Równowagi w roztworach wodnych Zakład Chemii Medycznej PAM
Dysocjacja elektrolityczna Elektrolity rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach polarnych rozpadają się na jony dodatnie i ujemne (ulegają dysocjacji elektrolitycznej) Nieelektrolity nie ulegają dysocjacji (nie przewodzą prądu elektrycznego) Dysocjacji ulegają: związki tworzące w stanie stałym jonową sieć krystaliczną (NaCl, NaOH) związki, w których występuje wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (HCl) 2
Dysocjacja elektorolityczna dipolowe cząsteczki rozpuszczalnika osłabiają siły elektrostatyczne działające pomiędzy jonami struktura krystaliczna związków jonowych ulega zniszczeniu wokół jonów, które w krysztale otoczone były innymi jonami, grupują się cząsteczki rozpuszczalnika (solwatacja) siły wzajemnego przyciągania pomiędzy jonami w rozpuszczalniku są słabsze niż oddziaływania pomiędzy jonami w krysztale. jony w roztworze uzyskują swobodę ruchu i każdy z nich zachowuje się jak niezależna cząstka o charakterystycznych właściwościach fizycznych i chemicznych. Szkolnictwo.pl 3
Dysocjacja elektrolityczna związków o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych proces jonizacji pod działaniem dipolowych cząsteczek wody, następuje całkowite przesunięcie pary elektronowej w kierunku atomu bardziej elektroujemnego i utworzenie jonów zwiększa się odległość między jonami jony ulegają opłaszczeniu cząsteczkami wody (solwatacji) jony istnieją niezależnie, obok siebie, w roztworze Szkolnictwo.pl obecność powstałych w wyniku dysocjacji jonów sprawia, że wodne roztwory elektrolitów są zdolne do przenoszenia ładunków elektrycznych jony poruszają się w roztworze w sposób chaotyczny różnica potencjałów sprawia, że ruch jonów staje się uporządkowany i jony ulegają rozładowaniu na odpowiednich elektrodach (elektroliza) 4
Stała i stopień dysocjacji Podczas rozpuszczania w wodzie część elektrolitów ulega całkowitemu rozpadowi na jony, część jest zdysocjowana tylko w niewielkim stopniu. elektrolity mocne: kompletna dysocjacja elektrolity słabe: w roztworze elektrolitu obecne są obok siebie jony i cząsteczki niezdysocjowanych całkowita dysocjacja elektrolitów słabych wymaga mocniejszych czynników niż woda (pełna dysocjacja kwasu octowego wymaga nadmiaru jonów wodorotlenowych) 5
Stała i stopień dysocjacji Miarą mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji oraz stała dysocjacji. Stopień dysocjacji a określa, jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek elektrolitu uległa rozpadowi na jony c a = = c o liczba cząsteczek, która uległa dysocjacji ogólna liczba cząsteczek elektrolitu 6
Stała i stopień dysocjacji Stopień dysocjacji możemy wyrażać: w procentach jako liczbę ułamkową Osiąga największą wartość, równą jedności, gdy c=c o, czyli gdy wszystkie cząsteczki elektrolitu wprowadzone do roztworu ulegają dysocjacji na jony. Zależnie od stopnia dysocjacji wyróżniamy: elektrolity mocne: a > 30% średniej mocy: 5% < a < 30% słabe: a < 5% nieelektrolity: a = 0 7
Stała i stopień dysocjacji Roztwory elektrolitów w porównaniu do roztworów nieelektrolitów o tym samym stężeniu molalnym wykazują: wyższe ciśnienie osmotyczne, Większe obniżenie prężności pary nad roztworem większe podwyższenie temperatury wrzenia większe obniżenie temperatury krzepnięcia. 8
