Wstęp teoretyczny

Hydroliza to reakcja rozkładu substancji pod wpływem wody. Reakcja ta jest reakcją podwójnej wymiany substancji rozpuszczonej w wodzie. Rozróżnia się hydrolizę jonową i cząsteczkową . przykładem hydrolizy jest hydroliza estru, który rozkłada się na kwas i alkohol według równania:

CH
COOC
H
+ H
O
CH
COOH + C
H
OH

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 rekacja 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.

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:

Stopień hydrolizy β zdefiniowany jest jako stosunek liczby zhydrolizowanych cząsteczek soli do liczby wszystkich rozpuszczonych cząsteczek soli. Stała hydrolizy soli mocnej zasady i słabego kwasu Kh jest równa: Kh=Kw/Kk, 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, Kk - stała dysocjacji słabego kwasu, Kz - stała dysocjacji słabej zasady (Brönsteda teoria kwasów i zasad).

ODCZYNNIKI I SPRZĘT:

Na₂CO₃, Na₂SO₄, NaCl, K₂CO₃, papierek uniwersalny, zlewka 100 cm³ cylinder

miarowy, naczyńko wagowe.

WYKONANIE ĆWICZENIA:

W zlewkach przygotować roztwory powyższych soli przez rozpuszczenie 1g soli

w 50 cm³ wody destylowanej. Po odsączeniu ewentualnych osadów zbadać pH

roztworu za pomocą papierka uniwersalnego. Wyniki umieścić w tabeli.

Roztwór pH Odczyn Równania reakcji hydrolizy

Na
SO
6 kwasowy 2Na
+ 2H
O
2NaOH + 2H

Na
SO
+ 2H
O
2NaOH + 2H
+ SO

NaCL 7 obojętny Hydroliza nie zachodzi

K
CO
11 zasadowy CO

+ 2H
O
H
CO
+ 2OH

K
CO
+ 2H
O
2K
+ 2OH
+ H
CO

Na
CO
11 zasadowy CO

+ H
O
H
CO
+ 2OH

Na
CO
+ H
O
H
CO
+ 2OH
+ 2Na

Wnioski

Za pomocą papierka uniwersalnego jesteśmy w stanie stwierdzić czy odczyn jest kwasowy (kwaśny), obojętny lub zasadowy. Papierek jest nasączony mieszanina substancji wskaźnikowej, po zetknięciu z roztworem zmienia kolor. Następnie sprawdza się na jaki kolor zafarbował i porównuje się ze skalą pH. Gdy roztwór pH jest poniżej 7 mamy do czynienia z odczynem kwaśnym, gdy jest równy pH=7 odczyn jest obojętny, powyżej 7 odczyn jest zasadowy. Większość roztworów, związków chemicznych posiada odczyn w zakresie pH od 0 do 14