Hydroliza soli. Jakie sole są hydrolizowane

Proces tworzenia słabo zdysocjowanych związków ze zmianą pH ośrodka podczas oddziaływania wody i soli nazywany jest hydrolizą.

Hydroliza soli występuje w przypadku wiązania jednego jonu wody z powstawaniem trudno rozpuszczalnych lub słabo zdysocjowanych związków w wyniku przesunięcia w równowagowej dysocjacji. W większości przypadków proces ten jest odwracalny i zwiększa się wraz ze wzrostem rozcieńczenia lub temperatury.

Aby dowiedzieć się, które sole ulegają hydrolizie, należy wiedzieć, które zasady i kwasy zostały użyte podczas ich formowania. Istnieje kilka rodzajów ich interakcji.

Produkcja soli z zasady i słabego kwasu

Przykłady obejmują siarczek glinu i chrom, jak również przyspieszony węglan amonu i amonu. Sole te po rozpuszczeniu w wodzie tworzą zasady i słabo dysocjują kwasy. Aby prześledzić odwracalność procesu, konieczne jest uzupełnienie równania reakcji hydrolizy soli:

Octan amonu + woda ↔ amoniak + kwas octowy

W formie jonowej proces wygląda następująco:

CH3COO- + NH4 ⁺ + H2O ↔ CH3COOH + NH40H.

W powyższej reakcji hydrolizy tworzą się amoniak i kwas octowy, czyli słabo dysocjujące substancje.

Wskaźnik wodoru roztworów wodnych (pH) jest bezpośrednio zależny od względnej siły, to znaczy stałych dysocjacji produktów reakcji. Powyższa reakcja będzie lekko zasadowa, ponieważ stały rozkład kwasu octowego jest mniejszy niż stała wodorotlenku amonu, to jest 1,75 ∙ 10 ^{- 5} mniej niż 6,3 10 ^-5 . Jeśli zasady i kwasy zostaną usunięte z roztworu, proces będzie trwał do końca.

Rozważ przykład nieodwracalnej hydrolizy:

Siarczan glinu + woda = wodorotlenek glinu + siarkowodór

W tym przypadku proces jest nieodwracalny, ponieważ jeden z produktów reakcji jest usuwany, to znaczy wytrąca się.

Hydroliza związków uzyskanych w wyniku oddziaływania słabej zasady z mocnym kwasem

Ten typ hydrolizy opisuje rozkład siarczanu glinu, chlorku lub bromku miedzi, jak również chlorku żelazowego lub amonu. Rozważ reakcję chlorku żelazowego, która przebiega w dwóch etapach:

Etap pierwszy:

Chlorek żelaza + woda ↔ chlorowodorek żelaza + kwas chlorowodorowy

Równanie jonowe hydrolizy chlorku żelazowego ma postać:

Fe ²⁺ + H ₂ O + 2Cl ^- ↔ Fe (OH) ⁺ + H ⁺ + 2Cl ^-

Drugi etap hydrolizy:

Fe (OH) + + H ₂ O + Cl ^- ↔ Fe (OH) ₂ + H ⁺ + Cl ^-

Z powodu braku jonów grupy hydroksylowej i akumulacji jonów wodorowych, hydroliza FeCl2 przebiega w pierwszym etapie. Utworzony silny kwas chlorowodorowy i słaba zasada - wodorotlenek żelaza. W przypadku takich reakcji środowisko jest kwaśne.