Stała i stopień dysocjacji Pomiar wielkości, które zależą od liczby samodzielnych cząstek w roztworze, a nie zależą od ich rodzaju i ładunku, pozwala wyznaczyć stopień dysocjacji elektrolitów: a = i - 1 n - 1 n liczba jonów powstających z 1 mola elektrolitu i współczynniki izotoniczny van`t Hoffa P` D p` D T`k D T`w i= = = = P D p D T k D T w P`, P ciśnienia osmotyczne elektrolitu i nieelektrolitu D p`, D p obniżenie prężności pary elektrolitu i nieelektrolitu D T`k, D T k obniżenie temperatury krzepnięcia elektrolitu i nieelektrolitu D T`w, D T w podwyższenie temperatury wrzenia elektrolitu i nieelektrolitu 9
Stopień dysocjacji zależy od: 1. rodzaju rozpuszczonej substancji. Każdy elektrolit zależnie od swej budowy wykazuje w danym rozpuszczalniku mniejszy lub większy stopień dysocjacji. W tych samych warunkach i tym samym stężeniu: - chlorowodór HCl rozpuszczony w wodzie jest zdysocjowany w 100% - kwas octowy CH 3 COOH jest zdysocjowany w 1%. 10
Stopień dysocjacji zależy od: 2. rodzaju rozpuszczalnika W porównywalnych warunkach (stężenie, temperatura) wodorotlenek sodu NaOH: rozpuszczony w wodzie ulega dysocjacji w 100% - mocny elektrolit rozpuszczony w benzenie ulega 1% dysocjacji - słaby elektrolit W zależności od stałej dielektrycznej rozpuszczalnika e decydującej o stopniu dysocjacji związku o wiązaniu jonowym, rozpuszczalniki dzielimy na takie, w których: praktycznie nie występuje dysocjacja rozpuszczonej substancji na jony e = 10 15; np. czterochlorek węgla zachodzi częściowa jonizacja na jony e = 15 40; np. alkohole alifatyczne może przebiegać całkowita dysocjacja rozpuszczonej substancji na jony e > 40; np. woda (e = 81) 11
Stopień dysocjacji zależy od: 3. stężenia im mniejsze jest stężenie roztworu (im większe jego rozcieńczenie) tym większą wartość osiąga stopień dysocjacji. Kwas octowy CH 3 COOH: 1 mol/l - elektrolit bardzo słaby - a =0,4% 0,001 mol/l - elektrolit średniej mocy - a = 13% 0,000001 mol/l elektrolit mocny - a= 100% Elektrolity mocne, to takie, które przy dużych stężeniach (1 mol/l) wykazują całkowitą lub daleko posuniętą dysocjację. 12
Elektrolity mocne i słabe Do elektrolitów mocnych zaliczamy: prawie wszystkie sole niektóre kwasy nieorganiczne kwas azotowy(v) HNO 3, chlorowy(vii) HClO 4, HCl, HBr kwasy organiczne, np. chlorowcokwasy wodorotlenki I i II grupy głównej, NaOH, KOH, Ba(OH) 2, z wyjątkiem Be(OH) 2 i Mg(OH) 2 aminy alifatyczne. 13
Elektrolity mocne i słabe Do elektrolitów słabych zaliczamy: część kwasów nieorganicznych, np. H 3 BO 3, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HF większość kwasów organicznych, część zasad nieorganicznych np. roztwór amoniaku, hydrazyna większość trudno rozpuszczalnych wodorotlenków metali i aminy aromatyczne. 14
Stopień dysocjacji zależy od: 4. Temperatury Ze wzrostem temperatury dysocjacja: wzrasta, maleje lub pozostaje bez zmian np. dysocjacja H 2 O jest procesem endotermicznym, stąd stopień dysocjacji wzrasta ze wzrostem temperatury. 15
Stała i stopień dysocjacji W stanie równowagi dynamicznej ustala się w roztworze zależność między jonami oraz cząsteczkami niezdysocjowanymi. AB A + + B - K = [A + ] [B - ] [AB] stała dysocjacji Stała dysocjacji równa jest stosunkowi iloczynu stężeń jonów, do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych w danej temperaturze Wartość stałej dysocjacji: zależy od rodzaju elektrolitu i temperatury, nie zależy od stężenia roztworu. Wartość stałej dysocjacji jest tym większa im mocniejszy jest elektrolit. 16
