HYDROLIZA-SOLI-14-15-AM,-BM-1

HYDROLIZA SOLI Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo zdysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady. Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące sole: a) sole mocnej zasady i słabego kwasu b) sole słabej zasady i mocnego kwasu c) sole słabej zasady i słabego kwasu W przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady reakcja hydrolizy nie zachodzi. Hydroliza należy do procesów odwracalnych. Jej równowagę możemy przesunąć w określonym kierunku zmieniając stężenie produktów hydrolizy. Dodanie kwasu do roztworu soli słabych wielowodorotlenowych zasad lub dodanie zasady do słabych wielowodorowych kwasów cofa reakcję – przesuwa w lewo- powodując cofnięcie hydrolizy. Stała i stopień hydrolizy charakteryzuje ilościowo reakcję hydrolizy. Stopień hydrolizy określa jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek soli uległa hydrolizie. β = c1 / c2 gdzie: β – stopień hydrolizy c1 – liczba cząsteczek soli, które uległy hydrolizie c2 – liczba cząsteczek soli wprowadzonych do roztworu Stopień hydrolizy zależy od stężenia roztworu, temperatury i rodzaju soli. Stała hydrolizy natomiast dla soli zbudowanych z kwasów i zasad różniących się znacznie mocą opiera się na prawie działania mas. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco: CH3COONa + H2O

CH3COOH + Na+ + OH-

Produktami są słabo zdysocjowany kwas octowy i dobrze dysocjowana zasada sodowa. Jony H+ pochodzące z wody wiążą się z anionami soli w wyniku czego powstaje słabo zdysocjowany kwas octowy. Zmniejsza się stężenie jonów wodorowych i zwiększa się stężenie jonów OH- nadając odczyn zasadowy całemu roztworowi. Stałą równowagi określa zależność: K = [CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-] [H2O] Stała hydrolizy Kh wyraża się równaniem: Kh = K · [H2O] = [CH3COOH] [OH-] / [CH3COO-] Korzystając z iloczynu jonowego wody Kw = [H+] · [OH-] oraz stałej dysocjacji słabego kwasu Ka, stałą hydrolizy Kh przedstawiamy równaniem: Kh = [CH3COOH] Kw / [CH3COO-] [H+] = Kw / Ka

Stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady jest odwrotnie proporcjonalna do stałej dysocjacji kwasu. Zapis reakcji hydrolizy: Hydroliza jednostopniowa  cząsteczkowo: CH3COONa + H2O  jonowo: CH3COO- + Na+ + H2O CH3COO- + H2O 

CH3COOH + NaOH CH3COOH + Na+ + OHCH3COOH + OH-

produktem reakcji są jony wodorotlenowe, które nadają odczyn zasadowy całemu roztworowi; hydroliza anionowa

Hydroliza dwustopniowa I stopień hydrolizy  cząsteczkowo:  jonowo: 



Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH 22Na + CO3 + H2O Na+ + HCO3- + Na+ + OH2CO3 + H2O HCO3- + OHproduktami reakcji są wodorowęglan sodu i wodorotlenek sodu. Obecność jonów wodorotlenowych pochodzących od całkowicie zdysocjowanej zasady sodowej, nadaje odczyn zasadowy całemu roztworowi. Wodorowęglan sodu ulega dalszej hydrolizie. hydroliza anionowa +

II stopień hydrolizy  cząsteczkowo:  jonowo:  

NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH Na+ + HCO3- + H2O H2CO3 + Na+ + OHHCO3- + H2O H2CO3 + OHproduktami tego etapu są: kwas węglowy i wodorotlenek sodu. Obecność jonów wodorotlenowych w stanie równowagi nadaje charakter zasadowy całemu roztworowi hydroliza anionowa 2. Hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu

Dla tego typu soli przykładem może być chlorek amonowy. Dysocjuje on na jony NH4 i Cl-, które reagują z cząsteczkami wody dając w efekcie słabo zdysocjowaną cząsteczkę wodorotlenku amonu oraz dobrze zdysocjowany kwas solny. Jony OH- zostały związane w słabo zdysocjowaną zasadę, natomiast stężenie jonów H+ znacznie wzrasta kształtując odczyn całego roztworu jako kwaśny. Stała równowagi dla tej reakcji ma postać: +

