Hydroliza
Spis treści rozdziału - tutaj kliknij
Hydroliza /
Hydrolizą nazywa sie ogólnie reakcję związku chemicznego z wodą, a szczególnym rodzajem reakcji hydrolizy jest odwracalny proces hydrolizy soli. Proces taki występuje w czasie rozpuszczania soli w wodzie. Produktami reakcji hydrolizy są; kwas i zasada.. W przypadku reakcji hydrolizy soli pochodzącej od kwasu jednowodorowego (HA) i jednowodorotlenowej zasady (MeOH), reakcję hydrolizy można zapisać schematycznie.
Me+ + A- + H2O <=> MeOH + HA
Reakcją odwrotną do reakcji hydrolizy jest reakcja zobojętnienia.
Nie wszystkie sole ulegają reakcji hydrolizy. Solami które nie ulegają reakcji hydrolizy są sole mocnych kwasów i mocnych zasad (NaCl, KNO3, K2SO4,...). Hydrolizują natomiast:
- sole słabych jednoprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad (CH3COOK, NaCN) - odczyn zasadowy.
Przebieg procesu hydrolizy dla CH3COOK przedstawia równanie.
CH3COO - + K+ + H2O <=> CH3COOH + K+ + OH-
Z równania widzimy, że jon potasowy nie uczestniczy w równowadze kwasowo-zasadowej, dlatego powyższe równanie możemy zapisać w postaci
CH3COO - + H2O <=> CH3COOH + OH-
Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy anionowej (zasadowej)
- sole mocnych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad (NH4NO3) - odczyn kwasowy
NH4+ + H2O <=> NH3 + H3O+
Jon NO3- nie uczestniczy w równowadze kwasowo-zasadowej.
Ten stan równowagi nazywany jest reakcją hydrolizy kationowej (kwasowej)
- sole słabych jednoprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest HCOONH4 - odczyn może być obojętny, kwasowy lub zasadowy, zależnie od wartości stałych dysocjacji odpowiednich kwasów i zasad
- sole słabych dwuprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest K2S - odczyn zasadowy
- sole trójprotonowych kwasów i mocnych jednowodorotlenowych zasad. Przykładem jest Na3PO4 - odczyn zasadowy, Na2HPO4 - odczyn zasadowy, NaH2PO4 - odczyn kwaśny
Na3PO4 (zasadowy)
PO43- + H2O <=> HPO42- + OH- i dalej
HPO42- + H2O <=> H2PO4- + OH-
H2PO4- + H2O <=> H3PO4 + OH-
Ostatnia reakcja praktycznie nie zachodzi, ponieważ nadmiar jonów wodorotlenowych przesuwa równowagę reakcji hydrolizy w lewo.
Na2HPO4 (zasadowy) - jony HPO42- dysocjują według równania
HPO42- + H2O <=> PO43- + H3O+
ale również hydrolizują;
HPO42- + H2O <=> H2PO4- + OH-
H2PO4- + H2O <=> H3PO4 + OH-
Ostatnia reakcja praktycznie nie zachodzi, ponieważ nadmiar jonów wodorotlenowych przesuwa równowagę reakcji hydrolizy w lewo.
NaH2PO4 (kwasowy)
H2PO4- + H2O <=> HPO42- + H3O+
W roztworze znajduje się pewien nadmiar jonów H3O+, stąd odczyn zasadowy
- sole mocnych jednoprotonowych lub dwuprotonowych kwasów i słabych jednowodorotlenowych lub wielowodorotlenowych zasad. Przykładem jest MgCl2, AlCl3 - odczyn kwasowy
Zjawisko hydrolizy wyjaśnia doskonale wyjaśnia nam teoria Lowry'ego i Bronsteda. Zgodnie z tą teorią hydroliza sprowadza się bowiem do przejścia od kwasu do zasady. Przykładem jest hydroliza CH3COONa, którą możemy zapisać w postaci.
CH3COO- + HOH <=> CH3COOH + OH-
zasada1 kwas2 kwas1 zasada2
Fe(H2O)+3 + HOH <=> Fe(OH)(H2O)52+ + H3O+
kwas1 zasada2 zasada1 kwas2
W pierwszej reakcji proton od bardzo słabego kwasu H2O przechodzi do mocniejszej zasady CH3COO- tworząc słabo zdysocjowany kwas octowy oraz wolne jony wodorotlenowe. Roztwór ulega zalkalizowaniu.
W drugiej reakcji woda jest zasadą i odbiera proton od jednej z cząsteczek wody przy jonie żelaza (III).
Ponieważ powstaje silny kwas H3O+ oraz słaba zasada Fe(OH)(H2O)52+, roztór ulega zakwaszeniu.
Miarą zaawansowania procesu hydrolizy jest stopień hydrolizy bh, określony stosunkiem liczby cząsteczek (moli) zhydralizowanych ch do liczby cząsteczek (moli) soli c wprowadzonych pierwotnie do roztworu.
bh = ch / c
Drugą wielkością charakteryzującą sól w roztworze jest stała hydrolizy Kh, która zależy od temperatury
|
|