Teorie kwasów i zasad teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa kwas - substancja, która podczas rozpuszczania w wodzie dysocjuje z odszczepieniem kationu wodorowego. zasada - substancja, która w wodzie dysocjuje z odszczepieniem anionu wodorotlenowego. teoria Brönsteda i Lowry ego (protonowa teoria kwasów i zasad) kwas - substancja zdolne do oddania protonu, zasada - substancja zdolna do przyłączenia protonu. nie określa środowiska (rodzaju rozpuszczalnika) teoria Lewisa - wykładnikiem kwasowości i zasadowości jest para elektronowa. kwas - substancja o niecałkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, zdolna do przyłączenia pary elektronów zasada - substancja zdolna do oddania pary elektronów. 17
Reakcje chemiczne w teoriach kwasów i zasad Zgodnie z klasyczną teorią Arrheniusa najważniejsze typy reakcji jonowych to reakcje: kwasów z zasadami (reakcje zobojętniania), kwasów z solami (wypieranie słabych kwasów), zasad z solami (wypieranie słabych zasad), soli z solami (strącanie osadów) soli z wodą (reakcje hydrolizy) kwasów i zasad z amfoterami Zgodne z teorią protonową Brönsteda istota tych reakcji jest taka sama i można je zaliczyć do reakcji protolitycznych, czyli przemian polegających na przejściu protonu z jednej cząsteczki do drugiej. dysocjacja, zobojętnianie hydroliza. 18
Reakcje chemiczne - dysocjacja reakcje w teorii jonowej: HClO 4 H + + ClO - 4 NaOH Na + + OH - H 2 S H + + HS - NH 3(aq) NH + 4 + OH - reakcje w teorii protonowej sprzężona sprzężony kwas 1 + zasada 2 zasada 1 kwas 2 HClO 4 + H 2 O ClO - 4 + H 3 O + H 2 S + H 2 O HS - + H 3 O + H 2 O + NH 3 OH - + NH + 4 H 2 O + HS - OH - + H 2 S 19
Reakcje chemiczne - dysocjacja we wszystkich reakcjach następuje przeniesienie protonu w reakcjach dysocjacji istotną rolę odgrywają cząstki rozpuszczalnika cząsteczki wody zachowują się obojnaczo: są zdolne do oddawania protonu i są zdolne do przyjmowania protonów, cząsteczki wody mogą odgrywać rolę kwasu lub zasady (w zależności od rodzaju rozpuszczonej substancji) 20
Reakcje chemiczne - dysocjacja właściwości kwasowo-zasadowe substancji zależą od jej właściwości od substancji z którą reagują od rodzaju rozpuszczalnika kwas octowy w wodzie jest kwasem słabym kwas octowy w ciekłym amoniaku jest kwasem mocnym 21
Reakcje chemiczne - dysocjacja rozpuszczalnik ma wpływ na moc kwasu lub zasady: miarą mocy kwasu jest jego zdolność do oddawania protonów kwas określamy jako mocny (np. HClO 4 ), jeżeli nastąpi całkowite przeniesienie protonu od cząsteczki kwasu do cząsteczki rozpuszczalnika kwas określamy lub jako słaby (np. H 2 S), jeżeli przesunięcie protonu nie jest całkowite 22
Reakcje chemiczne - dysocjacja rozpuszczalnik ma wpływ na moc kwasu lub zasady: miarą mocy zasad jest jej zdolność do przyjmowania protonów gdy woda ma słabsze właściwości akceptorowe niż substancja rozpuszczona, to woda jest kwasem, a substancja rozpuszczana, która łatwiej przyjmuje protony jest zasadą, np. NH 3. zasadę określamy jako mocną, jeżeli nastąpi całkowite przeniesienie protonu od cząsteczki rozpuszczalnika do cząsteczki zasady 23
Reakcje chemiczne - dysocjacja rozpuszczalniki aprotyczne, bierne: nie wykazują właściwości kwasowo-zasadowych, wchodzą w reakcje z protonami węglowodory i chlorowcopochodne rozpuszczalniki amfiprotyczne w zależności od warunków reakcji mogą: zarówno odłączać jak i przyłączać protony woda, etanol, ciekły amoniak 24
