиди, како DyCl<sub>3</sub>. Со некои соединенија, како TiO<sub>4</sub>, хидролизата може целосно да се одвива и се формира чист хидроксид или оксид, во овој случај TiO<sub>2</sub>.

### Хидролиза на естерска врска

Во хидролитичка реакција при која се раскинува естерска врска, еден хидролитички производ 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 делотворно обратен процес на естерификацијата, при што се добива оригиналниот алкохол и карбоксилна киселина повторно.

Постојат два главни методи за хидролиза на естри, 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.

рамка|центар|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

Во друга хидролитичка реакција, како што е хидролизата на амидна врска во карбоксилна киселина и амински производ амонијак, само производот карбоксилна киселина има хидроксилна група добиена од водата. Аминскиот производ (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

Под физиолошки услови (т.е. во разредени водени раствори), хидролитичката реакција на раскинување, каде концентрацијата на метаболитички претходник 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 производите 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 &gt; 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.

## Поврзано

* Киселинска хидролиза
* Аденозин трифосфат
* Алкална хидролиза
* Катаболизам
* Кондензациска реакција
* Дехидрациска реакција
* Хидролизиска константа
* Инхибиторска белковина
* Полимерска деградација
* Протеолиза
* Сапонификација
* Полимеризација со сол-гел
* Солволиза
* Термална хидролиза

## Наводи

Категорија:Хемиски реакции
Категорија:Рамнотежна хемија