Хидролиза соли. Које соли се хидролизују

Процес формирања слабо дисоцираних једињења са променом пХ средине током интеракције воде и соли назива се хидролиза.

Хидролиза соли се дешава у случају везивања једног воденог иона са формирањем слабо растворљивих или слабо дисоцираних једињења услед померања у равнотежној дисоцијацији. Овај процес је углавном реверзибилан и повећава се са растварањем или повећањем температуре.

Да би се утврдило које соли су подвргнуте хидролизи, неопходно је знати које су базе и киселине коришћене приликом формирања. Постоји неколико типова њихових интеракција.

Производња соли из базе и слабе киселине

Примери укључују алуминијум сулфид и хром, као и убрзани амонијум и амонијум карбонат. Ове соли, када се растворе у води, формирају базе и слабо дисоцирајуће киселине. Да би се пратила реверзибилност процеса, потребно је направити једнаџбу за реакцију хидролизе соли:

Амонијум ацетат + вода ониа амонијак + сирћетна киселина

У ионском облику, процес изгледа као:

ЦХ3ЦОО- + НХ4 ⁺ Х20ОЦХ3ЦООХ + НХ4ОХ.

У горе наведеној реакцији хидролизе формирају се амонијак и сирћетна киселина, односно слабо дисоцирајуће супстанце.

Индекс водоника водених раствора (пХ) директно зависи од релативне јачине, односно константе дисоцијације продуката реакције. Горња реакција ће бити благо алкална, јер је константна разградња сирћетне киселине мања од константе амонијум хидроксида, тј. 1.75 ^- 10 ^{- 5} мање од 6.3 10 ^-5 . Ако се базе и киселине уклоне из раствора, процес се наставља до краја.

Размотримо пример иреверзибилне хидролизе:

Алуминијум сулфат + вода = алуминијум хидроксид + хидроген сулфид

У овом случају, процес је неповратан, јер се један од продуката реакције уклања, односно преципитира.

Хидролиза једињења добијених интеракцијом слабе базе са јаком киселином

Овај тип хидролизе описује разградњу алуминијум сулфата, бакар-хлорида или бромида, као и фери-хлорид или амонијум. Размотримо реакцију фери-хлорида, која се одвија у две фазе:

Прва фаза:

Жељезни хлорид + вода хидро гвожђе хидроксидоклорид + хлороводонична киселина

Ионска једначина хидролизе соли хлорида гвожђа има облик:

Фе ²⁺ + Х ₂ О + 2Цл ^- (Фе (ОХ) ⁺ + Х ⁺ + 2Цл ^-

Друга фаза хидролизе:

Фе (ОХ) + + Х ₂ О + Цл ^- (Фе (ОХ) ₂ + Х ⁺ + Цл ^-

Због недостатка јона хидроксидогрупе и акумулације водоникових јона, хидролиза ФеЦл _{2 се} одвија кроз прву фазу. Формирана је јака хлороводонична киселина и слаба база - хидроксид гвожђа. У случају таквих реакција, медијум је кисели.

Не-хидролизирајуће соли добијене реакцијом јаких база и киселина

Пример таквих соли може бити калцијум хлорид или натријум, калијум сулфат и рубидијум бромид. Међутим, горе наведене супстанце се не хидролизују, јер су неутралне када се растворе у води. Једина ниска дисоцирајућа супстанца у овом случају је вода. Да бисте потврдили ову тврдњу, можете направити једнаџбу хидролизе соли натријум хлорида са формирањем хлороводоничне киселине и натријум хидроксида:

НаЦл + Х20. НаОХ + ХЦл

Реакција у јонском облику:

На ⁺ + Цл ^- + Х20 + На ⁺ + ХЕ ^- + Х ⁺ + Цл ^-

Х ₂ О + Х ⁺ + ОХ ^-

Соли као производ реакције јаке алкалије и киселине слабе чврстоће

У овом случају, хидролиза соли одвија се дуж аниона, што одговара алкалном пХ индикатора. Примери укључују ацетат, сулфат и натријум карбонат силикат и калијум сулфат, као и натријум цијановодонична киселина. На пример, направимо јон-молекуларне једначине за хидролизу соли сулфида и натријум ацетата:

Дисоцијација натријум сулфида:

На ₂ С Н 2На ⁺ + С ^2-

Прва фаза хидролизе полибазичне соли појављује се на катиону:

На2С + Х20О НаХ + НаОХ

Снимање у ионском облику:

С ^2- + Х ₂ О ^- ХС ^- + ОХ ^-

Друга фаза је изводљива у случају повећања температуре реакције:

ХС ^- + Х ₂ О С Х ₂ С + ОХ ^-

Размотрите другу реакцију хидролизе користећи натријум ацетат, на пример:

Натријум ацетат + вода иц сирћетна киселина + каустична сода.

