Hidroliza soli. Koje soli se hidroliziraju

19. 6. 2019.

Proces stvaranja slabo disociranih spojeva s promjenom pH medija tijekom interakcije vode i soli naziva se hidroliza.

Hidroliza soli nastaje u slučaju vezanja jednog vodenog iona s formiranjem slabo topljivih ili slabo disociranih spojeva zbog pomaka u ravnoteži disocijacije. Ovaj proces je uglavnom reverzibilan i povećava se s razrjeđivanjem ili povećanjem temperature.

hidroliza soli

Da bi se utvrdilo koje su soli podvrgnute hidrolizi, potrebno je znati koje su se baze i kiseline koristile pri formiranju. Postoji nekoliko vrsta njihovih interakcija.

Proizvodnja soli iz baze i slabe kiseline

Primjeri uključuju aluminijev sulfid i krom, kao i ubrzani amonijev i amonijev karbonat. Ove soli, kada su otopljene u vodi, tvore baze i slabo disocirajuće kiseline. Da bi se pratila reverzibilnost procesa, potrebno je napraviti jednadžbu za reakciju hidrolize soli:

Amonijev acetat + voda onia amonijak + octena kiselina

U ionskom obliku, proces izgleda ovako:

CH3COO- + NH4 + H20OCH3COOH + NH4OH.

U gornjoj reakciji hidrolize nastaju amonijak i octena kiselina, tj. Slabo disocirajuće tvari.

Indeks vodika u vodenim otopinama (pH) izravno ovisi o relativnoj snazi, to jest o konstantama disocijacije produkata reakcije. Gornja reakcija će biti blago alkalna, budući da je konstantna razgradnja octene kiseline manja od konstante amonijevog hidroksida, odnosno 1,75 ∙ 10 - 5 manje od 6,3 - 10 -5 . Ako se baze i kiseline uklone iz otopine, proces se nastavlja do kraja.

Razmotrimo primjer ireverzibilne hidrolize:

Aluminijev sulfat + voda = aluminijev hidroksid + vodikov sulfid

U tom slučaju, postupak je nepovratan, jer se jedan od reakcijskih produkata uklanja, odnosno precipitira.

koje soli se hidroliziraju

Hidroliza spojeva dobivenih interakcijom slabe baze s jakom kiselinom

Ovaj tip hidrolize opisuje razgradnju aluminijevog sulfata, bakarnog klorida ili bromida, kao i željeznog klorida ili amonijaka. Razmotrite reakciju željeznog klorida, koji se odvija u dvije faze:

Prva faza:

Željezni klorid + voda hydro željezo hidroksidoklorid + klorovodična kiselina

Ionska jednadžba hidrolize soli željeznih klorida ima oblik:

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

Druga faza hidrolize:

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

Zbog nedostatka iona hidrokogrupe i akumulacije vodikovih iona, hidroliza FeCl2 prolazi kroz prvu fazu. Formirana je jaka klorovodična kiselina i slaba baza - hidroksid željeza. U slučaju takvih reakcija, medij je kiseli.

Ne-hidrolizirajuće soli dobivene reakcijom jakih baza i kiselina

Primjer takvih soli može biti kalcijev klorid ili natrij, kalij sulfat i rubidijev bromid. Međutim, gore navedene tvari se ne hidroliziraju, jer su neutralne kada se otope u vodi. Jedina niska disocirajuća tvar u ovom slučaju je voda. Da biste potvrdili ovu tvrdnju, možete napraviti jednadžbu hidrolize soli natrijevog klorida s nastankom klorovodične kiseline i natrijevog hidroksida:

NaCl + H20. NaOH + HCl

Reakcija u ionskom obliku:

Na + + Cl - + H20 + Na + + HE - + H + + Cl -

H20 + H + + OH -

reakcija hidrolize soli

Soli kao produkt reakcije jake lužine i kiseline slabe čvrstoće

U tom slučaju, hidroliza soli odvija se uz anion, što odgovara alkalnom pH indikatora. Primjeri uključuju acetat, sulfat i natrijev karbonat silikat i kalijev sulfat, kao i natrijeva cijanovodična kiselina. Na primjer, napravimo ionsko-molekularne jednadžbe za hidrolizu soli sulfida i natrijevog acetata:

Disocijacija natrijevog sulfida:

Na 2 S 2Na + + S 2-

Prva faza hidrolize polibazične soli odvija se na kationu:

Na2S + H20. NaHS + NaOH

Snimanje u ionskom obliku:

S 2- + H 2 O - HS - + OH -

Druga faza je izvediva u slučaju povećanja temperature reakcije:

HS - + H2O 'H2S + OH -

Razmotrite drugu reakciju hidrolize koristeći natrijev acetat, na primjer:

Natrijev acetat + voda ic octena kiselina + kaustična soda.

