Hydroliza soli

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania

Hydroliza solireakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH lecz są bardziej lub mniej kwaśne lub zasadowe.

Jony powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z teorią Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.

Warto pamiętać, iż w przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady hydroliza nie zachodzi. Nie zachodzi także w przypadku soli, które są nierozpuszczalne w wodzie.

Sól mocnego kwasu i słabej zasady[edytuj | edytuj kod]

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowego, (NH4Cl), kation NH4+ wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu, odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH3 (czyli NH3·H2O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H3O+:

NH+4 + H2ONH3 + H3O+

Stała równowagi tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

K_{h,NH_{4}Cl} = K_{a,NH_{4}^{+}} = \frac{K_{w}}{K_{b,NH_{3}}}
K_{h} = \frac{[H_{3}O^{+}]\cdot[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}

gdyż udział produktów autodysocjacji wody jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:

K_{h} = \frac{\alpha_{h}^{2} c_{soli}}{1-\alpha}

gdzie:

  • [H_{3}O^{+}] = [NH_{3}] = \alpha_{h} C_{soli}
  • \alpha_{h} – stopień hydrolizy
  • K_{w} – iloczyn jonowy wody
  • K_{a}, K_{b} – stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej
  • K_{h} – stała równowagi hydrolizy i pK_{h}=-\log_{10}K_{h}
  • K_{a} \cdot K_{b} = K_{w} dla sprzężonej pary kwas-zasada
  • pK_{a} + pK_{b} = pK_{w}, gdzie p jest operatorem: pX = -log10(X)

Sól słabego kwasu i mocnej zasady[edytuj | edytuj kod]

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH3COONa), anion octanowy CH3COO- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH3COOH i anionu wodorotlenowego:

CH_{3}COO^{-} + H_{2}O \leftrightarrow CH_{3}COOH + OH^{-}

Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

K_{h,CH_{3}COONa} = K_{b,CH_{3}COO^{-}} = \frac{K_{w}}{K_{a,CH_{3}COOH}}
K_{h} = \frac{[OH^{-}]\cdot[CH_{3}COOH]}{[CH_{3}COO^{-}]}

Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zostosowaniu prawa Ostwalda daje:

K_{h} = \frac{\alpha_{h}^{2} c_{soli}}{1-\alpha}

gdzie:

  • [OH^{-}] = [CH_{3}COOH] = \alpha_{h} C_{soli}

Sól słabej zasady i słabego kwasu[edytuj | edytuj kod]

Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane powyżej równania komplikują się, gdyż powstające kationy i aniony są jednocześnie silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]