Hidroliza soli. Katere soli so hidrolizirane

Proces nastajanja slabo disociiranih spojin s spremembo pH medija med interakcijo vode in soli se imenuje hidroliza.

Hidroliza soli nastopi v primeru vezave enega vodnega iona z nastajanjem težko topnih ali slabo disociiranih spojin zaradi premika v ravnotežni disociaciji. Ta proces je večinoma reverzibilen in se povečuje z redčenjem ali zvišanjem temperature.

Da bi ugotovili, katere soli so v postopku hidrolize, je treba vedeti, katere baze in kisline so bile uporabljene ob nastanku. Obstaja več vrst njihovih interakcij.

Proizvodnja soli iz baze in šibke kisline

Primeri vključujejo aluminijev sulfid in krom, pa tudi pospešen amonijev in amonijev karbonat. Te soli, kadar se raztopijo v vodi, tvorijo baze in slabo disociirajoče kisline. Da bi sledili reverzibilnosti procesa, je potrebno pripraviti enačbo za reakcijo hidrolize soli:

Amonijev acetat + voda onia amonijak + ocetna kislina

V ionski obliki izgleda proces:

CH3COO- + NH4 ⁺ H20OCH3COOH + NH4OH.

V zgornji reakciji hidrolize nastanejo amoniak in ocetna kislina, tj.

Vodikov indeks vodnih raztopin (pH) je neposredno odvisen od relativne moči, to je od disociacijskih konstant reakcijskih produktov. Zgornja reakcija bo rahlo alkalna, saj je konstantna razgradnja ocetne kisline manjša od konstante amonijevega hidroksida, to je 1,75 ^- 10 ^{- 5} manj kot 6,3 ^10-5 . Če se baze in kisline odstranijo iz raztopine, se postopek nadaljuje do konca.

Preučimo primer nepovratne hidrolize:

Aluminijev sulfat + voda = aluminijev hidroksid + vodikov sulfid

V tem primeru je postopek nepovraten, ker je eden od reakcijskih produktov odstranjen, to je oborina.

Hidroliza spojin, dobljenih z medsebojnim delovanjem šibke baze z močno kislino

Ta vrsta hidrolize opisuje razgradnjo aluminijevega sulfata, bakrovega klorida ali bromida, pa tudi železovega klorida ali amonija. Upoštevajte reakcijo železovega klorida, ki poteka v dveh fazah:

Prva faza:

Železov klorid + voda hydro železov hidroksidoklorid + klorovodikova kislina

Ionska enačba hidrolize ferikloridnih soli ima obliko:

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

Druga faza hidrolize: t

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

Zaradi pomanjkanja ionov hidroksogrupe in kopičenja vodikovih ionov se hidroliza FeCl2 nadaljuje skozi prvo stopnjo. Nastala je močna klorovodikova kislina in šibka baza - železov hidroksid. Pri takih reakcijah je medij kisel.

Nehidrolizirne soli, dobljene z reagiranjem močnih baz in kislin

Primer takšnih soli je lahko kalcijev klorid ali natrija, kalijevega sulfata in rubidijevega bromida. Vendar se zgoraj navedene snovi ne hidrolizirajo, ker so nevtralne, kadar se raztopijo v vodi. Edina nizko disocirajuča snov v tem primeru je voda. Za potrditev te izjave lahko naredimo enačbo hidrolize natrijevega klorida s tvorbo klorovodikove kisline in natrijevega hidroksida: t

NaCl + H20O NaOH + HCl

Reakcija v ionski obliki:

Na ⁺ + Cl ^- + H20O Na ⁺ + HE ^- + H ⁺ + Cl ^-

H ₂ O ⁺ H ⁺ + OH ^-

Soli kot reakcijski produkt močne alkalije in kisline šibke jakosti

V tem primeru hidroliza soli poteka vzdolž aniona, kar ustreza alkalnemu pH indikatorja. Primeri vključujejo acetat, sulfat in natrijev karbonat silikata in kalijevega sulfata ter natrijeve cianovodikove kisline. Na primer, naredimo ionsko-molekularne enačbe za hidrolizo soli sulfida in natrijevega acetata:

Disociacija natrijevega sulfida:

Na ₂ S N 2Na ⁺ + S ^2-

Prva faza hidrolize polibazične soli se pojavi na kationu:

Na2S + H20O NaH + NaOH

Zapiši v ionski obliki:

S ^2- + H ₂ O ^- HS ^- + OH ^-

Druga stopnja je izvedljiva v primeru povečanja reakcijske temperature:

HS ^- + H ₂ O S H ₂ S + OH ^-

Upoštevajte drugo reakcijo hidrolize z uporabo natrijevega acetata, na primer:

Natrijev acetat + voda ic ocetna kislina + kavstična soda.

