Hydroliza soli
Hydroliza soli – reakcja chemiczna zachodząca zaraz po dysocjacji elektrolitycznej soli w trakcie rozpuszczania ich w wodzie. Reakcja ta powoduje, że roztwory wielu soli nie mają obojętnego pH, lecz są bardziej lub mniej kwasowe lub zasadowe.
Jony powstające w wyniku dysocjacji soli, są z punktu widzenia teorii Lewisa kwasami (kationy) lub zasadami (aniony), mogą więc one reagować z wodą tak, jakby były kwasami i zasadami w tradycyjnym rozumieniu (zgodnie z teorią Arrheniusa). To właśnie ta reakcja jest zwana hydrolizą elektrolityczną soli. Przebiega podobnie do reakcji innych słabych elektrolitów, a więc w przybliżeniu zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda.
Warto pamiętać, że w przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady hydroliza nie zachodzi. Nie zachodzi także w przypadku soli, które są nierozpuszczalne w wodzie.
Sól mocnego kwasu i słabej zasady
edytujW przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowego (NH
4Cl), kation NH+
4 wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu, odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, NH
3 (czyli NH
3·H
2O) oraz wytwarzając jony hydroniowe H
3O+
:
- NH+4 + H2O ⇌ NH3 + H3O+.
Stała równowagi tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:
![{\displaystyle K_{h}={\frac {[H_{3}O^{+}]\cdot [NH_{3}]}{[NH_{4}^{+}]}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/54030c147676e912c5d13b4cead609dea9f5e362)
gdyż udział produktów autodysocjacji wody jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:
gdzie:
- – stopień hydrolizy,
- – iloczyn jonowy wody,
- – stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej,
- – stała równowagi hydrolizy i
- dla sprzężonej pary kwas-zasada,
- gdzie p jest operatorem: pX = -log10(X).
![{\displaystyle [H_{3}O^{+}]=[NH_{3}]=\alpha _{h}C_{soli},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/87b68416a6108b0adb23e141fd55a85cb51f5cad)
Sól słabego kwasu i mocnej zasady
edytujDla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, CH
3COONa), anion octanowy CH
3COO−
wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego CH
3COOH i anionu wodorotlenowego:
- CH
3COO−
+ H
2O ⇄ CH
3COOH + OH−
.
Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:
![{\displaystyle K_{h}={\frac {[OH^{-}]\cdot [CH_{3}COOH]}{[CH_{3}COO^{-}]}}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/dbb5ed58ad3a67ba1db9d89c6f0c1b9f5ab45f2f)
Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zastosowaniu prawa Ostwalda daje:
gdzie:
![{\displaystyle [OH^{-}]=[CH_{3}COOH]=\alpha _{h}C_{soli}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/404187ad0b03f0ab5ca917e97e3f423af7538a63)
Sól słabej zasady i słabego kwasu
edytujJeżeli dana sól jest solą jednocześnie słabej zasady i słabego kwasu, wówczas podane powyżej równania komplikują się, gdyż powstające kationy i aniony są jednocześnie słabymi kwasami i zasadami Lewisa i prawo rozcieńczeń Ostwalda przestaje być dla nich spełnione.