БСЭ1/Гидролиз

Шаблон:БСЭ1 ГИДРОЛИЗ (от греч—hydor вода, lysis—развязывание), химическая реакция двойного разложения с участием воды, б.ч. реакция обратная нейтрализации. Примером может служить Г. цианистого калия $(\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{N}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{N})$ с образованием едкого кали и синильной кислоты или Г. хлорного железа $[\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3+3\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_3+3\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}]$ с образованием гидроокиси железа и соляной кислоты. В первом примере синильная кислота—слабая кислота, а едкое кали—сильная щелочь, поэтому раствор цианистого калия имеет щелочную реакцию; во втором примере гидроокись железа—слабое основание, соляная кислота—сильная кислота, поэтому раствор хлорного железа имеет кислую реакцию. Так как одновременно идет реакция нейтрализации, то обе реакции, идущие друг другу навстречу, приводят к равновесному состоянию.—В случае солей слабых кислот и слабых оснований, реакция раствора зависит от относительной слабости кислоты и основания. Растворы сильных кислот и сильных оснований обычно нейтральны. Отчетливая кислая или щелочная реакция раствора соли не означает, что соль гидролитически сильно распалась; так, в сильно щелочном децинормальном растворе буры только 0,5% соли подвергается разложению; в крайне слабом растворе хлористого алюминия (с кислой реакцией) разлагается только 4,5% соли. Гидролиз усиливается с разведением раствора и с повышением температуры. В нек-рых случаях Г. может итти далеко,—так, в растворе сернистого натрия половина соли разлагается, а в тех случаях, когда один из продуктов реакции выпадает в осадок, напр., при Г. хлористого висмута $\mathrm{B}\mathrm{i}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_3+2\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=\mathrm{B}\mathrm{i}(\mathrm{O}\mathrm{H}){\phantom{A}}_2\mathrm{C}\mathrm{l}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}$, где образуется нерастворимая основн. соль висмута, Г. может итти почти до конца.—В случае галоидных соединений металлоидов в результате воздействия воды образуются две кислоты; обратной реакции (нейтрализации) нет, и Г. таких соединений идет до конца (необратимая реакция); так, например, под действием воды пятихлористый фосфор полностью разлагается на хлористый водород и фосфорную кислоту $(\mathrm{P}\mathrm{C}\mathrm{l}{\phantom{A}}_5+4\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=5\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_3\mathrm{P}\mathrm{O}{\phantom{A}}_4)\cdot$

Как объясняет ионная теория, явление гидролиза можно показать на примере цианистого натрия. В водном растворе распадаются на ионы как $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{N}$, так и вода:

$\begin{array}{cc}& \mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{N}\mathrm{=}\mathrm{N}{\mathrm{a}}^{\mathrm{+}}\mathrm{+}\mathrm{C}{\mathrm{N}}^{\mathrm{-}}\\ & {\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{=}\mathrm{O}{\mathrm{H}}^{\mathrm{-}}\mathrm{+}{\mathrm{H}}^{\mathrm{+}}\end{array}\}\rightleftarrows \mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{N}.$

Ионы $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ из воды, соединяясь с ионами $\mathrm{C}\mathrm{N}{\phantom{A}}^{-}$, образуют молекулы слабой синильной кислоты, т. е. кислоты, слабо диссоциирующей на ионы; убыль ионов $\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}$ вызывает дальнейшую диссоциацию воды и накопление ионов гидроксила $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$, которые почти не комбинируются с ионами $\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}$ в молекулы $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}$ в виду того, что $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}$ сильная щелочь, т. е. весьма сильно распадается на ионы; увеличение числа ионов гидроксила $\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-}$ вызывает щелочную реакцию раствора цианистого натрия.—Прилагая закон действия масс к Г., мы можем вычислить его константу; например, в случае Г. $\underset{𝑎}{\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{N}}+\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=\underset{𝑏}{\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}}+\underset{𝑐}{\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{N}},$ где $a,b,c$ — концентрация соответствующих веществ, константа Г. $\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{N}$ равна $K$_г$=\frac{bc}{a};$ она имеет размерность концентрации и численно равна той концентрации, при которой гидролитически распадается половина соли. Константа Г. связана с константами $K_w$ константой ионизации воды $(\mathrm{H}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}=\mathrm{H}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{O}\mathrm{H}{\phantom{A}}^{-})$ и $K_k$ — константой ионизации слабо диссоциирующей кислоты $(\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{N}=\mathrm{N}\mathrm{a}{\phantom{A}}^{+}+\mathrm{C}\mathrm{N}{\phantom{A}}^{-})$, а именно $K$_г$=\frac{K_w}{K_k}.$

Для определения степени Г. соли прибегают к разным методам: определению электропроводности растворов, электродвижущих сил особо построенных элементов с целью определения концентрации ионов водорода, измерению скорости инверсии сахара или обмыливания сложн. эфиров, и др.