V ionski obliki:

CH3COO ^- + H20OCH3COOH + OH ^-

Kot rezultat reakcije nastane šibka ocetna kislina. V obeh primerih bo reakcija imela alkalno okolje.

Reakcijsko ravnotežje po načelu Le Chatelier

Hidroliza je, tako kot druge kemijske reakcije, reverzibilna in ireverzibilna. V primeru reverzibilnih reakcij eden od reagentov ne porabi vseh, medtem ko se nepovratni postopki nadaljujejo s popolno porabo snovi. To je posledica premika ravnotežja reakcij, ki temelji na spremembah fizikalnih lastnosti, kot so tlak, temperatura in masni delež reaktantov.

V skladu s konceptom načela Le Chatelier se bo sistem obravnaval kot ravnotežje, dokler ne bo spremenjen eden ali več zunanjih pogojev pretoka procesa. Na primer, z zmanjšanjem koncentracije ene od snovi se bo ravnotežje sistema postopoma začelo premikati proti nastanku istega reagenta. Hidroliza soli ima tudi sposobnost, da spoštuje načelo Le Chatelier, s katerim lahko oslabite ali okrepite proces.

Povečana hidroliza

Hidroliza se lahko poveča za dokončanje nepovratnosti na več načinov:

• Za povečanje hitrosti nastajanja ionov OH in H ⁺ . V ta namen se raztopina segreje in s povečanjem absorpcije toplote z vodo, to je endotermno disociacijo, ta indikator poveča.
• Dodajte vodo.
• Prevedite enega od produktov v plinastem stanju ali se vežite v zelo topni snovi.

Zaviranje hidrolize

Zavirati proces hidrolizacije in krepiti na več načinov.

V raztopino vnesemo eno od snovi, ki nastanejo v postopku. Na primer, da se raztopina naalkalira, če je pH˃7, ali obratno, da se nakisa, kjer je reakcijski medij manj kot 7 v smislu pH.

Medsebojno povečanje hidrolize

Medsebojno izboljšanje hidrolize se uporablja, če sistem postane ravnotežje. Oglejmo si konkreten primer, ko so sistemi v različnih plovilih postali ravnotežni:

Al3 ⁺ + H20O AlOH ²⁺ + H ⁺

СО ₃ ^2- + N ₂ О ↔ НСО ₃ ^- + ОН ^-

Oba sistema sta malo hidrolizirana, tako da, če ju pomešate med seboj, bosta vezana hidroksina in vodikovih ionov. Zato dobimo molekularno enačbo hidrolize soli:

Aluminijev klorid + natrijev karbonat + voda = natrijev klorid + aluminijev hidroksid + ogljikov dioksid.

Po Le Chatelierju se bo ravnotežje sistema premaknilo na stran reakcijskih produktov in hidroliza se bo končala z nastankom oborjenega aluminijevega hidroksida. Takšno izboljšanje postopka je možno le, če se eden od reakcij odvija vzdolž aniona, drugi pa vzdolž kationa.

Anionska hidroliza

Hidroliza vodnih raztopin soli se izvaja z združevanjem njihovih ionov z vodnimi molekulami. Ena od metod hidrolizacije se izvaja z anionom, to je z dodatkom vodnega iona H ⁺ .

Večina te soli je predmet hidrolize, ki nastane z medsebojnim delovanjem močnega hidroksida in šibke kisline. Primeri soli, ki se razgrajujejo v anionu, so lahko natrijev sulfat ali natrijev sulfit, kot tudi kalijev karbonat ali fosfat. Indikator vodika z več kot sedmimi. Na primer, razmislite o disociaciji natrijevega acetata:

V raztopini je ta spojina razdeljena na kation - Na ⁺ in anion - CH ₃ COO ^- .

Kation disociiranega natrijevega acetata, ki ga tvori močna baza, ne more reagirati z vodo.

Istočasno lahko anioni kisline preprosto reagirajo z molekulami H ₂ O:

CH ₃ COO ^- + HON = CH ₃ COOH + HE ^-

Zato se hidrolizacija izvaja na anionu in enačba ima obliko:

CH3COONa + HON = CH3COOH + NaOH

V primeru hidrolize polibaznih kislin se postopek odvija v več fazah. V normalnih pogojih se te snovi hidrolizirajo v prvi fazi.

Kationska hidroliza

Soli, ki nastanejo z medsebojnim delovanjem močne kisline in baze nizke trdnosti, so večinoma občutljive na kationsko hidrolizo. Primer je amonijev bromid, bakrov nitrat in cinkov klorid. Hkrati medij v raztopini med hidrolizo ustreza manj kot sedmim. Upoštevajte postopek kationske hidrolize z uporabo aluminijevega klorida kot primer:

V vodni raztopini se disociira v anion - 3Cl ^- in kation - Al ³⁺ .

Ioni močne klorovodikove kisline ne vplivajo na vodo.

