HYDROLIZA SOLI Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo zdysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady. Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące sole: a) sole mocnej zasady i słabego kwasu b) sole słabej zasady i mocnego kwasu c) sole słabej zasady i słabego kwasu W przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady reakcja hydrolizy nie zachodzi. Hydroliza należy do procesów odwracalnych. Jej równowagę możemy przesunąć w określonym kierunku zmieniając stężenie produktów hydrolizy. Dodanie kwasu do roztworu soli słabych wielowodorotlenowych zasad lub dodanie zasady do słabych wielowodorowych kwasów cofa reakcję przesuwa w lewo- powodując cofnięcie hydrolizy. Stała i stopień hydrolizy charakteryzuje ilościowo reakcję hydrolizy. Stopień hydrolizy określa jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek soli uległa hydrolizie. β = c 1 / c 2 gdzie: β stopień hydrolizy c 1 liczba cząsteczek soli, które uległy hydrolizie c 2 liczba cząsteczek soli wprowadzonych do roztworu Stopień hydrolizy zależy od stężenia roztworu, temperatury i rodzaju soli. Stała hydrolizy natomiast dla soli zbudowanych z kwasów i zasad różniących się znacznie mocą opiera się na prawie działania mas. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco: CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - Produktami są słabo zdysocjowany kwas octowy i dobrze dysocjowana zasada sodowa. Jony H + pochodzące z wody wiążą się z anionami soli w wyniku czego powstaje słabo zdysocjowany kwas octowy. Zmniejsza się stężenie jonów wodorowych i zwiększa się stężenie jonów OH - nadając odczyn zasadowy całemu roztworowi. Stałą równowagi określa zależność: Stała hydrolizy K h wyraża się równaniem: K = [CH 3 COOH] [OH - ] / [CH 3 COO - ] [H 2 O] K h = K [H 2 O] = [CH 3 COOH] [OH - ] / [CH 3 COO - ] Korzystając z iloczynu jonowego wody K w = [H + ] [OH - ] oraz stałej dysocjacji słabego kwasu K a, stałą hydrolizy K h przedstawiamy równaniem: K h = [CH 3 COOH] K w / [CH 3 COO - ] [H + ] = K w / K a
Stała hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady jest odwrotnie proporcjonalna do stałej dysocjacji kwasu. Zapis reakcji hydrolizy: Hydroliza jednostopniowa cząsteczkowo: CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH jonowo: CH 3 COO - + Na + + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - produktem reakcji są jony wodorotlenowe, które nadają odczyn zasadowy całemu roztworowi; hydroliza anionowa Hydroliza dwustopniowa I stopień hydrolizy cząsteczkowo: Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH jonowo: 2Na + 2- + CO 3 + H 2 O Na + + HCO - 3 + Na + + OH - CO 2-3 + H 2 O - HCO 3 + OH - produktami reakcji są wodorowęglan sodu i wodorotlenek sodu. Obecność jonów wodorotlenowych pochodzących od całkowicie zdysocjowanej zasady sodowej, nadaje odczyn zasadowy całemu roztworowi. Wodorowęglan sodu ulega dalszej hydrolizie. hydroliza anionowa II stopień hydrolizy cząsteczkowo: NaHCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + NaOH jonowo: Na + - + HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + Na + + OH - - HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + OH - produktami tego etapu są: kwas węglowy i wodorotlenek sodu. Obecność jonów wodorotlenowych w stanie równowagi nadaje charakter zasadowy całemu roztworowi hydroliza anionowa 2. Hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu Dla tego typu soli przykładem może być chlorek amonowy. Dysocjuje on na jony NH + 4 i Cl -, które reagują z cząsteczkami wody dając w efekcie słabo zdysocjowaną cząsteczkę wodorotlenku amonu oraz dobrze zdysocjowany kwas solny. Jony OH - zostały związane w słabo zdysocjowaną zasadę, natomiast stężenie jonów H + znacznie wzrasta kształtując odczyn całego roztworu jako kwaśny. Stała równowagi dla tej reakcji ma postać: K = [NH 4 OH] [H + ] / [NH 4 + ] [H 2 O] Stała hydrolizy K h wyraża się wzorem: K h = K [H 2 O] = [NH 4 OH] [H + ] / [NH 4 + ]
Korzystając z iloczynu jonowego wody K w = [H + ] [OH - ] oraz stałej dysocjacji słabej zasady K b, stałą hydrolizy K h przedstawiamy równaniem: Zapis reakcji hydrolizy K h = [NH 4 OH] K w / [NH 4 + ] [OH] = K w / K b Hydroliza jednostopniowa cząsteczkowo: NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl jonowo: NH + 4 + Cl - + 2H 2 O NH 4 OH + H + + Cl - NH + 4 + 2H 2 O NH 4 OH + H + produktami reakcji hydrolizy są: wodorotlenek amonu i całkowicie zdysocjowany kwas chlorowodorowy. Zdecydowana przewaga jonów wodorowych nadaje odczyn kwaśny całemu roztworowi hydroliza kationowa Hydroliza dwustopniowa I stopień hydrolizy cząsteczkowo; Al 2 (SO 4 ) 3 + 2H 2 O 2Al(OH)SO 4 + H 2 SO 4 jonowo: 2Al 3+ 2- + 