Niehydrolizujące sole otrzymane w reakcji silnych zasad i kwasów

Przykładem takich soli może być chlorek wapnia lub sodu, siarczanu potasu i bromku rubidu. Jednak powyższe substancje nie hydrolizują, ponieważ są neutralne po rozpuszczeniu w wodzie. Jedyną niską substancją dysocjującą w tym przypadku jest woda. Aby potwierdzić to stwierdzenie, możesz dokonać równania hydrolizy sole chlorku sodu z tworzeniem kwasu chlorowodorowego i wodorotlenku sodu:

NaCl + H2O ↔ NaOH + HCl

Reakcja w formie jonowej:

Na ⁺ + Cl ^- + H ₂ O↔↔ Na ⁺ + HE ^- + H ⁺ + Cl ^-

H ₂ O ↔ H ⁺ + OH ^-

Sole jako produkt reakcji silnych alkaliów i kwasów o słabej wytrzymałości

W tym przypadku hydroliza soli przebiega wzdłuż anionu, co odpowiada alkalicznemu pH wskaźnika. Przykłady obejmują octan, siarczan i węglan sodu krzemian i siarczan potasu, a także kwas cyjanowodorowy sodu. Na przykład, zróbmy równania jonowo-molekularne do hydrolizy soli siarczkowych i octanu sodu:

Dysocjacja siarczku sodu:

Na ₂ S ↔ 2Na ⁺ + S ^2-

Pierwszy etap hydrolizy wielozasadowej soli występuje na kationie:

Na 2S + H20 / NaHS + NaOH

Zapis w formie jonowej:

S ² + H ₂ O ↔ HS ^- + OH ^-

Drugi etap jest możliwy w przypadku zwiększenia temperatury reakcji:

HS ^- + H ₂ O ↔ H ₂ S + OH ^-

Rozważmy kolejną reakcję hydrolizy za pomocą octanu sodu, na przykład:

Octan sodu + woda ↔ kwas octowy + soda kaustyczna.

W formie jonowej:

CH ₃ COO ^- + H ₂ O ↔ CH ₃ COOH + OH ^-

W wyniku reakcji powstaje słaby kwas octowy. W obu przypadkach reakcja będzie miała środowisko alkaliczne.

Równowaga reakcji zgodnie z zasadą Le Chateliera

Hydroliza, podobnie jak inne reakcje chemiczne, jest odwracalna i nieodwracalna. W przypadku reakcji odwracalnych jeden z odczynników nie jest zużywany, a nieodwracalne procesy zachodzą po całkowitym zużyciu substancji. Wynika to z przesunięcia w równowadze reakcji, które opiera się na zmianach właściwości fizycznych, takich jak ciśnienie, temperatura i udział masowy reagentów.

Zgodnie z koncepcją zasady Le Chateliera, układ będzie uznawany za równowagę, dopóki nie zmieni się do niego jednego lub kilku zewnętrznych warunków przepływu procesu. Na przykład, przy spadku stężenia jednej z substancji, równowaga układu stopniowo zacznie się przesuwać w kierunku utworzenia tego samego odczynnika. Hydroliza soli ma również zdolność przestrzegania zasady Le Chateliera, dzięki której można ją osłabić lub wzmocnić.

Zwiększona hydroliza

Hydrolizę można ulepszyć, aby uzyskać pełną nieodwracalność na kilka sposobów:

• Aby zwiększyć szybkość tworzenia się jonów OH ^- i H ⁺ . Aby to zrobić, roztwór jest podgrzewany, a zwiększając absorpcję ciepła wodą, to jest dysocjację endotermiczną, wskaźnik ten wzrasta.
• Dodaj wodę.
• Przetłumaczyć jeden z produktów w stanie gazowym lub związać w wysoce rozpuszczalnej substancji.

Tłumienie hydrolizy

Aby powstrzymać proces hydrolizy, a także wzmocnić na kilka sposobów.

Wchodzi do roztworu jedną z substancji powstałych w procesie. Na przykład, aby alkalizować roztwór, jeśli pH wynosi 7, lub odwrotnie, zakwaszaj, gdy środowisko reakcji jest mniejsze niż 7 pod względem pH.

Wzajemne wzmocnienie hydrolizy

Wzajemne wzmocnienie hydrolizy stosuje się, gdy układ staje się równowagowy. Zbadajmy konkretny przykład, w którym układy w różnych naczyniach staną się równowadze:

Al ³⁺ + H ₂ O ↔ AlOH ²⁺ + H ⁺

СО ₃ ^2- + Н ₂ О ↔ НСО ₃ ^- + ОН ^-

Oba systemy są mało zhydrolizowane, więc jeśli je zmieszacie, będzie wiązało się z hydroksylami i jonami wodoru. W rezultacie otrzymujemy równanie molekularne hydrolizy soli:

Chlorek glinu + węglan sodu + woda = chlorek sodu + wodorotlenek glinu + dwutlenek węgla.

