INSTYTUT INŻYNIERII ŚRODOWISKA UNIWERSYTET ZIELONOGÓRSKI
	Chemia LABORATORIUM
I ROK INŻYNIERII ŚRODOWISKA STUDIA DZIENNE GRUPA 17 B	14.04.2011
HYDROLIZA SOLI AUTORZY OPRACOWANIA: Jakub Burdajewicz Marek Stańko

I. Część teoretyczna

Hydroliza soli polega na reakcji z wodą wchodzących w skład danej soli jonów. Powstające w wyniku dysocjacji elektrolitycznej soli jony są z punktu widzenia teorii kwasów Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (wg teorii Arrheniusa).
To właśnie ta reakcja jest zwana reakcją hydrolizy elektrolitycznej. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc (w przybliżeniu) zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda, gdzie stężeniem c jest stężenie wyjściowej soli.
Jeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane poniżej rozwiązania komplikują się, gdyż wtedy powstające kationy i aniony są silnymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.

1. Sól mocnego kwasu i słabej zasady

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorek amonowy, NH₄Cl, kation NH₄⁺ wchodząc w reakcję z wodą pełni funkcję kwasu odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH₃ (czyli NH₄OH) oraz wytwarzając jony hydroniowe H₃O⁺):

Stała hydrolizy

Stała równowagi tej reakcji jest równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

oraz po pominięciu produktów autodysocjacji wody (zob. prawo rozcieńczeń Ostwalda):

gdzie:

• α_h - stopień hydrolizy

• K_w - iloczyn jonowy wody

• K_a, K_b - stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

• K_h - stała równowagi hydrolizy i pK_h = − log₁₀K_h

• dla sprzężonej pary kwas-zasada

• pK_a + pK_b = pK_w, gdzie p jest operatorem: pX = -log₁₀(X)

Sól słabego kwasu i mocnej zasady

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octan sodowy, CH₃COONa), anion octanowy CH₃COO^- wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH₃COOH i anionu wodorotlenowego:

Stała równowagi hydrolizy jest równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

oraz jak powyżej:

gdzie:

• [OH ⁻ ] = [CH₃COOH] = α_hC_soli

Moc kwasu to ilościowa miara jego chemicznej „siły działania”. Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji kwasu w danych warunkach, oznaczany skrótem pK_a.

pK_a = - log₁₀[K_a]

gdzie K_a to stała dysocjacji kwasu.

Czym pK_a jest mniejsze tym moc kwasu jest większa.

Np: dla kwasu solnego w wodzie:

HCl + H₂O -> H₃O⁺ + Cl^-

K_a = [H₃O⁺][Cl^-]/[HCl][H₂O] = ~ 10⁷

a zatem pK_a kwasu solnego w wodzie wynosi -7.

Moc kwasów w tych samych warunkach zewnętrznych zależy od ich struktury chemicznej. W przypadku prostych kwasów nieorganicznych, zarówno w tych zawierających tlen w swojej strukturze (np: H₂SO₄, jak i beztlenowych (np: HCl), moc kwasu wzrasta wraz ze wzrostem elektroujemności centralnego atomu w reszcie kwasowej. W przypadku kwasów organicznych zależności te są bardziej złożone.

• pK_a niektórych kwasów:

Nazwa kwasu	pKa
Kwas jodowy: (HI)	-10
Kwas solny: (HCl)	-7
Kwas azotowy(HNO3)	-3.33
Kwas siarkowy: (H2SO4)	-3 ^(x)
Kwas fosforowy: (H3PO4)	+2.12 ^(x)

^(x) = pK_a1

Kwasy, które posiadają więcej niż jeden atom wodoru w cząsteczce posiadają zwykle więcej wartości pK_a odpowiadające odrywaniu się kolejnych jonów hydroniowych (H⁺) w trakcie dysocjacji. Zazwyczaj pK_a pierwszego etapu dysocjacji jest znacznie mniejsze od pozostałych, a zatem można powiedzieć, że pierwszy odrywający się atom wodoru jest „bardziej kwaśny” od pozostałych. Np: dla kwasu fosforowego (H₃PO₄), pK_a1 = 2.12, pK_a2 = 7.21, pK_a3 = 12.67

Moc kwasu określa m.in zdolność do wypierania reszty kwasowej z soli. Kwas o większej mocy w reakcji z daną solą wypiera resztę kwasową pochodzącą ze słabszego kwasu. Kwas o mniejszej mocy nie będzie natomiast z solą mocniejszego kwasu w ogóle reagował.

