Hydrolýza solí. Jaké soli jsou hydrolyzovány

Tvorba slabě disociovaných sloučenin se změnou pH média během interakce vody a soli se nazývá hydrolýza.

Hydrolýza soli probíhá v případě vazby jednoho iontového iontu na tvorbu mírně rozpustných nebo špatně disociovaných sloučenin v důsledku posunu v rovnovážné disociaci. Většinou je tento proces reverzibilní a zvyšuje se s ředěním nebo zvýšením teploty.

Abychom zjistili, které soli procházejí hydrolýzou, je třeba vědět, které báze a kyseliny byly použity při tvorbě. Existuje několik typů interakcí.

Výroba soli z báze a slabé kyseliny

Příklady zahrnují sulfid hliníku a chrom, stejně jako zrychlený amonný a uhličitan amonný. Tyto soli, když jsou rozpuštěny ve vodě, tvoří báze a slabě disociující kyseliny. Pro vysledování reverzibility procesu je nutné vytvořit rovnici pro reakci hydrolýzy soli:

Octan amonný + voda ↔ amoniak + kyselina octová

V iontové formě vypadá proces jako:

CH3COO- + NH4 ⁺ + H2O ↔ CH3COOH + NH4OH.

Ve výše uvedené hydrolýzní reakci se tvoří amoniak a kyselina octová, tj. Slabě disociující látky.

Vodíkový index vodných roztoků (pH) je přímo závislý na relativní síle, tj. Na disociačních konstantách reakčních produktů. Výše uvedená reakce bude mírně alkalická, protože konstantní rozklad kyseliny octové je nižší než konstanta hydroxidu amonného, ​​tj. 1,75 ∙ 10 ^{- 5} méně než 6,3 ∙ 10 ^-5 . Pokud jsou báze a kyseliny odstraněny z roztoku, proces pokračuje až do konce.

Zvažte příklad nevratné hydrolýzy:

Síran hlinitý + voda = hydroxid hlinitý + sirovodík

V tomto případě je proces nevratný, protože jeden z reakčních produktů je odstraněn, to znamená, že se vysráží.

Hydrolýza sloučenin získaných interakcí slabé báze se silnou kyselinou

Tento typ hydrolýzy popisuje rozklad síranu hlinitého, chloridu měďnatého nebo bromidu mědi, jakož i chloridu železitého nebo amoniaku. Zvažte reakci chloridu železitého, která probíhá ve dvou fázích:

První fáze:

Chlorid železitý + voda ↔ chlorid železitý + kyselina chlorovodíková

Ionická rovnice hydrolýzy solí chloridu železitého má formu:

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

Druhý stupeň hydrolýzy:

Fe (OH) + + H20 + Cl ^- ↔ Fe (OH) ₂ + H ⁺ + Cl ^-

Kvůli nedostatku iontů hydroxylové skupiny a akumulaci iontů vodíku probíhá hydrolýza FeCl2 v prvním stupni. Tvorba silné kyseliny chlorovodíkové a slabá báze - hydroxid železitý. V případě takových reakcí je médium kyselé.

Nehydrolyzující soli získané reakcí silných bází a kyselin

Příklad těchto solí může být chlorid vápenatý nebo sodíku, síranu draselného a bromidu rubidia. Uvedené látky se však hydrolyzují, protože jsou neutrální, když jsou rozpuštěny ve vodě. Jedinou nízkou disociační látkou je voda. Pro potvrzení tohoto tvrzení můžete vytvořit rovnici hydrolýzy soli chloridu sodného s tvorbou kyseliny chlorovodíkové a hydroxidu sodného:

NaCl + H ₂ O ↔ NaOH + HCl

Reakce v iontové formě:

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

H ₂ O ↔ H ⁺ + OH ^-

Soli jako reakční produkt silné kyseliny a kyseliny slabé síly

V tomto případě probíhá hydrolýza solí podél aniontu, což odpovídá alkalickému pH indikátoru. Příklady zahrnují acetát, sulfát a uhličitan sodný silikát a síran draselný, stejně jako kyselina kyanovodíková. Projdeme například iontovou molekulární rovnici pro hydrolýzu solí sulfidu a octanu sodného:

Disociace sulfidu sodného:

Na 2S ↔ 2Na ⁺ + S ^2-

První stupeň hydrolýzy vícesytné soli se vyskytuje na kationtu:

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

Záznam v iontové formě:

S ² + H 2O ↔ HS ^- + OH ^-

Druhý stupeň je možný v případě zvýšení reakční teploty:

HS ^- + H ₂ O ↔ H ₂ S + OH ^-

Zvažte další reakci hydrolýzy za použití octanu sodného, ​​například:

Octan sodný + voda ↔ kyselina octová + louh sodný.

