БСЭ1/Гидролиз

Гидролиз
Большая советская энциклопедия (1-е издание)

Словник: Германия — ГИМН. Источник: т. XVI (1929): Германия — ГИМН, стлб. 710—711 ( РГБ )

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 ${\ce {(KCN + H2O=KOH + HCN)}}$ с образованием едкого кали и синильной кислоты или Г. хлорного железа ${\ce {[FeCl3 + 3H2O=Fe(OH)3 + 3HCl]}}$ 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 ${\ce {BiCl3 + 2H2O=Bi(OH)2Cl + 2HCl}}$, 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 ${\ce {(PCl5 + 4H2O=5HCl + H3PO4).}}$

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

${\begin{aligned}&\mathrm {NaCN=Na^{+}+CN^{-}} \\&\mathrm {H_{2}O=OH^{-}+H^{+}} \end{aligned}}{\Big \}}\rightleftarrows \mathrm {HCN} .$

Ионы ${\ce {H+}}$ из воды, соединяясь с ионами ${\ce {CN-}}$, образуют молекулы слабой синильной кислоты, т. е. кислоты, слабо диссоциирующей на ионы; убыль ионов ${\ce {H+}}$ вызывает дальнейшую диссоциацию воды и накопление ионов гидроксила ${\ce {OH-}}$, которые почти не комбинируются с ионами ${\ce {Na+}}$ в молекулы ${\ce {NaOH}}$ в виду того, что ${\ce {NaOH}}$ сильная щелочь, т. е. весьма сильно распадается на ионы; увеличение числа ионов гидроксила ${\ce {OH-}}$ вызывает щелочную реакцию раствора цианистого натрия.—Прилагая закон действия масс к Г., мы можем вычислить его константу; например, в случае Г. ${\ce {{\underset {\mathit {a}}{NaCN}}+H2O={\underset {\mathit {b}}{NaOH}}+{\underset {\mathit {c}}{HCN}},}}$ где $a,b,c$ — концентрация соответствующих веществ, константа Г. ${\ce {NaCN}}$ 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 ${\ce {(H2O=H+ + OH- \!)}}$ и $K_{k}$ — константой ионизации слабо диссоциирующей кислоты ${\ce {(NaCN=Na+ + CN- \!)}}$, 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.

А. Раковский.