Dane o pK_a pochodzą z: Adam Bielański, Podstawy Chemii Nieorganicznej, PWN, W-wa 1994, T2, str. 356-361

Moc zasady to ilościowa miara jej chemicznej "siły działania". Miarą tej mocy jest zazwyczaj ujemny logarytm dziesiętny ze stałej dysocjacji zasady w danych warunkach, oznaczany skrótem pK_b.

pK_b = - log₁₀[K_b]

gdzie K_b to stała dysocjacji zasady.

Czym pK_b jest mniejsze tym moc zasady jest większa.

Np: dla NaOH:

NaOH -> Na⁺OH^-

K_b = [Na⁺][OH^-]/[NaOH] > 10¹⁴, pK_b < - 14.

K_b mocnych zasad (NaOH, KOH itp) w wodzie jest na tyle duże (powyżej 10¹⁴), że nie daje się ich zmierzyć żadnymi znanymi metodami, dlatego trudno jest porównywać ich moc i zazwyczaj przyjmuje się, że wszystkie silne zasady posiadają mniej więcej jednakową moc. Dopiero w przypadku słabszych zasad jest sens porównywać ich moc, jednak relacja między ich mocą i strukturą chemiczną jest dość złożona.

• pK_b niektórych zasad:

Nazwa zasady	pKb
Dietyloamina:	3
Amoniak:	4.7
Mocznik:	13.8

Dane o pK_b pochodzą z: Lech Pajdowski, Chemia Ogólna, PWN, W-wa 1981,

Obecnie najczęściej w tabelach podaje się zarówno dla zasad jak i kwasów wartości pK_a, rzadko podając - a pozostawiając domyślności czytelnika - że podana dla zasady wartość pK_a jest to wartość pK_a dla kwasu sprzężonego do danej zasady. Np. dla amoniaku pK_b> = 4.7, w tabeli znajdziemy pK_a = 9.3, która to wartość odpowiada dysocjacji (jonizacji) kwasowej jonu amonowego NH₄⁺ a także reakcji hydrolizy tegoż jonu.

Hydroliza - reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów pod wpływem kontaktu z wodą lub parą wodną - w szczególnym przypadku hydrolizy soli jest to reakcja z wodą jonów (z reguły z wytworzeniem odczynu kwaśnego lub zasadowego). Hydroliza jest szczególnym przypadkiem solwolizy.

Reakcje hydrolizy

Zazwyczaj, reakcja hydrolizy przebiega wg ogólnego schematu:

A-B + H₂O → H-B + A-OH

choć są też możliwe bardziej złożone mechanizmy tej reakcji, np.

A-B + 2 H₂O → A-OH + B-OH + H₂

które zdarzają się w fazie gazowej w wysokiej temperaturze lub w warunkach elektrolizy.

Hydroliza jest procesem odwrotnym do kondensacji hydrolitycznej - tj. reakcji łączenia dwóch lub więcej cząsteczek z wydzieleniem cząsteczek wody.

Wiele reakcji hydrolizy ma charakter odwracalny, przy czym kierunek reakcji zależy od jej warunków:

Np. hydroliza estrów:

RCOOR' + H₂O → RCOOH + R'OH

wymaga dostarczania do układu reakcyjnego odpowiedniej ilości wody, przy jej deficycie zaczyna zachodzić reakcja kondensacji dopiero co powstałego kwasu (RCOOH) i alkoholu (R'OH), która jest w gruncie rzeczy tą samą reakcją, tylko zapisaną odwrotnie:

RCOOH + R'OH → RCOOR' + H₂O

Dysocjacja elektrolityczna i hydroliza soli

Reakcji hydrolizy nie należy mylić z dysocjacją elektrolityczną (w tym hydrolizą soli - lub ogólnie solwolizą soli - słabych kwasów i zasad) i solwatacją, której szczególnym przypadkiem jest hydratacja.

