Idrolisi di sali Quali sali sono idrolizzati
Il processo di formazione di composti debolmente dissociati con una variazione del pH del mezzo durante l'interazione di acqua e sale è chiamato idrolisi.
L'idrolisi salina si verifica nel caso di legame di uno ione acqua con la formazione di composti scarsamente solubili o debolmente dissociati a causa di uno spostamento nella dissociazione di equilibrio. Per la maggior parte, questo processo è reversibile e aumenta con l'aumento della diluizione o della temperatura.
Per scoprire quali sali stanno subendo l'idrolisi, è necessario sapere quali basi e quali acidi sono stati usati quando è stato formato. Ci sono diversi tipi di loro interazioni.
Produzione di sale dalla base e acido debole
Esempi includono solfuro di alluminio e cromo, nonché ammonio accelerato e carbonato di ammonio. Questi sali, quando dissolti in acqua, formano basi e acidi debolmente dissociati. Per rintracciare la reversibilità del processo, è necessario recuperare l'equazione per la reazione di idrolisi salina:
Acetato di ammonio + acqua ↔ ammoniaca + acido acetico
Nella forma ionica, il processo ha il seguente aspetto:
CH 3 COO- + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.
Nella reazione di idrolisi di cui sopra, si formano ammoniaca e acido acetico, cioè sostanze debolmente dissocianti.
L'indice di idrogeno delle soluzioni acquose (pH) dipende direttamente dalla forza relativa, cioè dalle costanti di dissociazione dei prodotti di reazione. La suddetta reazione sarà leggermente alcalina, poiché la decomposizione costante dell'acido acetico è inferiore alla costante di idrossido di ammonio, cioè 1,75 ∙ 10 - 5 in meno di 6,3 10 -5 . Se le basi e gli acidi vengono rimossi dalla soluzione, il processo continua fino alla fine.
Considera un esempio di idrolisi irreversibile:
Solfato di alluminio + acqua = idrossido di alluminio + idrogeno solforato
In questo caso, il processo è irreversibile, perché uno dei prodotti di reazione viene rimosso, cioè precipita.
Idrolisi di composti ottenuti dall'interazione di una base debole con un acido forte
Questo tipo di idrolisi descrive la decomposizione del solfato di alluminio, del cloruro di rame o del bromuro, nonché del cloruro ferrico o dell'ammonio. Considerare la reazione del cloruro ferrico, che procede in due fasi:
Fase uno:
Cloruro ferrico + acqua ↔ idrossicloruro di ferro + acido cloridrico
L'equazione ionica dell'idrolisi dei sali di cloruro ferrico assume la forma:
Fe 2+ + H 2 O + 2Cl - ↔ Fe (OH) + + H + + 2Cl -
Il secondo stadio dell'idrolisi:
Fe (OH) + + H 2 O + Cl - ↔ Fe (OH) 2 + H + + Cl -
A causa della mancanza di ioni dell'idrossogeo e dell'accumulo di ioni idrogeno, l'idrolisi di FeCl 2 procede attraverso il primo stadio. Formata forte acido cloridrico e una base debole - idrossido di ferro. Nel caso di tali reazioni, il mezzo è acido.
Sali non idrolizzanti ottenuti reagendo basi forti e acidi
Un esempio di tali sali può essere cloruro di calcio o sodio, solfato di potassio e bromuro di rubidio. Tuttavia, le suddette sostanze non si idrolizzano, dato che sono neutre se disciolte nell'acqua. L'unica sostanza a bassa dissociazione in questo caso è l'acqua. Per confermare questa affermazione, puoi fare l'equazione dell'idrolisi sali di cloruro di sodio con la formazione di acido cloridrico e idrossido di sodio:
NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl
Reazione in forma ionica:
Na + + Cl - + H 2 O↔ Na + + HE - + H + + Cl -
H 2 O ↔ H + + OH -
Sali come prodotto di reazione di forti alcali e acidi di debole intensità
In questo caso, l'idrolisi dei sali procede lungo l'anione, che corrisponde al pH alcalino dell'indicatore. Gli esempi includono acetato, solfato e carbonato di sodio silicato e solfato di potassio, nonché acido cianidrico di sodio. Ad esempio, facciamo le equazioni molecolari ioniche per l'idrolisi dei sali di solfuro e acetato di sodio:
Dissociazione di solfuro di sodio:
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
Il primo stadio di idrolisi di un sale polibasico, si verifica sul catione:
Na 2 S + H 2 O ↔ NaH S + NaOH
Registra in forma ionica:
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Il secondo stadio è fattibile in caso di aumento della temperatura di reazione:
HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -
Considerare un'altra reazione di idrolisi usando sodio acetato per esempio:
Acetato di sodio + acqua ↔ acido acetico + soda caustica.
In forma ionica:
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -
Come risultato della reazione, si forma acido acetico debole. In entrambi i casi, la reazione avrà un ambiente alcalino.
