Hydroliza soli - Polski Serwis Naukowy

Hydroliza soli – reakcja 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.

Powstające w wyniku dysocjacji soli jony 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 (wg teorii 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.

p (ang. power czyli potęga, wykładnik potęgowy) jest w chemii fizycznej operatorem o wyniku działania równym logarytmowi dziesiętnemu z danej liczby wziętemu ze znakiem przeciwnym. Dziedziną operatora p są wszystkie liczby dodatnie (dziedzina logarytmu):

Reakcja chemiczna – każdy proces, w wyniku którego pierwotna substancja zwana substratem przemienia się w inną substancję zwaną produktem. Aby cząsteczka substratu zamieniła się w cząsteczkę produktu konieczne jest rozerwanie przynajmniej jednego z obecnych w niej wiązań chemicznych pomiędzy atomami, bądź też utworzenie się przynajmniej jednego nowego wiązania. Reakcje chemiczne przebiegają z reguły z wydzieleniem lub pochłonięciem energii cieplnej, promienistej (alfa lub beta) lub elektrycznej.

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

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:

Sole - związki chemiczne powstałe w wyniku całkowitego lub częściowego zastąpienia w kwasach atomów wodoru innymi atomami, bądź grupami o właściwościach elektrofilowych, np. kationy metali, jony amonowe i inne postaci XR4+ (gdzie X = {N, P, As, ...}, R - dowolna grupa organiczna) itp. Sole znalazły liczne zastosowania jako nawozy sztuczne, w budownictwie, komunikacji, przemyśle spożywczym i wielu innych. Sole występują w przyrodzie, jako minerały lub w organizmach żywych w roztworach płynów ustrojowych.

Stała równowagi - współczynnik opisujący stan równowagi odwracalnych reakcji chemicznych. Stała ta jest równa ilorazowi reakcji w stanie doskonałej równowagi, t.j. w sytuacji gdy szybkość reakcji w stronę od substratów do produktów i od produktów do substratów jest dokładnie taka sama.

$NH_{4}^{+} + H_{2}O \leftrightarrow NH_{3} + H_{3}O^{+}$

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:

$[H_{3}O^{+}] = [NH_{4}^{+}] = \alpha_{h} C_{soli}$

$\alpha_{h}$ - 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

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:

Jon – atom lub grupa atomów połączonych wiązaniami chemicznymi, która ma niedomiar lub nadmiar elektronów w stosunku do protonów. Obojętne elektrycznie atomy i cząsteczki związków chemicznych posiadają równą liczbę elektronów i protonów, jony zaś są elektrycznie naładowane dodatnio lub ujemnie.

Moc zasady - ilościowa miara jej chemicznej "siły działania". Miarą tej mocy jest minus logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji zasady w danych warunkach, oznaczany skrótem pKb lub

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

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

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

Kwas octowy (wg obecnej nomenklatury systematycznej IUPAC kwas etanowy lub kwas metanokarboksylowy) to związek organiczny z grupy kwasów karboksylowych o wzorze CH3COOH.

Jon wodorotlenkowy (jon hydroksylowy), OH- – jednowartościowy anion (jon jednoujemny) zbudowany z dwóch atomów, tlenu i wodoru. Jon wodorotlenkowy wraz z jonem hydroniowym (oksoniowym) stanowi produkt autodysocjacji wody:

Zobacz też

hydroliza,

moc kwasu,

moc zasady.