Według Le Chateliera, równowaga układu przesunie się na stronę produktów reakcji, a hydroliza przejdzie do końca wraz z wytrąceniem wodorotlenku glinu. Takie wzmocnienie procesu jest możliwe tylko wtedy, gdy jedna z reakcji przebiega wzdłuż anionu, a druga wzdłuż kationu.

Hydroliza anionów

Hydroliza wodnych roztworów soli odbywa się poprzez łączenie ich jonów z cząsteczkami wody. Jedną z metod hydrolizy jest anion, to znaczy dodatek jonu wody H ⁺ .

Większość tej soli podlega hydrolizie, która powstaje w wyniku oddziaływania silnego wodorotlenku i słabego kwasu. Przykładem rozkładu soli w anionie może być siarczan sodu lub siarczyn sodu, a także węglan potasu lub fosforan. Wskaźnik wodoru o liczbie większej niż siedem. Jako przykład rozważ dysocjację octanu sodu:

W roztworze ten związek dzieli się na kation - Na ⁺ i anion - CH3COO ^- .

Kation dysocjowanego octanu sodu, utworzony przez silną zasadę, nie może reagować z wodą.

W tym samym czasie aniony kwasu łatwo reagują z cząsteczkami H ₂ O:

CH ₃ COO ^- + HON = CH ₃ COOH + HE ^-

W związku z tym hydrolizę prowadzi się na anionie, a równanie przyjmuje postać:

CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH

W przypadku, gdy kwasy wielozasadowe ulegają hydrolizie, proces zachodzi w kilku etapach. W normalnych warunkach substancje te ulegają hydrolizie w pierwszym etapie.

Hydroliza kationów

Sole utworzone w wyniku oddziaływania mocnego kwasu i zasady o niskiej wytrzymałości są głównie podatne na hydrolizę kationową. Przykładem jest bromek amonu, azotan miedzi i chlorek cynku. Jednocześnie podłoże w roztworze podczas hydrolizy odpowiada mniej niż siedmiu. Rozważmy proces hydrolizy kationów za pomocą chlorku glinu jako przykładu:

W roztworze wodnym dysocjuje na anion - 3Cl ^- i kation - Al ³⁺ .

Jony silnego kwasu solnego nie wchodzą w interakcję z wodą.

Natomiast jony (kationy) zasady ulegają hydrolizie:

Al ³⁺ + HON = AlOH ²⁺ + H ⁺

W postaci molekularnej hydroliza chlorku glinu przebiega następująco:

AlCl3 + H20 = AlOHCl + HCl

W normalnych warunkach lepiej zaniedbać hydrolizę w drugim i trzecim etapie.

Stopień dysocjacji

Jakakolwiek reakcja hydrolizy soli charakteryzuje się stopniem dysocjacji, który pokazuje zależność między całkowitą liczbą cząsteczek i cząsteczek zdolnych do przejścia w stan jonowy. Stopień dysocjacji charakteryzuje się kilkoma wskaźnikami:

• Temperatura, w której przeprowadzana jest hydroliza.
• Stężenie dysocjującego roztworu.
• Pochodzenie rozpuszczonej soli.
• Charakter samego rozpuszczalnika.

Zgodnie ze stopniem dysocjacji, wszystkie roztwory są podzielone na silne i słabe elektrolity, które z kolei po rozpuszczeniu w różnych rozpuszczalnikach wykazują różne stopnie.