У ионском облику:

ЦХ ₃ ЦОО ^- + Х ₂ О ЦХ ₃ ЦООХ + ОХ ^-

Као резултат реакције настаје слаба оцтена киселина. У оба случаја, реакција ће имати алкално окружење.

Реакцијска равнотежа према Ле Цхателиер принципу

Хидролиза је, као и друге хемијске реакције, реверзибилна и неповратна. У случају реверзибилних реакција, један од реагенса се не троши све, док се иреверзибилни процес наставља са потпуном потрошњом супстанце. То је због промене у равнотежи реакција, која се заснива на промени физичких карактеристика, као што су притисак, температура и масени удио реактаната.

Према концепту Ле Цхателиер принципа, систем ће се сматрати равнотежом док се не промијени један или више вањских увјета тока процеса. На пример, са смањењем концентрације једне од супстанци, равнотежа система ће постепено почети да се помера ка формирању истог реагенса. Хидролиза соли такође има способност да поштује принцип Ле Цхателиер, са којим можете ослабити или ојачати процес.

Повећана хидролиза

Хидролиза се може побољшати да би се комплетирала иреверзибилност на неколико начина:

• Да се ​​повећа брзина формирања ОХ ^- и Х ⁺ јона. Да би се то урадило, раствор се загрева, а повећањем апсорпције топлоте водом, односно ендотермном дисоцијацијом, овај индикатор се повећава.
• Додајте воду.
• Преведите један од производа у гасовито стање или везајте у високо растворну супстанцу.

Сузбијање хидролизе

Да сузбије процес хидролизације, као и да ојача, на неколико начина.

У раствор улази једна од супстанци насталих у процесу. На пример, да би се раствор алкализовао, ако је пХ˃7, или обрнуто, закиселити, где је реакциони медијум мањи од 7 у смислу пХ.

Међусобно побољшање хидролизе

Узајамно појачавање хидролизе користи се ако систем постане равнотежа. Погледајмо конкретан пример где су системи у различитим судовима постали равнотежа:

Ал ³⁺ + Х ₂ О ₂ АлОХ ²⁺ + Х ⁺

СО ₃ ^2- + Н ₂ О О НСО ₃ ^- + ОН ^-

Оба система су мало хидролизована, тако да ако их помешате једни са другима, доћи ће до везивања хидроксина и јона водоника. Као резултат добијемо молекуларну једначину хидролизе соли:

Алуминијум хлорид + натријум карбонат + вода = натријум хлорид + алуминијум хидроксид + угљен диоксид.

Према Ле Цхателиеру, равнотежа система ће се померити на страну продуката реакције, а хидролиза ће завршити са формирањем алуминијум хидроксида, таложеног. Такво побољшање процеса је могуће само ако се једна од реакција одвија дуж аниона, а друга дуж катиона.

Анионска хидролиза

Хидролиза водених раствора соли врши се комбиновањем њихових јона са молекулима воде. Једна од метода хидролизације се изводи помоћу аниона, односно додавања воденог јона Х ⁺ .

Већина ове соли је подвргнута хидролизи, која се формира кроз интеракцију јаког хидроксида и слабе киселине. Примери соли које се разлажу у аниону могу бити натријум сулфат или натријум сулфит, као и калијум карбонат или фосфат. Индикатор водоника са више од седам. Као пример, размотрите дисоцијацију натријум ацетата:

У раствору, ово једињење се дели на катион - На ⁺ , а анион - ЦХ3ЦОО ^- .

Катион дисоцираног натријум ацетата, формиран јаком базом, не може реаговати са водом.

Истовремено, аниони киселине лако реагују са молекулима Х ₂ О:

ЦХ ₃ ЦОО ^- + ХОН = ЦХ ₃ ЦООХ + ХЕ ^-

Према томе, хидролизација се изводи на аниону, а једначина има облик:

ЦХ3ЦООНа + ХОН = ЦХ3ЦООХ + НаОХ

У случају да се полибазичне киселине подвргну хидролизи, процес се одвија у неколико фаза. У нормалним условима, ове супстанце се хидролизују у првој фази.

Катионска хидролиза

Соли настале интеракцијом јаке киселине и базе ниске чврстоће су углавном подложне катионској хидролизи. Пример је амонијум бромид, бакар нитрат и цинк хлорид. Истовремено, медијум у раствору током хидролизе одговара мање од седам. Размотрите процес хидролизе катиона користећи алуминијум хлорид као пример:

У воденом раствору дисоцира у анион - 3Цл ^- и катион - Ал ³⁺ .