Reakcje chemiczne - dysocjacja rozpuszczalniki protolityczne: protonodonorowe posiadają większą zdolność do odszczepiania niż do przyłączania protonów. zasady są dobrze zdysocjowane kwasy uważane w wodzie za mocne, będą jedynie częściowo w nich zdysocjowane. bezwodny kwas octowy, kwas siarkowy protonoakceptorowe - łatwo przyłączają protony, kwasy są dobrze zdysocjowane zasady uważane w wodzie za mocne będą tylko częściowo zdysocjowane. wodny roztwór amoniaku, etery, pirydyna. 25
Elektrolity mocne. w stężeniach > 0,01 mol/l: nie spełniają prawa działania mas wykazują odstępstwa od prawa rozcieńczeń Ostwalda pomiary np. przewodnictwa wskazują mniejszą niż teoretyczna ilość jonów 26
Elektrolity mocne. Teoria Hückla-Debye`a Założenia: mocne elektrolity są całkowicie zdysocjowane na jony stopień dysocjacji nie zależy od stężenia jony nie mają swobody ruchów, szczególnie przy dużym stężeniu jon otoczony jest chmurą jonów przeciwnego znaku, działającą hamująco na ruch jonów chmura elektronów przesuwa się w kierunku przeciwnym, niż jon, który otacza poruszający się jon hamowany jest siłą tarcia wywieraną przez cząsteczki rozpuszczalnika przewodnictwo roztworów elektrolitów zwiększa się w miarę wzrostu przyłożonej siły elektromotorycznej Wzrost przewodnictwa wraz z rozcieńczaniem roztworu mocnego elektrolitu nie zależy od zwiększania jego stopnia dysocjacji, ale od: wzrostu szybkości poruszania się jonów (wskutek zmniejszenia się chmury jonowej) zmiany oddziaływań elektrostatycznych wraz ze wzrostem odległości słabną siły przyciągania elektrostatycznego między jonami 27
Aktywność jonu Aktywność jonu efektywne stężenie wynikające z maskującego wpływu wywieranego przez chmurę jonową a = f. c f współczynnik aktywności c stężenie jonu Współczynnik aktywności zależy od ładunku elektrycznego jonu i wszystkich pozostałych w roztworze jonów Miarą oddziaływań wszystkich jonów jest siła jonowa, która określa natężenie pola elektrycznego w roztworze. I = 0,5 Sc i z i 2 I siła jonowa roztworu (moc jonowa roztworu) z i ładunek jonu c i stężenie molowe jonu 28
Siła jonowa Siła jonowa płynów ustrojowych wynosi ok. 0,16. oddziaływania między jonami a enzymami zależą od siły jonowej płynów wewnątrz i zewnątrzkomórkowych obojętne cząstki, występujące obok jonów w roztworach nie mają wpływu na wielkość oddziaływań elektrostatycznych f=1 współczynnik aktywności wyznaczamy doświadczalnie dla roztworów o sile jonowej <0,01 obliczmy ze wzoru log f = -A. z 2 (I) 0,5 A stała charakterystyczna dla rozpuszczalnika w danej temperaturze, dla wody A=0,5, w 20 o C I siła jonowa roztworu z ładunek jonu dla roztworów o sile jonowej 0,01< I < 0,1 obliczmy ze wzoru A. z 2 (I) 0,5 log f = 1 + B. a (I) 0,5 A, B stałe charakterystyczne z właściwości rozpuszczalnika i temperatury pomiaru a odpowiada średnicy uwodnionego jonu I siła jonowa roztworu z ładunek jonu 29
Siła jonowa Współczynniki aktywności: maleją: wraz ze wzrostem wartościowości jonu i siły jonowej (zależność wykładnicza) dążą do jedności: w miarę rozcieńczania roztworu W przypadku bardzo rozcieńczonych roztworów elektrolitów posługujemy się stężeniami, nie aktywnościami 30
