Явление гидролиза широко используется в химической промышленности. Гидролизом отходов лесопильной и деревообрабатывающей промышленности и отходов сельского хозяйства получают этиловый спирт; Гидролиз жиров составляет основу мыловарения и получения глицерина; Гидролизом пользуются для очистки питьевой и промышленных вод; Большую роль гидролиз играет в жизни природы и в процессе жизнедеятельности живых организмов.
Гидролиз может оказывать как положительное, так и негативное влияние на протекающий химический процесс.
Например, необходимо приготовить растворов соли ацетата свинца (СН3СОО)2Pb.Обычная методика растворения веществ
в колбу наливаем воду, засыпаем соль, взбалтываем.остается белый осадок; добавляем еще воды, взбалтываем – осадок не исчезает. добавляем из чайника горячей воды – осадка кажется еще больше… 1) (СН3СОО)2Pb ↔2СН3СОО− + Pb2+
2)Pb2+ + H2O + СН3СОО− ↔ Pb(OH)СН3СОО↓ + H+3)Pb(OH)СН3СОО↓ + H2O ↔ Pb(OH)2↓ + СН3СООH
Применение гидролиза в качественном анализе: для открытия некоторых катионов и анионов.Например, хлорид висмута BiCl3 и хлорид сурьмы SbCl3, подвергаясь гидролизу, образуют труднорастворимые осадки – хлорид висмутилаBiОCl и хлорид антимонилаSbОCl, по образованию которых судят о присутствии в исследуемом растворе катионов Bi3+ и Sb3+. 1) BiCl3 + 2H2O = Bi(OH)2Cl↓ + 2HClBi(OH)2Cl = BiОCl↓ + H2O 2) SbCl3 + 2H2O = Sb(OH)2Cl↓ + 2HClSb(OH)2Cl = SbОCl↓ + H2O
для разделения ионов, например, иона Cr3+ от Al3+.
К раствору добавляют избыток щелочи и нагревают, образуются алюминат-ион AlО2− и хромит-ион CrО2−, при кипячении выпадает ↓: CrО2− + 2H2O = Cr(OH)3↓ + OH−39(-39 это степень) для регулирования кислотности анализируемых растворов (регулятор рН). Пример 1, для понижения кислотности (повышения рН) к исследуемому раствору добавляют карбонат натрия NaCO3 или ацетат натрия CH3COONa, которые гидролизуются с образованием свободных ионов OH− и повышают величину рН:
СH3СООNa + Н2О ↔ СH3СООН + NaОНПример 2, для повышения кислотности (понижения рН) к раствору добавляют хлорид аммония NH4Cl, который гидролизуются с образованием протонов H+ и понижает величину рН: NH4Cl + Н2О ↔ NH3∙Н2О + НCl
Реакции обмена, сопровождаемые гидролизомК числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов (кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия, сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных карбонатов2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O ® Cu2(OH)2CO3Ї--+ 4NaNO3 + CO2
А также реакции взаимодействия солей Al3+, Cr3+ и Fe3+ (*При взаимодействии водных растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает окислительно-восстановительная реакция: 2Fe3+ + S2- ® 2Fe2+ + S0) с водными растворами карбонатов и сульфидов щелочных металлов: 2AlCl + 3Na2CO3 + 3H2O ® 2Al(OH)3Ї + 3CO2 + 6NaClCr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O ® 2Cr(OH)3Ї + 3H2S + 3Na2SO4