Иони јаке хлороводоничне киселине не утичу на воду.

Напротив, јони (катиони) базе су предмет хидролизе:

Ал ³⁺ + ХОН = АлОХ ²⁺ + Х ⁺

У молекуларном облику, хидролизација алуминијум хлорида је следећа:

АлЦл3 + Х20 = АлОХЦл + ХЦл

У нормалним условима пожељно је занемарити хидролизу у другој и трећој фази.

Степен дисоцијације

Свака реакција хидролизе соли одликује се степеном дисоцијације, која показује однос између укупног броја молекула и молекула способних за прелазак у ионско стање. Степен дисоцијације карактерише неколико индикатора:

• Температура на којој се врши хидролиза.
• Концентрација дисоцијативног раствора.
• Порекло растворене соли.
• Природа самог растварача.

Према степену дисоцијације, сви раствори су подељени на јаке и слабе електролите, који се, када се растворе у различитим растварачима, разликују.

• Супстанце са степеном дисоцијације од преко 30% су јаки електролити. На пример, каустична сода, каустична калијум хидроксид бариј и калцијум, као и сумпорна, хлороводонична и нитратна киселина.
• Електролити, чији је степен мањи од 2%, називају се слабим. Ту спадају органске киселине, амонијум хидроксид, водоник сулфид и карбонска киселина, као и бројне основе п-, д-, ф-елемената периодичног система.

Константа дисоцијације

Квантитативни показатељ способности твари да се распада на ионе је константа дисоцијације, која се назива и константа равнотеже. Једноставно речено, константа равнотеже је однос електролита разложених на ионе до не-дисоцираних молекула.

За разлику од степена дисоцијације, овај параметар не зависи од спољашњих услова и концентрације раствора соли у процесу хидролизе. Са дисоцијацијом полибазичних киселина, степен дисоцијације на сваком кораку постаје ред мањи.

Индикатор киселинско-базних својстава раствора

Индекс водика или пХ је мјера за одређивање киселинско-базних својстава отопине. Вода у ограниченој количини дисоцира се на ионе и слаб је електролит. При израчунавању пХ, користите формулу, која је негативни децимални логаритам акумулације водоникових јона у растворима:

пХ = -лг [Х ⁺ ]

• За алкална окружења, овај индикатор ће бити већи од седам. На пример, [Х ⁺ ] = 10 ^-8 мол / л, затим пХ = -лг [10 ^-8 ] = 8, то јест, пХ. 7.
• За киселе услове, напротив, пХ треба да буде мањи од седам. На пример, [Х ⁺ ] = 10 ^-4 мол / л, затим пХ = -лг [ ^10-4 ] = 4, то јест, пХ. 7.
• За неутралну средину, пХ = 7.

Врло често се за одређивање пХ-отопина користи брза метода за индикаторе, који, овисно о пХ, мијењају боју. За прецизнију дефиницију користе се јономери и пХ метри.

Квантитативне карактеристике хидролизе

Хидролиза соли, као и сваки други хемијски процес, има бројне карактеристике, у складу са којима ток процеса постаје могућ. Најзначајније квантитативне карактеристике укључују константу и степен хидролизе. Да се ​​задржимо на свакој од њих.

Степен хидролизе

Да би се утврдило које соли се хидролизују и у којој количини се користи квантитативни индикатор - степен хидролизе, који карактерише потпуност процеса хидролизе. Степен хидролизе назива се део супстанце од укупног броја молекула способних за хидролизу, у процентима:

х = н / Н% 100%,

где је степен хидролизе х;

број честица соли подвргнутих хидролизи је н;

укупна количина молекула соли укључених у реакцију је Н.

Фактори који утичу на степен хидролизе укључују:

• стална хидролиза;
• температура, са повећањем чији се степен повећава услед повећане интеракције јона;
• концентрација соли у раствору.

Константа хидролизе

То је друга најважнија квантитативна карактеристика. У општем облику једначина хидролизе соли може се записати као:

МА + НОН + МОН + ОН

Из тога следи да су константа равнотеже и концентрација воде у истом раствору константне вредности. Сходно томе, производ ових двају индикатора ће такође бити константна вредност, што значи да је константа хидролизе. Генерално, Кг се може написати као:

Кр = ([ХА] ∙ [МОН]) / [МА],

где је киселина

ПВС - основа.

У физичком смислу, константа хидролизе описује способност одређене соли да прође процес хидролизе. Овај параметар зависи од природе супстанце и њене концентрације.