3SO 4 + 4H 2 O 2[Al(OH)] 2+ + 2H 3 O + 2- + 3SO 4 Al 3+ + 2H 2 O [Al(OH)] 2+ + H 3 O + produktem tej reakcji jest siarczan(vi) wodorotlenku glinu(iii). Jony H + pochodzące od kwasu siarkowego(vi) powodują kwaśny odczyn roztworu II stopień hydrolizy cząsteczkowo: 2Al(OH)SO 4 + 2H 2 O [Al(OH) 2 ] 2 SO 4 + H 2 SO 4 jonowo: 2[Al(OH)] 2+ + 2SO -2 4 + 4H 2 O [Al(OH) 2 ] + + 2H 3 O + -2 + 2SO 4 Al 3+ + 4H 2 O Al(OH) + 2 + 2H 3 O + utworzony kwas siarkowy (VI) jest źródłem jonów hydroniowych nadając kwaśny charakter roztworowi do III stopnia hydrolizy nie dochodzi, ponieważ, ta ilość kwasu siarkowego (VI) utworzona w etapie I i II stabilizuje równowagę ograniczając powstawanie wodorotlenku glinu(iii) hydroliza kationowa 3. Hydroliza soli słabej zasady i słabego kwasu Sól tego typu ulega dysocjacji na słabo zdysocjowany kwas i słabo zdysocjowaną zasadę. Odczyn roztworu będzie zależał od wielkości stałej dysocjacji utworzonego słabego kwasu i utworzonej słabej zasady, tzn. może być kwaśny, zasadowy lub obojętny. Jednym z przykładów hydrolizy o odczynie obojętnym jest octan amonu. CH 3 COOH NH 4 + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH Tworzy się w tej reakcji hydrolizy słabo zdysocjowany kwas (K CH3COOH = 1,76 10-5 ) i słabo zdysocjowana zasada (K NH4OH = 1,79 10-5 ). Reakcja hydrolizy ma odczyn obojętny, ponieważ stałe dysocjacji produktów reakcji hydrolizy posiadają wartości porównywalne.
Innym przykładem jest hydroliza węglanu amonu. (NH 4 ) 2 CO 3 + H 2 O NH 4 OH + NH 4 HCO 3 Stała dysocjacji NH 4 OH wynosi 1,79 10-5, a stała pierwszego stopnia dysocjacji kwasu węglowego K I H2CO3 = 3,7 10-7. Z różnicy pomiędzy wartościami stałych dysocjacji wynika, iż odczyn roztworu węglanu amonu będzie słabo alkaliczny. Stała hydrolizy przyjmie następującą postać: K h = K[OH] = [NH 4 OH] [ H 2 CO 3 ] / [ NH 4 + ] [CO 3 2 ] Zapis reakcji hydrolizy Hydroliza dwustopniowa K h = K w / K b K a I stopień hydrolizy cząsteczkowo: (NH 4 ) 2 CO 3 + H 2 O NH 4 OH + NH 4 HCO 3 jonowo: 2NH + 2-4 + CO 3 + H 2 O NH + 2-4 + HCO 3 + NH 4 OH II stopień hydrolizy cząsteczkowo: NH 4 HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + NH 4 OH jonowo: NH + - 4 + HCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + NH 4 OH produktem reakcji jest wodorotlenek amonu i kwas węglowy. Odczyn roztworu jest słabo zasadowy, ponieważ dysocjacji w większym stopniu ulega wodorotlenek amonowy aniżeli kwas węglowy. Sumarycznie reakcja hydrolizy przebiega następująco: cząsteczkowo: (NH 4 ) 2 CO 3 + 2H 2 O 2NH 4 OH + H 2 CO 3 jonowo: 2NH + 2-4 + CO 3 + 2H 2 O 2NH 4 OH + H 2 CO 3
ĆWICZENIE 5 Badanie parametrów przebiegu reakcji hydrolizy Doświadczenie 1 Odczyn środowiska oraz wartość ph roztworów soli 1. Do 7 probówek wprowadzić po około 2 cm 3 wody destylowanej. Pierwszą probówkę pozostawić jako "wzorzec", a do pozostałych dodać po kilka kryształków następujących soli: a) SnCl 2 b) CaCO 3 c) AlCl 3 d) KCl e) (NH 4 ) 2 SO 4 f) (NH 4 ) 2 CO 3 2. Rozpuścić kryształy soli przez wstrząsanie cieczy w probówce. 3. Oznaczyć ph każdego z przygotowanych roztworów za pomocą papierka uniwersalnego. 4. Określić przybliżone stężenie jonów wodorowych w badanych roztworach. 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy powyższych soli w postaci cząsteczkowej i jonowej. Doświadczenie 2 Wpływ mocy kwasów na stopień hydrolizy ich soli 1. Do 2 probówek zawierających 3 cm 3 wody destylowanej dodać po jednej kropli roztworu fenoloftaleiny. 2. Do pierwszej probówki dodać kilka kryształów K 2 SO 3, do drugiej zaś kilka kryształów K 2 CO 3. Rozpuścić kryształy soli przez wstrząsanie roztworu w probówce. 3. Jakie jony nadają intensywność zabarwienia fenoloftaleiny w obydwu roztworach. Która z soli wykazuje większy stopień hydrolizy? Czym to jest spowodowane? 4. Przedstawić zapis jonowy równania reakcji hydrolizy obu soli. Doświadczenie 3 Wpływ temperatury na stopień hydrolizy soli 1. Do probówki zawierającej 2 cm 3 wody destylowanej oraz 2 krople fenoloftaleiny dodać kilka kryształków soli CH 3 COONa. 2. Zaobserwować zabarwienie roztworu i określić ph roztworu (>7 lub < 7) za pomocą papierka uniwersalnego. 3. Następnie zawartość probówkę ogrzać nad płomieniem palnika gazowego i obserwować zmianę barwy. 4. Roztwór ostrożnie ochłodzić pod strumieniem bieżącej wody i obserwować zmianę zabarwienia roztworu. Czym wywołana jest zmiana zabarwienia roztworu po ogrzaniu? Dlaczego po ochłodzeniu roztworu następuje ponownie zanik zabarwienia fenoloftaleiny? Jak wpływa wzrost temperatury na stopień hydrolizy soli? 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy soli i zaznaczyć kierunek przesunięcia stanu równowagi pod wpływem zmiany temperatury.