Nasprotno, ioni (kationi) baze so predmet hidrolize:

Al3 ⁺ + HON = AlOH ²⁺ + H ⁺

V molekulski obliki je hidrolizacija aluminijevega klorida naslednja:

AlCl3 + H20 = AlOHCl + HCl

V normalnih pogojih je bolje, da hidrolizo zanemarimo v drugi in tretji fazi.

Stopnja disociacije

Za vsako reakcijo hidrolize soli je značilna stopnja disociacije, ki kaže razmerje med skupnim številom molekul in molekul, ki lahko preidejo v ionsko stanje. Stopnjo disociacije označuje več kazalnikov:

• Temperatura, pri kateri se izvaja hidroliza.
• Koncentracija razgradljive raztopine.
• Izvor raztopljene soli.
• Narava samega topila.

Glede na stopnjo disociacije so vse raztopine razdeljene na močne in šibke elektrolite, ki se po raztapljanju v različnih topilih razlikujejo.

• Snovi z disociacijsko stopnjo več kot 30% so močni elektroliti. Na primer, kavstična soda, kavstična kalijev hidroksid barij in kalcija, pa tudi žveplove, klorovodikove in. t dušikove kisline.
• Elektroliti, katerih stopnja je manjša od 2%, se imenujejo šibki. Sem spadajo organske kisline, amonijev hidroksid, vodikov sulfid in karbonska kislina ter številne baze p-, d-, f-elementov periodičnega sistema.

Konstanta disociacije

Kvantitativni kazalec sposobnosti snovi za razpad v ione je disociacijska konstanta, imenovana tudi konstanta ravnovesja. Preprosto povedano, ravnotežna konstanta je razmerje elektrolitov, razgrajenih v ione, do ne-disociiranih molekul.

Za razliko od stopnje disociacije ta parameter ni odvisen od zunanjih pogojev in koncentracije raztopine soli v procesu hidrolize. Pri disociaciji polibaznih kislin stopnja disociacije na vsakem koraku postane red manjša.

Kazalec kislinsko-bazičnih lastnosti raztopin

Indeks vodika ali pH je merilo za določanje kislinsko-bazičnih lastnosti raztopine. Voda v omejeni količini disociira v ione in je šibek elektrolit. Pri izračunu pH uporabite formulo, ki je negativni decimalni logaritem kopičenja vodikovih ionov v raztopinah:

pH = -lg [H ⁺ ]

• Za alkalna okolja bo ta indikator več kot sedem. Na primer, [H ⁺ ] = 10 ^-8 mol / l, nato pH = -lg [10 ^-8 ] = 8, to je pH. 7.
• Pri kislih pogojih mora biti pH manj kot sedem. Na primer, [H ⁺ ] = 10 ^-4 mol / l, nato pH = -lg [ ^10-4 ] = 4, to je pH. 7.
• Za nevtralno okolje, pH = 7.

Zelo pogosto določimo pH-raztopine z uporabo hitre metode za indikatorje, ki glede na pH spremenijo barvo. Za natančnejšo definicijo se uporabljajo ionomeri in pH metri.

Kvantitativne značilnosti hidrolize

Hidroliza soli, kot vsak drug kemični proces, ima številne značilnosti, v skladu s katerimi poteka potek postopka. Najpomembnejše kvantitativne značilnosti vključujejo konstantno in stopnjo hidrolize. Oglejmo si vsakega od njih.

Stopnja hidrolize

Da bi ugotovili, katere soli so hidrolizirane in v kakšni količini, se uporablja kvantitativni kazalnik - stopnja hidrolize, ki je značilna za popolnost postopka hidrolize. Stopnja hidrolize se imenuje del snovi skupnega števila molekul, ki so sposobne hidrolize, je zapisano v odstotkih:

h = n / N% 100%,

kjer je stopnja hidrolize h;

število delcev soli, ki so izpostavljeni hidrolizi, je n;

skupna količina molekul soli, vključenih v reakcijo, je N.

Dejavniki, ki vplivajo na stopnjo hidrolize, vključujejo: t

• konstantna hidroliza;
• temperatura, s povečanjem katere se stopnja povečuje zaradi povečane interakcije ionov;
• koncentracija soli v raztopini.

Konstanta hidrolize

To je druga najpomembnejša kvantitativna značilnost. V splošni obliki enačbe hidrolize soli lahko zapišemo kot:

MA + NON + MON + ON

Iz tega sledi, da sta konstanta ravnovesja in koncentracija vode v isti raztopini konstantne vrednosti. Posledično bo produkt teh dveh kazalnikov tudi konstantna vrednost, kar pomeni, da je konstanta hidrolize. Na splošno lahko Kg zapišemo kot:

Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],

kjer je kislina

PWS - osnova.

V fizičnem smislu konstanta hidrolize opisuje sposobnost posamezne soli, da opravi postopek hidrolize. Ta parameter je odvisen od narave snovi in ​​njene koncentracije.