Equilibrio di reazione secondo il principio di Le Chatelier
L'idrolisi, come altre reazioni chimiche, è reversibile e irreversibile. Nel caso di reazioni reversibili, uno dei reagenti viene consumato non tutti, mentre i processi irreversibili procedono con il consumo completo della sostanza. Ciò è dovuto a uno spostamento nell'equilibrio delle reazioni, che si basa sui cambiamenti delle caratteristiche fisiche, come la pressione, la temperatura e la frazione di massa dei reagenti.
Secondo il concetto del principio di Le Chatelier, il sistema sarà considerato equilibrio fino a quando una o più condizioni esterne del flusso di processo vengono cambiate ad esso. Ad esempio, con una diminuzione della concentrazione di una delle sostanze, l'equilibrio del sistema inizierà gradualmente a spostarsi verso la formazione dello stesso reagente. L'idrolisi dei sali ha anche la capacità di obbedire al principio di Le Chatelier, con il quale è possibile indebolire o rafforzare il processo.
Aumento dell'idrolisi
L'idrolisi può essere migliorata per completare l'irreversibilità in diversi modi:
- Aumentare il tasso di formazione degli ioni OH e H + . Per fare ciò, la soluzione viene riscaldata, e aumentando l'assorbimento di calore dall'acqua, cioè la dissociazione endotermica, questo indicatore aumenta.
- Aggiungere acqua
- Tradurre uno dei prodotti allo stato gassoso o legare una sostanza altamente solubile.
Soppressione dell'idrolisi
Sopprimere il processo di idrolizzazione, oltre che di rafforzare, in diversi modi.
Immettere nella soluzione una delle sostanze formate nel processo. Ad esempio, per alcalinizzare la soluzione, se è pH˃7, o viceversa, acidificare, dove il mezzo di reazione è inferiore a 7 in termini di pH.
Mutuo miglioramento dell'idrolisi
Il mutuo miglioramento dell'idrolisi viene utilizzato se il sistema diventa in equilibrio. Esaminiamo un esempio concreto in cui i sistemi in diversi vasi sono diventati in equilibrio:
Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
СО 3 2- + Н 2 О ↔ НСО 3 - + ОН -
Entrambi i sistemi sono poco idrolizzati, quindi se li mescoli tra loro, ci sarà un legame di idrossine e ioni idrogeno. Di conseguenza, otteniamo l'equazione molecolare dell'idrolisi salina:
Cloruro di alluminio + carbonato di sodio + acqua = cloruro di sodio + idrossido di alluminio + anidride carbonica.
Secondo Le Chatelier, l'equilibrio del sistema passerà al lato dei prodotti di reazione e l'idrolisi andrà alla fine con la formazione di idrossido di alluminio, precipitato. Tale miglioramento del processo è possibile solo se una delle reazioni procede lungo l'anione e l'altra lungo il catione.
Idrolisi di anioni
L'idrolisi di soluzioni acquose di sali viene effettuata combinando i loro ioni con molecole d'acqua. Uno dei metodi di idrolizzazione viene eseguito dall'anione, cioè l'aggiunta di uno ione acqua H + .
La maggior parte di questo sale è soggetto a idrolisi, che si forma attraverso l'interazione di un forte idrossido e un acido debole. Un esempio di sali che si decompongono nell'anione può essere solfato di sodio o solfito di sodio, nonché carbonato di potassio o fosfato. Un indicatore di idrogeno con più di sette. Ad esempio, si consideri la dissociazione dell'acetato di sodio:
In soluzione, questo composto è diviso nel catione - Na + e anione - CH 3 COO - .
Il catione di sodio acetato dissociato, formato da una base forte, non può reagire con l'acqua.
Allo stesso tempo, gli anioni dell'acido reagiscono facilmente con le molecole di H 2 O:
CH 3 COO - + HON = CH 3 COOH + HE -
Di conseguenza, l'idrolizzazione viene effettuata sull'anione e l'equazione assume la forma:
CH3COONa + HON = CH 3 COOH + NaOH
Nel caso in cui gli acidi polibasici subiscano l'idrolisi, il processo avviene in più fasi. In condizioni normali, queste sostanze idrolizzano nel primo stadio.
Idrolisi cationica
I sali formati dall'interazione di un acido forte e una base di bassa resistenza sono principalmente suscettibili all'idrolisi cationica. Un esempio è bromuro di ammonio, nitrato di rame e cloruro di zinco. Allo stesso tempo, il mezzo nella soluzione durante l'idrolisi corrisponde a meno di sette. Si consideri il processo di idrolisi dei cationi utilizzando cloruro di alluminio come esempio:
In soluzione acquosa si dissocia in anione - 3Cl - e cationico - Al 3+ .
Gli ioni di acido cloridrico forte non interagiscono con l'acqua.