Doświadczenie 4 Wpływ stężenia jonów hydroniowych i jonów wodorotlenowych na hydrolizę soli 1. Przygotować 4 probówki zawierające 2 cm 3 wody destylowanej. Do 2 pierwszych probówek wsypać kilka kryształków FeCl 3, do 2 kolejnych probówek dodać kilka kryształów AlCl 3. 2. Do pierwszej probówki zawierającej roztwór FeCl 3 dodać 5 kropli roztworu HCl, do drugiej zaś roztworu NaOH. 3. Identyczne czynności wykonać dla 2 kolejnych probówek zawierających roztwór AlCl 3. 4. Obserwować zachodzące zmiany. W jaki sposób na położenie równowagi chemicznej procesu hydrolizy wpływa dodatek jonów H 3 O +, a jak dodatek jonów OH -? 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy w postaci cząsteczkowej i jonowej przeprowadzonego doświadczenia. Doświadczenie 5 Hydroliza z wydzieleniem osadu 1. Do probówki odmierzyć za pomocą pipety pasteurowskiej ok. 0,5 cm 3 roztworu azotanu bizmutu Bi(NO 3 ) 3 o stężeniu 0,25 M, a następnie dodać 3 cm 3 wody destylowanej i 5-10 kropli nasyconego roztworu NaCl. 2. Zaobserwować wytrącanie się osadu, do którego dodawać kroplami 2 M roztwór kwasu solnego HCl, aż do całkowitego roztworzenia osadu. 3. Do osobnej probówki pobrać za pomocą pipety ok.1 cm 3 otrzymanego powyżej klarownego roztworu i dodać 3 cm 3 wody destylowanej. 4. Obserwować ponowne wydzielanie osadu podczas zachodzącej hydrolizy soli bizmutu. 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy azotanu bizmutu w postaci cząsteczkowej i jonowej oraz reakcji roztwarzania powstałego osadu w kwasie solnym. Doświadczenie 6 Hydroliza ortofosforanów 1. Do 3 kolejnych probówek wlać po ok.1-2 cm 3 roztworów Na 3 PO 4, Na 2 HPO 4 i NaH 2 PO 4 każdy o stężeniu 0,1 M. 2. Do każdego roztworu dodać po jednej kropli roztworu błękitu bromotymolowego i obserwować zabarwienie roztworu. 3. Określić odczyn roztworów fosforanów. 4. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy w postaci cząsteczkowej i jonowej fosforanów.
Doświadczenie 7 Hydroliza akwakompleksów 1. Do 5 probówek wprowadzić po około 2 cm 3 wody destylowanej, a następnie dodać do nich po kilka kryształków następujących soli: a) Al 2 (SO 4 ) 3 b) CuSO 4 c) NiCl 2 d) CoCl 2 e) FeCl 3 2. Rozpuścić kryształy soli przez wstrząsanie cieczy w probówce. 3. Oznaczyć ph każdego z przygotowanych roztworów za pomocą papierka uniwersalnego. 4. Napisać równania reakcji tworzenia akwakompleksów przez kationy powyższych metali w roztworach wodnych ich soli (przyjąć liczbę koordynacji L = 6). 5. Przedstawić zapis reakcji hydrolizy powyższych akwakompeksów w postaci jonowej. LITERATURA 1. E. Jagodzińska, T. Dziembowska, Z. Rozwadowski, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej, Politechnika Szczecińska, Zakład Chemii Ogólnej, Szczecin 2005 2. T. Kędryna, Chemia ogólna z elementami biochemii dla studentów kierunków medycznych i przyrodniczych, Wydawnictwo Zamiast korepetycji, Kraków 2001