V iontové formě:

CH 3COO ^- + H 2O ↔ CH 3COOH + OH ^-

Výsledkem reakce je slabá kyselina octová. V obou případech bude mít reakce alkalické prostředí.

Reakční rovnováha podle principu Le Chatelier

Hydrolýza, stejně jako jiné chemické reakce, je reverzibilní a nevratná. V případě reverzibilních reakcí se jedna z činidel spotřebovává ne všechny, zatímco nevratné procesy probíhají s úplnou spotřebou látky. To je způsobeno posunem rovnováhy reakcí, která je založena na změnách fyzikálních charakteristik, jako je tlak, teplota a hmotnostní poměr činidel.

Podle koncepce principu Le Chatelier bude systém považován za rovnováhu, dokud se k ní nezmění jedna nebo více vnějších podmínek procesního toku. Například při poklesu koncentrace jedné z látek se rovnováha systému postupně začne posunovat směrem k tvorbě stejného činidla. Hydrolýza solí má také schopnost dodržovat princip Le Chatelier, s nímž můžete proces oslabit nebo posílit.

Zvýšená hydrolýza

Hydrolýza může být zvýšena pro dokončení ireverzibility několika způsoby:

• Pro zvýšení rychlosti tvorby iontů OH a H ⁺ . K tomu se roztok zahřeje a zvýšením absorpce tepla vodou, tj. Endotermickou disociací, se tento indikátor zvyšuje.
• Přidejte vodu.
• Přeložte jeden z produktů do plynného stavu nebo se váže ve vysoce rozpustné látce.

Potlačení hydrolýzy

Potlačit proces hydrolizační a také posílit několik způsobů.

Do roztoku se vloží jedna z látek vytvořených v procesu. Například alkalický roztok, pokud je pH7 nebo naopak, se okyselí, přičemž reakční médium je méně než 7, pokud jde o pH.

Vzájemné zlepšení hydrolýzy

Vzájemné zlepšení hydrolýzy se používá, pokud se systém stává rovnováhou. Podívejme se na konkrétní příklad, kdy se systémy v různých nádobách stávají rovnovážnými:

Al ³⁺ + H ₂ O ↔ AlOH ²⁺ + H ⁺

СО ₃ ^2- + Н ₂ О ↔ НСО ₃ ^- + ОН ^-

Oba systémy jsou trochu hydrolyzovány, takže pokud je vzájemně smícháte, bude docházet k vazbě hydroxinů a iontů vodíku. Výsledkem je molekulární rovnice hydrolýzy soli:

Chlorid hlinitý + uhličitan sodný + voda = chlorid sodný + hydroxid hlinitý + oxid uhličitý.

Podle Le Chatelier se rovnováha systému posune na stranu reakčních produktů a hydrolýza se dostane do konce vytvořením hydroxidu hlinitého, který se vysráží. Takové zlepšení procesu je možné pouze tehdy, když jedna z reakcí probíhá podél aniontu a druhá podél kationtu.

Anionová hydrolýza

Hydrolýza vodných roztoků solí se provádí kombinací jejich iontů s molekulami vody. Jeden ze způsobů hydrolyze se provádí aniontem, tj. Přídavkem vodního iontu H ⁺ .

Většina této soli je vystavena hydrolýze, která vzniká interakcí silného hydroxidu a slabé kyseliny. Příklady solí rozkládajících se v aniontu mohou být síran sodný nebo siřičitan sodný, stejně jako uhličitan nebo fosforečnan draselný. Indikátor vodíku s více než sedmi. Jako příklad zvažte disociace octanu sodného:

V roztoku se tato sloučenina rozdělí na kation - Na ⁺ a anion - CH3COO ^- .

Kation disociovaného octanu sodného, ​​tvořený silnou bází, nemůže reagovat s vodou.

Současně anionty kyseliny snadno reagují s molekulami H20:

CH3COO- + HON = CH3COOH + HE ^-

Proto se na anionu provádí hydrolizace a rovnice má podobu:

CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH

V případě, že se vícesytné kyseliny podrobí hydrolýze, postup probíhá v několika fázích. Za normálních podmínek tyto látky hydrolyzují v první fázi.

Kationová hydrolýza

Soli tvořené interakcí silné kyseliny a báze s nízkou pevností jsou hlavně citlivé na kationtovou hydrolýzu. Příkladem je bromid amonný, dusičnan měďnatý a chlorid zinečnatý. Zároveň médium v ​​roztoku během hydrolýzy odpovídá méně než sedm. Zvažte proces hydrolýzy kationu pomocí chloridu hlinitého jako příklad:

Ve vodném roztoku se disociuje na anion - 3Cl ^- a kation - Al ³⁺ .

Ionty silné kyseliny chlorovodíkové nereagují s vodou.