Dysocjacja polega na rozpadzie cząsteczki pod wpływem działania rozpuszczalnika (w tym również wody), ale bez tworzenia z nim wiązań kowalencyjnych, zaś hydratacja polega na tworzeniu się kompleksów z wodą poprzez wiązania wodorowe i inne oddziaływania słabe.

II. Część praktyczna

Ćwiczenie 1. Badanie odczynu w roztworach różnych soli.

Odczynniki: K₂CO₃ (10%, 2%), KCl (10%, 2%), Na₂SO₄ (10%, 2%), Bi(NO₃)₃ (10%, 2%),
NH₄Cl (10%, 2%), CH₃COONa (10%,2%),
Wskaźniki: oranż metylowy, fenoloftaleina, papierki uniwersalne.

Przebieg doświadczenia:

Odmierzamy trzykrotnie po 5cm³ każdego odczynnika i wlewamy do odpowiednich, przygotowanych wcześniej 36sciu probówek. Dzielimy przygotowane probówki z odczynnikami na 3 grupy.
1. Do pierwszych dwunastu odczynników dodamy fenoloftaleinę,
2. Do kolejnych oranż metylowy
3. Do pozostałych dwunastu wrzucimy papierek lakmusowy.

Obserwujemy zabarwienie odczynnika. Wyniki obserwacji umieszczono w tabeli poniżej:

	papierek lakmusowy	fenoloftaleina	oranż metylowy
K2CO3 2% 10%	zielony (10)	malinowy	żółty
	zielony (10)	malinowy	pomarańczowy
KCl 2% 10%	żółty (5)	bezbarwny	pomarańczowy
	żółty (5)	bezbarwny	pomarańczowy
Na2SO4 2% 10%	żółty (5)	bezbarwny	pomarańczowy
	żółty (5)	bezbarwny	pomarańczowy
Bi(NO3)3 2% 10%	czerwony (1)	bezbarwny	czerwony
	czerwony (1)	bezbarwny	czerwony
NH4Cl 2% 10%	czerwony (2)	bezbarwny	pomarańczowy
	czerwony (2)	bezbarwny	pomarańczowy
CH3COONa 2% 10%	jasnozielony (7)	malinowy	pomarańczowy
	jasnozielony (7)	malinowy	pomarańczowy

K₂CO₃ + 2 H₂0 2 KOH + H₂CO₃
2K⁺ +CO₃^2- + 2 H₂0 2K⁺ + 2OH^- +H₂CO₃
CO₃^2-+2H₂O 2OH^-+H₂CO₃ hydroliza anionowa -> odczyn zasadowy pH>7

KCl + H2O … sól pochodzi od mocnego kwasu i mocnej zasady
Na2SO4 + H20 … sól pochodzi od mocnego kwasu i mocnej zasady

Bi(NO₃)₃ + 3H₂O Bi(OH)₃ + 3HNO₃
Bi³⁺+ 3NO₃^- + 3H₂O Bi(OH)₃ + 3H⁺+3NO₃^-
Bi³⁺+ 3H₂O Bi(OH)₃ +3H⁺ hydroliza kationowa -> odczyn kwasowy pH<7

NH₄Cl + H₂O NH₄OH + HCl
NH₄⁺ + Cl^- +H₂O NH₄OH + H⁺ +Cl^-
NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺ hydroliza kationowa -> odczyn kwasowy pH<7

CH₃COONa + H₂O CH₃COOH + NaOH
CH₃COO^- + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^-
CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^- hydroliza anionowa -> odczyn zasadowy pH>7

Ćwiczenie 2. Wpływ rozcieńczenia na pH roztworu soli.

Odczynniki: CH₃COONa (0,02 mol/dm³ ; 0,5 mol/dm³ ; 1 mol/dm³ ; 2 mol/dm³)
CH₃COONH₄(0,02mol/dm³ ; 0,5 mol/dm³ ; 1 mol/dm³ ; 2 mol/dm³).
Sprzęt laboratoryjny: pH-metr, zlewki, pipety.

