С целью подавления гидролиза раствор подкисляют небольшим количеством сильной кислоты НС1 и равновесие смещается в сторону исходной соли. Этот метод подавления гидролиза используется в лабораторной практике при приготовлении растворов легко гидролизующихся солей.

В некоторых случаях гидролиз надо увеличить, например, обнаружение ионов висмута Bi3+ осуществляют, используя реакцию гидролиза, при которой образуется белый осадок хлорида висмутила ВiOС1:

BiCl3 + 2Н2О = Bi(OH)2Cl + 2НС1;

Bi(OH)2Cl = BiOCl + H2O.

Повышение температуры раствора усиливает гидролиз соли. Это объясняется тем, что при повышении температуры диссоциация воды возрастает, в то время как степень диссоциации кислоты или основания мало изменяется. Так, при разбавлении водой и нагревании раствора ацетата железа (III) происходит гидролиз данной соли. Это используется для качественного обнаружения ацетат-ионов:

Fe (СН3СОО)3 + 2Н2О = Fe(OH)2 СН3СОО + 2СН3СООН.

Таким образом, влияние различных факторов на смещение равновесия гидролиза используется в аналитической химии для обнаружения отдельных ионов, регулирования кислотности и щелочности анализируемых растворов, разделения ионов при систематическом качественном анализе. Процесс гидролиза солей оказывает влияние на проведение количественного анализа, что используется при определении слабых кислот с помощью сильных оснований.

Необратимый, или полный, гидролиз

Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции, является необратимым. Например, при гидролизе сульфида алюминия A12S3 выделяется газ H2S и образуется осадок А1(ОН)3. В результате соль A12S3 в водных растворах существовать не может:

A12S3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + 3H2S

Такое явление наблюдается в результате обмерной реакции между водными растворами некоторых солей, когда одна из двух получающихся солей сразу подвергается необратимому гидролизу с образованием соответствующего нерастворимого основания и слабой летучей кислоты:

2СгС13 + 3Na2S = Cr2S3 + 6NaCl;

Cr2S3 + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3H2.

Суммируя jith два уравнения, получаем

2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 6NaCl+ 3H2S;

2Cr3+ + 3S2- + 6H2O = 2Cr(OH)3+ 3H2S.

В водных растворах не могут существовать карбонаты хрома и железа, силикат аммония, так как сразу образуются продукты их гидролиза :

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3+ 3CO2+ 6NaCl;

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.

28. Растворимость веществ. Произведение растворимости. Механизм накипеообразования

Растворимость вещества — способность образовывать с другим веществом однородную, термодинамически устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов. Такие системы возникают при взаимодействии газов с жидкостями, жидкостей с жидкостями и т.д. (см. Растворы).Соотношение компонентов может быть либо произвольным, либо ограниченным некоторыми пределами. В последнем случае Р. называют ограниченной. Мерой Р. вещества при данных условиях служит концентрация его насыщенного раствора. Р. различных веществ в определённом растворителе зависит от внешних условий, прежде всего — от температуры и давления. Давление наиболее сильно сказывается на Р. газов. Изменение внешних условий влияет на Р. в соответствии с принципом смещения равновесий (см. Ле Шателье — Брауна принцип).Для наиболее важных растворителей составлены таблицы Р. различных веществ в зависимости от внешних условий или только для стандартных условий.

Произведение растворимости — произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого сильного электролита. Показатели степени для концентраций, входящих в П. р., равны коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении диссоциации электролита. Для неидеальных растворов концентрации должны быть заменены на активности и полученное произведение называется произведением активностей. При данной температуре и в данном растворителе П. р. для каждого электролита есть характерная постоянная величина.

Постоянство П. р. выводится из действующих масс закона и представляет собой частную форму этого закона в приложении к равновесию твёрдый электролит Ы его насыщенный раствор. При этом предполагается, что в растворе электролит находится в полностью диссоциированной форме. П. р. наиболее точно измеряется методом эдс. Часто для измерения П. р. используют также определение растворимости по электропроводности насыщенных растворов. Для многих соединений П. р. установлено с достаточной для практических целей точностью. В таблицах П. р. обычно приводятся при температуре 25 °С (иногда при 18 °С).Из правила постоянства П. р. следует, что если произведение концентраций ионов в растворе превышает величину П. р., то выпадает осадок; в противном случае осадок не образуется. Это следствие позволяет регулировать содержание ионов в растворе при использовании процессов осаждения, растворения, а также высаливания, имеющих большое значение в аналитической химии и химической технологии. Так, при увеличении концентрации одного из ионов путём введения в раствор нового электролита с одноимённым катионом или анионом концентрация др. иона понижается за счёт выпадения части труднорастворимого электролита в осадок. Понижение растворимости происходит обычно лишь до некоторого минимального значения, после чего может наблюдаться вновь повышение растворимости из-за образования комплексных ионов или увеличения ионной силы раствора. Повышения растворимости можно достигнуть, связывая один из ионов в растворе, так что образуется др. ион, который не даёт малорастворимого соединения. Например, для перевода в раствор осадка СаСО3 ион связывают с помощью иона Н+ в слабо диссоциированный ион : ; концентрация ионов при этом уменьшается и осадок растворяется до тех пор, пока не будет достигнуто П. р.

Сероводородный метод анализа, метод химического качественного анализа смеси ионов металлов (главным образом катионов) в водных растворах. Метод основан на неодинаковой растворимости хлоридов, гидроокисей, карбонатов и сульфидов металлов.

С. м. а. предполагает классификацию ионов металлов, представленную в таблице. Существуют и другие классификации ионов металлов. Применяя т. н. групповые реагенты — осадители (HCl, H2S, (NH4)2S, (NH4)2CO3), последовательно разделяют сложную по составу смесь ионов металлов на пять аналитических групп.Ход систематического анализа следующий: добавлением HCl выделяют ионы V группы. Из фильтрата (pH около 3) осаждают катионы IV группы пропусканием H2S. Затем действием избытка (NH4)2S переводят в осадок катионы III группы. Оставшуюся в растворе смесь катионов II и I групп разделяют прибавлением раствора (NH4)2CO3. После этого каждую группу катионов разделяют на подгруппы и обнаруживают ионы химическими реакциями.С. м. а. применяется для предварительной идентификации неизвестного по составу вещества с целью выбора наиболее рационального пути его количественного анализа. Количественный С. м. а. иногда используется при анализе сложных по составу материалов.