Chemia labolatorium, Hydroliza, Hydroliza


Hydroliza - reakcja niektórych związków chemicznych z wodą, która prowadzi do naruszenia równowagi autodysocjacji wody, a tym samym do zmiany pH środowiska. Szczególnie łatwo ulegają reakcji z wodą sole, których jony mają zdolność do oddawania lub przyłączania protonów w środowisku wodnym. Tę właściwość wykazują sole powstałe z zobojętniania: 1) słabych kwasów mocnymi zasadami 2) słabych kwasów słabymi zasadami 3) mocnych kwasów słabymi zasadami. Reakcje współdziałania soli z wodą są reakcjami odwrotnymi do zobojętniania . Proces ten można wyrazić ogólnym wzorem: kwas + zasada ↔ sól + woda. Podczas rozpuszczania soli w wodzie lub podczas procesu zobojętniania ustala się równowaga dynamiczna w roztworze, którą można charakteryzować stałą Kh i stopniem β. Stopień hydrolizy β jest równy stosunkowi stężenia cząsteczek zhydrolizowanych do początkowego stężenia cząsteczek. β = C z h / Co .Stała hydrolizy K h: soli mocnej zasady i słabego kwasu K h jest równa: K h = K w / K k , stała hydrolizy soli słabej zasady i mocnego kwasu jest równa: Kh = Kw / Kz , stała hydrolizy soli słabej zasady i słabego kwasu jest równa: Kh = Kw / Kz × Kk , gdzie: Kw - iloczyn jonowy wody (równy 10-14), Kk - stała dysocjacji słabego kwasu, Kz - stała dysocjacji słabej zasady. Związki amfoteryczne - związki zdolne do reagowania jak kwasy i zasady (zależnie od warunków, środowiska).

Przykłady reakcji z wodą soli typu: 1) słaby kwas i mocna zasada: CH3COONa ↔ CH3COO - + Na + ­­(jon octanowy przyłącza proton) CH3COO - + H2O ↔ CH3COOH + OH - (odczyn roztworu jest zasadowy) 2) mocny kwas i słaba zasada: NH4Cl ↔ NH4 + + Cl - (jon amonowy w roztworze wodnym oddaje proton) NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O + (odczyn kwaśny) 3) słaby kwas i słaba zasada: CH3COONH4 ↔ CH3COO - + NH4+ (jon octanowy przyjmuje proton, a jon amonowy - oddaje) CH3COO - + H2O ↔ CH3COOH + OH -; NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O + (woda spełnia rolę kwasu i zasady).



Wyszukiwarka