1. Do czterech zlewek odmierzamy kolejno po 20cm3 roztworu CH₃COONa o różnych stężeniach. Za pomocą pH-metru mierzymy pH roztworu soli. Wyniki przedstawione są w tabeli poniżej:

Stężenie roztworu	CH3COONa (pH-metr)	CH3COONa (ze wzoru)
0,02 mol/dm3	8,5	8,52
0,5 mol/dm3	9,2	9,23
1 mol/dm3	9,3	9,38
2 mol/dm3	9,5	9,53

Dla porównania obliczamy pH roztworu za pomocą wzoru:
pH₁= 0,5( 5- log1,75+ log0,02+14)= 8.52
pH₂= 0,5( 5- log1,75+ log0,5+ 14)= 9,23
pH₃= 0,5( 5- log1,75+ log1+ 14)= 9,38
pH₄= 0,5( 5- log1,75+ log2+ 14)= 9,53

1. Powtarzamy czynność tym razem do 4 zlewek odmierzamy po 20cm3 roztworu CH₃COONH₄ o tych samych stężeniach. Ponownie za pomocą ph-metru mierzymy pH roztworu soli.

Stężenie roztworu	CH3COONH4 (pH-metr)	CH3COONH4 (ze wzoru)
0,02 mol/dm3	6,57	7
0,5 mol/dm3	6,44	7
1 mol/dm3	6,72	7
2 mol/dm3	6,62	7

Wzór na pH tego roztworu prezentuje się następująco:
pH=0,5(-log1,77*10^-5 -14 -(-log1,75*10^-5)=
=0,5(-9,24 -4,76)=14*0,5=7

III. Podsumowanie i wnioski 
  
Doświadczenia wykonywane podczas zajęć pokazywały związek pomiędzy pH a hydrolizą danych soli. I tak, nasuwają się kolejno wnioski: 
  
1. pH nie zależy od stężenia procentowego danej soli, zależy natomiast od hydrolizujących związków i stopnia dysocjacji soli, ponieważ to ilość kationów wodorowych i anionów wodorotlenowych ma wpływ na pH po hydrolizie 
Zakres zmiany barwy używanego wskaźnika w większej mierze zależy od pH roztworu po hydrolizie niż od stężenia roztworu. 
  
Hydrolizują sole: 
- mocnych kwasów i słabych zasad 
- słabych kwasów i mocnych zasad 
- słabych kwasów i słabych zasad, 
Ponieważ zdolne są one do oddawania lub przyjmowania protonów w środowisku wodnym. 
  
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ponieważ nie są zdolne do oddawania i przyjmowania protonów w środowisku wodnym. 
  
2 wyniki badania pH ??? metrem różnią się znacznie od wyników obliczeniowych, ponieważ w obliczeniach nie uwzględnia się czynników zewnętrznych mogących mieć wpływ na pH roztworu. 
  
W roztworach soli słabego kwasu i mocnej zasady, pH wraz ze spadkiem stężenia maleje, ponieważ zależy ono od ilości jonów wodorotlenowych pozostających w roztworze po reakcji. Jeżeli spada stężenie roztworu, to spada również stężenie tych jonów, efektem czego jest spadek pH. 
  
W roztworach soli słabego kwasu i słabej zasady, pH wraz ze spadkiem bądź wzrostem stężenia nie zmienia się, jest stałe, ponieważ nie zależy ono od ilości jonów ??? kationów wodorowych, anionów wodorotlenowych ??? tylko od stałych dysocjacji kwasu i zasady. 
Podsumowując w reakcjach soli z wodą, czyli reakcjach hydrolizy musimy wziąć pod uwagę: 
- jakiego rodzaju związki biorą w niej udział, 
- jakie są stężenia molowe roztworów, 
- jakie są stałe dysocjacji danych kwasów i zasad, 
po to, by określając odczyn po reakcji umieć właściwie zinterpretować wyniki i móc wyjaśnić ewentualne rozbieżności w wynikach.