Wikipedia

Hydroliza soli: Różnice pomiędzy wersjami

Przeglądaj historię interaktywnie
[wersja przejrzana][wersja przejrzana]
← poprzednia edycjanastępna edycja →
Usunięta treść Dodana treść
WizualnieWikikod
Linia 1:
'''Hydroliza soli''' – [[reakcja chemiczna]] zachodząca zaraz po [[dysocjacja elektrolityczna|dysocjacji elektrolitycznej]] [[sole|soli]] w trakcie rozpuszczania ich w [[woda|wodzie]]. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego [[skala pH|pH]], lecz są bardziej lub mniej kwasowe lub zasadowe.
 
[[Jon]]y powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa [[kwasKwasy|kwasami]]ami ([[kation]]y) lub [[zasadaZasady|zasadami]]mi ([[anion]]y), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z [[teoria Arrheniusa|teorią Arrheniusa]]). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych [[elektrolit]]ów, a więc w przybliżeniu zgodnie z [[prawo rozcieńczeń Ostwalda|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 ==
W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. [[Chlorek amonu|chlorku amonowego]], (NH<sub>4</sub>Cl{{chem2|NH4Cl}}), kation NH<sub>4</sub><sup>{{chem2|NH4+</sup>}} wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu, odtwarzając w roztworze słabą zasadę, [[amoniak]], NH<sub>3</sub>{{chem2|NH3}} (czyli NH<sub>3</sub>·H<sub>2</sub>O{{chem2|NH3*H2O}}) oraz wytwarzając [[jon hydroniowy|jony hydroniowe]] H<sub>3</sub>O<sup>{{chem2|H3O+</sup>}}:
: {{chem|NH|4|+}} + {{chem|H|2|O}} ⇌ {{chem|NH|3}} + {{chem|H|3|O|+}}.
 
[[Stała równowagi]] tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej [[jon amonowy|jonu amonowego]]:
: <math>K_{h,NH_{4}NH_4 Cl} = K_{a,NH_{4}NH_4^{+}} = \frac{K_{w}K_w}{K_{b,NH_{3}NH_3}},</math>▼
: <math>K_{h}K_h = \frac{[OHH_3 O^{-}+]\cdot[CH_{3}COOHNH_3]}{[CH_{3}COONH_4^{-}+]},</math>▼
 
gdyż udział produktów [[autodysocjacja wody|autodysocjacji wody]] jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:▼
▲: <math>K_{h,NH_{4}Cl} = K_{a,NH_{4}^{+}} = \frac{K_{w}}{K_{b,NH_{3}}}</math>
: <math>K_{h}K_h = \frac{[H_{3}O\alpha_h^2 c_{+soli}]\cdot[NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]1-\alpha},</math>
 
▲gdyż udział produktów [[autodysocjacja wody|autodysocjacji wody]] jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:
: <math>K_{h} = \frac{\alpha_{h}^{2} c_{soli}}{1-\alpha}</math>▼
gdzie:
* <math>[H_{3}H_3 O^{+}] = [NH_{3}NH_3] = \alpha_{h}alpha_h C_{soli},</math>
* <math>\alpha_{h}alpha_h</math> – stopień hydrolizy,
* <math>K_{w}K_w</math> – iloczyn jonowy wody,
* <math>K_{a}K_a,</math>, <math>K_{b}K_b</math> – stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej,
* <math>K_{h}K_h</math> – stała równowagi hydrolizy i <math>pK_{h}pK_h=-\log_{10}K_{h}K_h,</math>
* <math>K_{a}K_a \cdot K_{b}K_b = K_{w}K_w</math> dla sprzężonej pary kwas-zasada,
* <math>pK_{a}pK_a + pK_{b}pK_b = pK_{w}pK_w,</math>, gdzie [[p (operator)|p jest operatorem]]: pX = -log<sub>10</sub>(X).
 
== Sól słabego kwasu i mocnej zasady ==
Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. [[Octan sodu|octanu sodu]], CH<sub>3</sub>COONa{{chem2|CH3COONa}}), anion [[Anion octanowy|octanowy]] CH<sub>3</sub>COO<sup>{{chem2|CH3COO-</sup>}} wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki [[kwas octowy|kwasu octowego]] CH<sub>3</sub>COOH{{chem2|CH3COOH}} i [[Jon wodorotlenowywodorotlenkowy|anionu wodorotlenowego]]:
: {{chem2|CH3COO- + H2O <-> CH3COOH + OH-}}.▼
 
▲: {{chem2|CH3COO- + H2O <-> CH3COOH + OH-}}
 
Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:
: <math>K_{h,CH_3 COONa} = K_{b,CH_3 COO^-} = \frac{K_w}{K_{a,CH_3 COOH}},</math>
 
: <math>K_{h,CH_{3}COONa}K_h = K_\frac{b,CH_{3}COO[OH^{-}}]\cdot[CH_3 = \frac{K_{w}COOH]}{K_{a,CH_{3}COOH}[CH_3 COO^-]}.</math>
 
Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zostosowaniuzastosowaniu prawa Ostwalda daje:▼
▲: <math>K_{h} = \frac{[OH^{-}]\cdot[CH_{3}COOH]}{[CH_{3}COO^{-}]}</math>
▲: <math>K_{h}K_h = \frac{\alpha_{h}alpha_h^{2} c_{soli}}{1-\alpha},</math>
 
▲Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zostosowaniu prawa Ostwalda daje:
: <math>K_{h} = \frac{\alpha_{h}^{2} c_{soli}}{1-\alpha}</math>
gdzie:
* <math>[OH^{-}] = [CH_{3}CH_3 COOH] = \alpha_{h}alpha_h C_{soli}.</math>
 
== Sól słabej zasady i słabego kwasu ==
Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane powyżej równania komplikują się, gdyż powstające kationy i aniony są jednocześnie słabymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.
 
=== Zobacz też ===
* [[hydroliza]],
* [[moc kwasu]],
* [[moc zasady]].
 
[[Kategoria:Elektrochemia]]
Źródło: „https://pl.wikipedia.org/wiki/Hydroliza_soli”