Ionty (kationty) báze, naopak, jsou podrobeny hydrolýze:

Al ³⁺ + HON = AlOH ²⁺ + H ⁺

V molekulární formě je hydrolizace chloridu hlinitého následující:

AlCl3 + H20 = AlOH + HCl

Za normálních podmínek je výhodné zanedbávat hydrolýzu ve druhém a třetím stupni.

Stupeň disociace

Jakákoli reakce hydrolýzy soli je charakterizována stupněm disociace, která ukazuje vztah mezi celkovým počtem molekul a molekulami schopnými proniknout do iontového stavu. Stupeň disociace je charakterizován několika ukazateli:

• Teplota, při které se hydrolýza provádí.
• Koncentrace rozpustného roztoku.
• Původ rozpuštěné soli.
• Povaha samotného rozpouštědla.

Podle stupně disociace jsou všechny roztoky rozděleny na silné a slabé elektrolyty, které se rozpouštějí v různých rozpouštědlech a vykazují různé stupně.

• Látky s stupněm disociace více než 30% jsou silné elektrolyty. Například louh sodný, žíravý hydroxid draselný barium a vápník, stejně jako kyselina sírová, kyselina chlorovodíková a kyselina sírová kyselina dusičná.
• Elektrolyty, jejichž stupeň je menší než 2%, se nazývají slabé. Patří mezi ně organické kyseliny, hydroxid amonný, sirovodík a kyselina uhličitá, stejně jako řada bází p-, d-, f-prvků periodického systému.

Disociační konstanta

Kvantitativní indikátor schopnosti látky rozpadat na ionty je disociační konstanta, nazývaná rovnovážná konstanta. Jednoduše řečeno, rovnovážná konstanta je poměr elektrolytů rozložených na ionty na nedisociované molekuly.

Na rozdíl od stupně disociace tento parametr nezávisí na vnějších podmínkách a koncentraci solného roztoku v procesu hydrolýzy. Při disociaci polybázických kyselin se stupeň disociace v každém kroku stává řádově menší.

Indikátor kyselinových vlastností roztoků

Indexem vodíku nebo pH je míra pro stanovení kyselých vlastností roztoku. Voda v omezeném množství se odděluje od iontů a je slabým elektrolytem. Při výpočtu pH použijte vzorec, který je záporným desítkovým logaritmem akumulace iontů vodíku v roztoku:

pH = -lg [H ⁺ ]

• U alkalických prostředí bude tento indikátor více než sedm. Například [H ⁺ ] = ^10-8 mol / l, pak pH = -lg [ ^10-8 ] = 8, tj. PH 7.
• U kyselých podmínek by pH mělo být naopak menší než sedm. Například [H ⁺ ] = ^10-4 mol / l, pak pH = -lg [10 ^-4 ] = 4, tj. PH ˂ 7.
• Pro neutrální prostředí je pH = 7.

Velmi často se při stanovení pH roztoků používá rychlá metoda ukazatelů, která v závislosti na pH mění jejich barvu. Pro přesnější definici se používají ionomery a pH metry.

Kvantitativní charakteristiky hydrolýzy

Hydrolýza solí, stejně jako jakýkoli jiný chemický proces, má řadu charakteristik, podle kterých je možný průběh procesu. Nejvýznamnější kvantitativní charakteristiky zahrnují konstantu a stupeň hydrolýzy. Zaměřme se na každou z nich.

Stupeň hydrolýzy

Zjistit, které soli jsou hydrolyzovány a jakým množstvím je použit kvantitativní indikátor - stupeň hydrolýzy, který charakterizuje úplnost procesu hydrolýzy. Stupeň hydrolýzy se nazývá část látky z celkového počtu molekul schopných hydrolýzy, je zapsána v procentech:

h = n / N ∙ 100%,

kde stupeň hydrolýzy je h;

počet solných částic podrobených hydrolýze je n;

celkové množství molekul soli obsažené v reakci je N.

Mezi faktory ovlivňující stupeň hydrolýzy patří:

• konstantní hydrolýza;
• teplota, přičemž se zvyšování stupně zvyšuje kvůli zvýšené interakci iontů;
• koncentrace soli v roztoku.

Konstanta hydrolýzy

Je to druhá nejdůležitější kvantitativní charakteristika. V obecné formě rovnice hydrolýzy soli lze psát jako:

MA + NON ↔ MON + ON

Z toho vyplývá, že rovnovážná konstanta a koncentrace vody ve stejném řešení jsou konstantní hodnoty. Produkt těchto dvou indikátorů bude tedy také konstantní hodnotou, což znamená konstanta hydrolýzy. Obecně platí, že Kg lze psát jako:

Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],

kde je kyselina

PWS - základ.

Ve fyzikálním smyslu konstanta hydrolýzy popisuje schopnost určité soli projít procesem hydrolýzy. Tento parametr závisí na povaze látky a její koncentraci.