K = [NH4OH] [H+] / [NH4+] [H2O] Stała hydrolizy Kh wyraża się wzorem: Kh = K · [H2O] = [NH4OH] [H+] / [NH4+]

Korzystając z iloczynu jonowego wody Kw = [H+] · [OH-] oraz stałej dysocjacji słabej zasady Kb, stałą hydrolizy Kh przedstawiamy równaniem: Kh = [NH4OH] Kw / [NH4+] [OH] = Kw / Kb Zapis reakcji hydrolizy Hydroliza jednostopniowa  cząsteczkowo:  jonowo:  

NH4Cl + H2O NH4OH + HCl NH4+ + Cl- + 2H2O NH4OH + H+ + ClNH4+ + 2H2O NH4OH + H+ produktami reakcji hydrolizy są: wodorotlenek amonu i całkowicie zdysocjowany kwas chlorowodorowy. Zdecydowana przewaga jonów wodorowych nadaje odczyn kwaśny całemu roztworowi hydroliza kationowa

Hydroliza dwustopniowa I stopień hydrolizy  cząsteczkowo;  jonowo: 

Al2(SO4)3 + 2H2O 2Al(OH)SO4 + H2SO4 2Al3+ + 3SO42- + 4H2O 2[Al(OH)]2+ + 2H3O+ + 3SO42Al3+ + 2H2O [Al(OH)]2+ + H3O+ produktem tej reakcji jest siarczan(VI) wodorotlenku glinu(III). Jony H+ pochodzące od kwasu siarkowego(VI) powodują kwaśny odczyn roztworu

II stopień hydrolizy  cząsteczkowo:  jonowo:   

2Al(OH)SO4 + 2H2O [Al(OH)2]2SO4 + H2SO4 2[Al(OH)]2+ + 2SO4-2 + 4H2O [Al(OH)2]+ + 2H3O+ + 2SO4-2 Al3+ + 4H2O Al(OH)2+ + 2H3O+ utworzony kwas siarkowy (VI) jest źródłem jonów hydroniowych nadając kwaśny charakter roztworowi do III stopnia hydrolizy nie dochodzi, ponieważ, ta ilość kwasu siarkowego (VI) utworzona w etapie I i II stabilizuje równowagę ograniczając powstawanie wodorotlenku glinu(III) hydroliza kationowa 3. Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu

Sól tego typu ulega dysocjacji na słabo zdysocjowany kwas i słabo zdysocjowaną zasadę. Odczyn roztworu będzie zależał od wielkości stałej dysocjacji utworzonego słabego kwasu i utworzonej słabej zasady, tzn. może być kwaśny, zasadowy lub obojętny. Jednym z przykładów hydrolizy o odczynie obojętnym jest octan amonu. CH3COOH NH4 + H2O

CH3COOH + NH4OH

Tworzy się w tej reakcji hydrolizy słabo zdysocjowany kwas (KCH3COOH = 1,76 · 10 -5) i słabo zdysocjowana zasada (KNH4OH = 1,79 ·10-5). Reakcja hydrolizy ma odczyn obojętny, ponieważ stałe dysocjacji produktów reakcji hydrolizy posiadają wartości porównywalne.

Innym przykładem jest hydroliza węglanu amonu. (NH4)2 CO3 + H2O

NH4OH + NH4HCO3

Stała dysocjacji NH4OH wynosi 1,79 · 10-5, a stała pierwszego stopnia dysocjacji kwasu węglowego KI H2CO3 = 3,7 · 10-7. Z różnicy pomiędzy wartościami stałych dysocjacji wynika, iż odczyn roztworu węglanu amonu będzie słabo alkaliczny. Stała hydrolizy przyjmie następującą postać: Kh = K[OH] = [NH4OH] [ H2CO3] / [ NH4+ ] [CO32] Kh = Kw / Kb · Ka Zapis reakcji hydrolizy Hydroliza dwustopniowa I stopień hydrolizy  cząsteczkowo:  jonowo:

(NH4)2 CO3 + H2O 2NH4+ + CO32- + H2O

NH4OH + NH4HCO3 NH4+ + HCO32- + NH4OH

II stopień hydrolizy  cząsteczkowo: NH4HCO3 + H2O H2CO3 + NH4OH +  jonowo: NH4 + HCO3 + H2O H2CO3 + NH4OH  produktem reakcji jest wodorotlenek amonu i kwas węglowy. Odczyn roztworu jest słabo zasadowy, ponieważ dysocjacji w większym stopniu ulega wodorotlenek amonowy aniżeli kwas węglowy. Sumarycznie reakcja hydrolizy przebiega następująco:  cząsteczkowo: (NH4)2 CO3 + 2H2O  jonowo: 2NH4+ + CO32- + 2H2O

2NH4OH + H2CO3 2NH4OH + H2CO3

BADANIE PARAMETRÓW PRZEBIEGU REAKCJI HYDROLIZY Doświadczenie l Odczyn środowiska oraz wartość pH roztworów soli 1. Do 7 probówek wprowadzić po około 2 cm3 wody destylowanej. Pierwszą probówkę pozostawić jako "wzorzec", a do pozostałych dodać po kilka kryształków następujących soli: a) MgCl2 b) CaCO3 c) AlCl3 d) KCl e) (NH4)2SO4 f) (NH4)2CO3 2. Rozpuścić kryształy soli przez wstrząsanie cieczy w probówce. 3. Zmierzyć pH każdego z przygotowanych roztworów za pomocą papierka uniwersalnego 4. Określić przybliżone stężenie jonów wodorowych w badanych roztworach. 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy powyższych soli w postaci cząsteczkowej i jonowej.

Doświadczenie 2 Wpływ mocy kwasów na stopień hydrolizy ich soli 1. Do 2 probówek zawierających 3 cm3 wody destylowanej dodać po jednej kropli roztworu fenoloftaleiny. 2. Do pierwszej probówki dodać kilka kryształów K2SO4, do drugiej zaś – kilka kryształów K2SO3. Rozpuścić kryształy soli przez wstrząsanie roztworu w probówce. 3. Jakie jony nadają intensywność zabarwienia fenoloftaleiny w obydwu roztworach. Która z soli wykazuje większy stopień hydrolizy? Czym to jest spowodowane? 4. Przedstawić zapis jonowy równania reakcji hydrolizy obu soli.

Doświadczenie 3 Wpływ temperatury na stopień hydrolizy soli 1. Do probówki zawierającej 2 cm3 wody destylowanej oraz 2 krople fenoloftaleiny dodać kilka kryształków soli CH3COONa. 2. Zaobserwować zabarwienie roztworu i określić pH roztworu (>7 lub < 7) za pomocą papierka uniwersalnego. 3. Następnie zawartość probówkę ogrzać nad płomieniem palnika gazowego i obserwować zmianę barwy. 4. Roztwór ostrożnie ochłodzić pod strumieniem bieżącej wody i obserwować zmianę zabarwienia roztworu. Czym wywołana jest zmiana zabarwienia roztworu po ogrzaniu? Dlaczego po ochłodzeniu roztworu następuje ponownie zanik zabarwienia fenoloftaleiny? Jak wpływa wzrost temperatury na stopień hydrolizy soli?

5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy soli i zaznaczyć kierunek przesunięcia stanu równowagi pod wpływem zmiany temperatury.

Doświadczenie 4 Wpływ stężenia jonów hydroniowych i jonów wodorotlenowych na hydrolizę soli 1. Przygotować 4 probówki zawierające 2 cm3 wody destylowanej. Do 2 pierwszych probówek wsypać kilka kryształków FeCl3, do 2 kolejnych probówek dodać kilka kryształów AlCl3. 2. Do pierwszej probówki zawierającej roztwór FeCl3 dodać 5 kropli roztworu HCl, do drugiej zaś roztworu NaOH. 3. Identyczne czynności wykonać dla 2 kolejnych probówek zawierających roztwór AlCl3. 4. Obserwować zachodzące zmiany. W jaki sposób na położenie równowagi chemicznej procesu hydrolizy wpływa dodatek jonów H3O+ , a jak dodatek jonów OH- ? 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy w postaci cząsteczkowej i jonowej przeprowadzonego doświadczenia.

LITERATURA 1. E.Jagodzińska, T.Dziembowska, Z.Rozwadowski ,Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Politechnika Szczecińska, Zakład Chemii Ogólnej, Szczecin 2005 2. T.Kędryna ,Chemia ogólna z elementami biochemii dla studentów kierunków medycznych i przyrodniczych, Wydawnictwo Zamiast korepetycji, Kraków 2001