Gli ioni (cationi) della base, al contrario, sono soggetti a idrolisi:
Al 3+ + HON = AlOH 2+ + H +
Nella forma molecolare, l'idrolizzazione del cloruro di alluminio è la seguente:
AlCl3 + H 2 O = AlOHCl + HCl
In condizioni normali, è preferibile trascurare l'idrolisi nel secondo e nel terzo stadio.
Grado di dissociazione
Qualsiasi reazione di idrolisi salina è caratterizzata dal grado di dissociazione, che mostra la relazione tra il numero totale di molecole e molecole in grado di passare nello stato ionico. Il grado di dissociazione è caratterizzato da diversi indicatori:
- La temperatura alla quale viene effettuata l'idrolisi.
- La concentrazione della soluzione dissociabile.
- L'origine del sale disciolto.
- La natura del solvente stesso.
Secondo il grado di dissociazione, tutte le soluzioni sono suddivise in elettroliti forti e deboli, che a loro volta, quando dissolti in solventi diversi, mostrano gradi diversi.
- Le sostanze con un grado di dissociazione superiore al 30% sono elettroliti forti. Ad esempio, soda caustica, caustica idrossido di potassio bario e calcio, nonché solforico, cloridrico e acido nitrico.
- Gli elettroliti, il cui grado è inferiore al 2%, sono chiamati deboli. Questi includono acidi organici, idrossido di ammonio, acido solfidrico e acido carbonico, nonché un numero di basi degli elementi p-, d-, f del sistema periodico.
Costante di dissociazione
Un indicatore quantitativo della capacità di una sostanza di decadere in ioni è la costante di dissociazione, detta anche costante di equilibrio. In termini semplici, la costante di equilibrio è il rapporto tra elettroliti decomposti in ioni e molecole non dissociate.
A differenza del grado di dissociazione, questo parametro non dipende dalle condizioni esterne e dalla concentrazione della soluzione salina nel processo di idrolisi. Con la dissociazione degli acidi polibasici, il grado di dissociazione ad ogni passo diventa un ordine di grandezza inferiore.
L'indicatore delle proprietà acido-base delle soluzioni
Indice di idrogeno o pH è una misura per determinare le proprietà acido-base di una soluzione. L'acqua in quantità limitata si dissocia in ioni ed è un elettrolita debole. Quando si calcola il pH, utilizzare la formula, che è il logaritmo decimale negativo dell'accumulo di ioni idrogeno nelle soluzioni:
pH = -lg [H + ]
- Per gli ambienti alcalini, questo indicatore sarà più di sette. Ad esempio, [H + ] = 10 -8 mol / l, quindi pH = -lg [10 -8 ] = 8, cioè pH ˃ 7.
- Per condizioni acide, al contrario, il pH dovrebbe essere inferiore a sette. Ad esempio, [H + ] = 10 -4 mol / l, quindi pH = -lg [10 -4 ] = 4, cioè pH ˂ 7.
- Per un ambiente neutro, pH = 7.
Molto spesso, per determinare le soluzioni di pH utilizzando il metodo rapido per gli indicatori, che, a seconda del pH, cambiano colore. Per una definizione più accurata, vengono utilizzati ionomeri e pHmetri.
Caratteristiche quantitative dell'idrolisi
L'idrolisi dei sali, come ogni altro processo chimico, ha un certo numero di caratteristiche, secondo le quali il corso del processo diventa possibile. Le caratteristiche quantitative più significative includono una costante e il grado di idrolisi. Soffermiamoci su ciascuno di essi.
Grado di idrolisi
Per scoprire quali sali sono idrolizzati e in quale quantità, viene utilizzato un indicatore quantitativo - il grado di idrolisi, che caratterizza la completezza del processo di idrolisi. Il grado di idrolisi è chiamato la parte della sostanza del numero totale di molecole in grado di idrolisi, è scritto in percentuale:
h = n / N ∙ 100%,
dove il grado di idrolisi è h;
il numero di particelle saline sottoposte all'idrolisi è n;
la quantità totale di molecole di sale coinvolte nella reazione è N.
I fattori che influenzano il grado di idrolisi includono:
- idrolisi costante;
- temperatura, con aumento del quale il grado aumenta a causa della maggiore interazione di ioni;
- concentrazione di sale in soluzione.
Costante di idrolisi
È la seconda caratteristica quantitativa più importante. Nella forma generale dell'equazione di idrolisi del sale si può scrivere come:
MA + NON ↔ MON + ON
Da ciò consegue che la costante di equilibrio e la concentrazione di acqua nella stessa soluzione sono valori costanti. Di conseguenza, il prodotto di questi due indicatori sarà anche un valore costante, il che significa che la costante di idrolisi. In generale, Kg può essere scritto come:
Kr = ([HA] ∙ [MON]) / [MA],
dov'è un acido?
PWS - la base.
Nel senso fisico, la costante di idrolisi descrive la capacità di un particolare sale di subire un processo di idrolisi. Questo parametro dipende dalla natura della sostanza e dalla sua concentrazione.