U ionskom obliku:

CH3COO - + H2O CH3COOH + OH -

Kao rezultat reakcije nastaje slaba octena kiselina. U oba slučaja, reakcija će imati alkalnu okolinu.

hidroliza vodenih otopina soli

Reakcijska ravnoteža prema Le Chatelier principu

Hidroliza je, kao i druge kemijske reakcije, reverzibilna i nepovratna. U slučaju reverzibilnih reakcija, jedan od reagensa se ne troši sve, dok se ireverzibilni procesi nastavljaju s potpunom potrošnjom tvari. To je zbog pomaka u ravnoteži reakcija, koje se temelji na promjenama fizičkih karakteristika, kao što su tlak, temperatura i maseni udio reaktanata.

Prema konceptu Le Chatelier principa, sustav će se smatrati ravnotežom dok se jedan ili više vanjskih uvjeta toka procesa ne promijeni u njega. Na primjer, sa smanjenjem koncentracije jedne od tvari, ravnoteža sustava postupno će početi pomicati se prema stvaranju istog reagensa. Hidroliza soli također ima sposobnost poštivanja načela Le Chateliera, s kojim možete oslabiti ili ojačati proces.

Povećana hidroliza

Hidroliza se može poboljšati kako bi se postigla ireverzibilnost na nekoliko načina:

  • Povećati brzinu stvaranja iona OH- i H + . Da bi se to postiglo, otopina se zagrijava, a povećanjem apsorpcije topline vodom, tj. Endotermnom disocijacijom, ovaj se pokazatelj povećava.
  • Dodajte vodu.
  • Prevedite jedan od proizvoda u plinovito stanje ili se vežite u vrlo topljivu tvar.

Suzbijanje hidrolize

Potisnuti proces hidrolizacije, kao i ojačati, na nekoliko načina.

U otopinu se unese jedna od tvari formiranih u postupku. Na primjer, alkalizirati otopinu, ako je pH˃7, ili obratno, zakiseliti, gdje je reakcijski medij manji od 7 u smislu pH.

Međusobno pojačavanje hidrolize

Uzajamno pojačavanje hidrolize koristi se ako sustav postane ravnoteža. Pogledajmo konkretan primjer gdje su sustavi u različitim plovilima postali ravnoteža:

Al3 + + H20O AlOH 2+ + H +

SO 3 2- + N 2 O О NSO 3 - + ON -

Oba sustava su malo hidrolizirana, pa ako ih miješate međusobno, doći će do vezanja hidroksina i vodikovih iona. Kao rezultat dobivamo molekularnu jednadžbu hidrolize soli:

Aluminijev klorid + natrijev karbonat + voda = natrijev klorid + aluminijev hidroksid + ugljični dioksid.

jednadžbe hidrolize molekularne soli soli

Prema Le Chatelieru, ravnoteža sustava će se pomaknuti na stranu reakcijskih produkata, a hidroliza će završiti s formiranjem aluminijevog hidroksida, taloženog. Takvo poboljšanje procesa moguće je samo ako se jedna od reakcija odvija duž aniona, a druga uzduž kationa.

Anionska hidroliza

Hidroliza vodenih otopina soli provodi se kombiniranjem njihovih iona s molekulama vode. Jedna od metoda hidrolizacije izvodi se anionom, tj. Dodavanjem vodenog iona H + .

Većina ove soli je podvrgnuta hidrolizi, koja nastaje interakcijom jakog hidroksida i slabe kiseline. Primjeri soli koje se razgrađuju u anionu mogu biti natrijev sulfat ili natrijev sulfit, kao i kalijev karbonat ili fosfat. Pokazatelj vodika s više od sedam. Kao primjer, razmotrite disocijaciju natrijevog acetata:

U otopini se ovaj spoj podijeli na kation - Na + , a anion - CH3COO - .

Kation disociranog natrijevog acetata, koji je formiran jakom bazom, ne može reagirati s vodom.

Istovremeno, anioni kiseline lako reagiraju s molekulama H20:

CH3COO - + HON = CH3COOH + HE -

Zbog toga se hidrolizacija provodi na anionu, a jednadžba ima oblik:

CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH

U slučaju da se polibazične kiseline podvrgnu hidrolizi, proces se odvija u nekoliko faza. U normalnim uvjetima, te se tvari hidroliziraju u prvoj fazi.

Kationska hidroliza

Soli nastale međudjelovanjem jake kiseline i baze niske čvrstoće uglavnom su osjetljive na kationsku hidrolizu. Primjer je amonijev bromid, bakar nitrat i cink klorid. Istovremeno, medij u otopini tijekom hidrolize odgovara manje od sedam. Razmotrite postupak hidrolize kationa koristeći aluminij klorid kao primjer:

U vodenoj otopini disocira na anion - 3Cl - i kation - Al 3+ .

Ioni jake klorovodične kiseline ne djeluju s vodom.