• Substancje o stopniu dysocjacji powyżej 30% to silne elektrolity. Na przykład soda kaustyczna, żrący wodorotlenek potasu baru i wapnia, a także siarki, kwasu solnego i kwas azotowy.
• Elektrolity, których stopień jest mniejszy niż 2%, są nazywane słabymi. Należą do nich kwasy organiczne, wodorotlenek amonu, siarkowodór i kwas węglowy, a także szereg zasad pierwiastków p-, d-, pierwiastków układu okresowego.

Stała dysocjacji

Ilościowym wskaźnikiem zdolności substancji do rozpadu na jony jest stała dysocjacji, zwana także stałą równowagi. Mówiąc w uproszczeniu, stała równowagi to stosunek elektrolitów rozłożonych na jony do niezdysocjowanych cząsteczek.

W przeciwieństwie do stopnia dysocjacji parametr ten nie zależy od warunków zewnętrznych i stężenia roztworu soli w procesie hydrolizy. Przy dysocjacji kwasów wielozasadowych stopień dysocjacji na każdym etapie staje się o rząd wielkości mniejszy.

Wskaźnik właściwości kwasowo-zasadowych roztworów

Wskaźnik wodoru lub pH jest miarą określającą właściwości kwasowo-zasadowe roztworu. Woda w ograniczonej ilości dysocjuje na jony i jest słabym elektrolitem. Obliczając wartość pH, użyj wzoru, który jest ujemnym logarytmem dziesiętnym gromadzenia się jonów wodoru w roztworach:

pH = -lg [H ⁺ ]

• W środowiskach alkalicznych wskaźnik ten będzie wyższy niż siedem. Na przykład [H ⁺ ] = 10 ^-8 mol / l, a następnie pH = -lg [10 ^-8 ] = 8, czyli pH ˃ 7.
• W przypadku warunków kwaśnych pH powinno być mniejsze niż siedem. Na przykład [H ⁺ ] = ^10-4 mol / l, a następnie pH = -lg [ ^10-4 ] = 4, to jest pH ˂ 7.
• Dla środowiska neutralnego, pH = 7.

Bardzo często do oznaczania roztworów pH za pomocą szybkiej metody wskaźników, które w zależności od pH zmieniają kolor. Aby uzyskać dokładniejszą definicję, stosuje się jonomery i mierniki pH.

Ilościowa charakterystyka hydrolizy

Hydroliza soli, jak każdy inny proces chemiczny, ma wiele cech, zgodnie z którymi przebieg procesu staje się możliwy. Najważniejsze cechy ilościowe obejmują stałą i stopniową hydrolizę. Zatrzymajmy się nad każdym z nich.

Stopień hydrolizy

Aby dowiedzieć się, które sole są hydrolizowane iw jakiej ilości, stosuje się wskaźnik ilościowy - stopień hydrolizy, który charakteryzuje kompletność procesu hydrolizy. Stopień hydrolizy nazywany jest częścią substancji całkowitej liczby cząsteczek zdolnych do hydrolizy, jest zapisany w procentach:

h = n / N ∙ 100%,

gdzie stopień hydrolizy wynosi h;

liczba cząstek soli poddanych hydrolizie wynosi n;

całkowita ilość cząsteczek soli uczestniczących w reakcji wynosi N.

Czynniki wpływające na stopień hydrolizy obejmują:

• stała hydroliza;
• temperatura, ze wzrostem której stopień wzrasta z powodu zwiększonej interakcji jonów;
• stężenie soli w roztworze.

Stała hydrolizy

Jest to druga najważniejsza cecha ilościowa. W ogólnej postaci równania hydrolizy solnej można zapisać jako:

MA + NON ↔ MON + ON

Z tego wynika, że ​​stała równowagi i stężenie wody w tym samym roztworze są wartościami stałymi. Odpowiednio, iloczyn tych dwóch wskaźników będzie również wartością stałą, co oznacza stałą hydrolizy. Ogólnie rzecz biorąc, Kg można zapisać jako:

Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],

gdzie jest kwas

PWS - podstawa.

W sensie fizycznym stała hydrolizy opisuje zdolność konkretnej soli do poddania się procesowi hydrolizy. Ten parametr zależy od rodzaju substancji i jej stężenia.