Ioni (kationi) baze, naprotiv, podliježu hidrolizi:

Al3 + + HON = AlOH 2+ + H +

U molekularnom obliku, hidrolizacija aluminijevog klorida je kako slijedi:

AlCl3 + H20 = AlOHCl + HCl

U normalnim uvjetima poželjno je zanemariti hidrolizu u drugoj i trećoj fazi.

Stupanj disocijacije

Svaka reakcija hidrolize soli karakterizirana je stupnjem disocijacije, što pokazuje odnos između ukupnog broja molekula i molekula koje mogu prijeći u ionsko stanje. Stupanj disocijacije karakterizira nekoliko pokazatelja:

  • Temperatura na kojoj se provodi hidroliza.
  • Koncentracija disocijativne otopine.
  • Podrijetlo otopljene soli.
  • Priroda samog otapala.

Prema stupnju disocijacije, sva su otopina podijeljena na jake i slabe elektrolite, koji se, kada se otope u različitim otapalima, pokazuju različitim stupnjevima.

  • Tvari s stupnjem disocijacije više od 30% su jaki elektroliti. Na primjer, kaustična soda, kaustična kalij hidroksid barij i kalcij, kao i sumpornu, klorovodičnu i dušična kiselina.
  • Elektroliti, čiji je stupanj manji od 2%, nazivaju se slabim. To su organske kiseline, amonijev hidroksid, vodikov sulfid i ugljična kiselina, kao i brojne baze p-, d-, f-elemenata periodičkog sustava. molekularna jednadžba za hidrolizu soli

Konstanta disocijacije

Kvantitativni pokazatelj sposobnosti tvari da se raspada u ione je konstanta disocijacije, koja se naziva i konstanta ravnoteže. Jednostavno rečeno, konstanta ravnoteže je omjer elektrolita razloženih na ione do ne-disociranih molekula.

Za razliku od stupnja disocijacije, ovaj parametar ne ovisi o vanjskim uvjetima i koncentraciji otopine soli u procesu hidrolize. Kod disocijacije polibazičnih kiselina stupanj disocijacije na svakom koraku postaje manji.

Pokazatelj kiselinsko-baznih svojstava otopina

Indeks vodika ili pH je mjera za određivanje kiselinsko-baznih svojstava otopine. Voda u ograničenoj količini disocira se na ione i slab je elektrolit. Prilikom izračunavanja pH koristite formulu koja je negativni decimalni logaritam nakupljanja vodikovih iona u otopinama:

pH = -lg [H + ]

  • Za alkalna okruženja, ovaj pokazatelj će biti veći od sedam. Na primjer, [H + ] = 10 -8 mol / l, zatim pH = -lg [10 -8 ] = 8, to jest, pH 7.
  • Za kisele uvjete, naprotiv, pH treba biti manji od sedam. Na primjer, [H + ] = 10 -4 mol / l, zatim pH = -lg [ 10-4 ] = 4, to jest, pH 7.
  • Za neutralnu okolinu, pH = 7.

Vrlo često se za određivanje pH-otopina koristi brza metoda za pokazatelje, koji, ovisno o pH, mijenjaju boju. Za točniju definiciju koriste se ionomeri i pH metri.

Kvantitativna svojstva hidrolize

Hidroliza soli, kao i svaki drugi kemijski proces, ima brojne karakteristike, u skladu s kojima tijek procesa postaje moguć. Najznačajnije kvantitativne karakteristike uključuju konstantu i stupanj hidrolize. Osvrnimo se na svaku od njih.

jednadžba hidrolize soli

Stupanj hidrolize

Da bi se utvrdilo koje se soli hidroliziraju iu kojoj količini se koristi kvantitativni pokazatelj - stupanj hidrolize, koji karakterizira potpunost postupka hidrolize. Stupanj hidrolize naziva se dijelom tvari ukupnog broja molekula sposobnih za hidrolizu, a izražava se u postocima:

h = n / N% 100%,

gdje je stupanj hidrolize h;

broj čestica soli podvrgnutih hidrolizi je n;

ukupna količina molekula soli uključenih u reakciju je N.

Čimbenici koji utječu na stupanj hidrolize uključuju:

  • stalna hidroliza;
  • temperatura, s povećanjem čiji se stupanj povećava zbog povećane interakcije iona;
  • koncentracija soli u otopini.

Konstanta hidrolize

To je druga najvažnija kvantitativna značajka. U općem obliku jednadžba hidrolize soli može se napisati kao:

MA + NON + MON + ON

Iz toga slijedi da su konstanta ravnoteže i koncentracija vode u istoj otopini konstantne vrijednosti. Prema tome, proizvod ovih dvaju pokazatelja također će biti konstantna vrijednost, što znači da je konstanta hidrolize. Općenito, Kg se može napisati kao:

Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],

gdje je kiselina

PWS - osnova.

U fizičkom smislu, konstanta hidrolize opisuje sposobnost određene soli da prođe proces hidrolize. Ovaj parametar ovisi o prirodi tvari i njezinoj koncentraciji.