Siła jonowa Zadanie Obliczyć siłę jonową roztworu zawierającego w 0,5 L: 0,01 mol ZnCl 2 ; 0,02 mola Al 2 (SO 4 ) 3 ; 0,04 mola AlCl 3 ; 0,03 mola Na 2 SO 4. Stężenia odnosimy do 1 L: C ZnCl2 = 2 0,01 = 0,02 mol/l; C Al2(SO4)3 = 2 0,02 = 0,04 mol/l C AlCl3 = 2 0,04 = 0,08 mol/l; C Na2SO4 = 2 0,03 = 0,06 mol/l ZnCl 2 Zn 2+ + 2Cl - [Zn 2+ ] = 0,02 [Cl - ] = 2 0,02 = 0,04 Al 2 (SO 4 ) 3 2Al 3+ + 3SO 2-4 [Al 3+ ] = 2 0,04 = 0,08 [SO 2-4 ] = 3 0,04 = 0,12 AlCl 3 Al 3+ + 3Cl - [Al 3+ ] = 0,08 [Cl - ] = 3 0,08 = 0,24 Na 2 SO 4 2Na + + SO 2-4 [Na + ] = 2 0,06 = 0,12 [SO 2-4 ] = 0,06 I = 1/2 (C Zn2+ z 2 Zn2+ + C Al3+ z 2 Al3+ + C Na+ z 2 Na+ + C Cl- z 2 Cl- + C SO42- z 2 SO42-) = = 1/2 (0,02 2 2 + 0,16 3 2 + 0,12 1 2 + 0,28 (-1) 2 + 0,18 (-2) 2 ) = 1,32 mol/l 31
Siła jonowa i aktywność Zadanie Obliczyć aktywność jonów Na + i Cl - w 0,05 molowym roztworze NaCl. NaCl Na + + Cl - [Na + ] = 0,05 mol/l [Cl - ] = 0,05 mol/l I = 1/2 (C Na+ z 2 Na+ + C Cl- z 2 Cl-) = 1/2 (0,05 1 2 + 0,05 (-1) 2 ) = 0,05 mol/l logf = - 0,5 z 2 I / (1+ I ) = - 0,5 1 2 0,05 / (1+ 0,05) = - 0,0914 f = 0,810 a = 0,810 0,05 = 0,041 mol/l Zadanie Jaka jest aktywność jonów K + w roztworze zawierającym w 1 litrze 0,101 g KNO 3 oraz 0,085 g NaNO 3? 1 mol KNO 3 101 g 1 mol NaNO 3 85 g c KNO3 = 0,001 mol/l c NaNO3 = 0,001 mol/l [K+] = 0,001 mol/l [Na + ] = 0,001 mol/l [NO 3- ] = 0,001+ 0,001 = 0,002 mol/l I = 1/2 (C K+ z 2 K++C Na+ z 2 Na++C NO3- z 2 NO3-) = 1/2 (0,001 1 2 + 0,001 1 2 + 0,002 (-1) 2 ) = 0,002 mol/l logf K+ = - (0,5 z 2 I) = - 0,5 1 2 0,002 = - 0,0224 f K+ = 0,95 a K+ = 0,95 0,001 = 9,5 10-4 mol/l 32
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności Rozpuszczalność jest to maksymalna ilość danej substancji (wyrażona w gramach lub molach), jaką w danej temperaturze można rozpuścić w określonej ilości (100 g, 1000 g lub 1 L) rozpuszczalnika uzyskując roztwór nasycony. W przypadku soli trudno rozpuszczalnej ta jej część, która uległa rozpuszczeniu, jest praktycznie zdysocjowana na jony w roztworze nasyconym istnieje stan równowagi między osadem w fazie stałej a jonami, które z niego powstają. W roztworze nasyconym trudno rozpuszczalnej soli iloczyn ze stężeń jonów, na które ta sól się rozpada, jest w danej temperaturze wielkością stałą i nazywa się iloczynem rozpuszczalności Ir danej soli. B m A n mb n+ + na m Ir BmAn = [B n+ ] m [A m ] n 33
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności Na rozpuszczalność trudno rozpuszczalnej soli wpływają m.in.: obecność wspólnego jonu - zwiększenie stężenia jednego rodzaju jonów powoduje zmniejszenie stężenia drugiego rodzaju jonów, prowadzi to do zmniejszenia rozpuszczalności osadu. efekt solny - dodanie do roztworu zawierającego trudno rozpuszczalną sól roztworu elektrolitu, nie posiadającego jonów wspólnych z osadem, spowoduje wzrost siły jonowej w roztworze, co wpłynie na wzrost rozpuszczalności osadu 34
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności Zadanie W 500 cm 3 nasyconego roztworu Ag 2 CrO 4 w temp. 25 C znajduje się 3,5 10 5 mola tej soli. Obliczyć iloczyn rozpuszczalności Ag 2 CrO 4. Ag 2 CrO 4 2Ag + + CrO 4 2- [Ag + ] = 2 s [CrO 4 2- ] = s 500 cm 3 3,5 10 5 1000 cm 3 2 3,5 10 5 s = 7,0 10 5 mol/dm 3 Ir Ag2CrO4 = [Ag + ] 2 [CrO 4 2- ] = (2s) 2 s = 4s 3 = 1,372 10 12 mol 2 /(dm 3 ) 2 35
Rozpuszczalność i iloczyn rozpuszczalności Zadanie Obliczyć rozpuszczalność CaF 2 w roztworach następujących soli: NaCl, CaCl 2, MgF2 o stężeniach równych 0,1 mol/dm 3 każda. Ir CaF2 = 7 10-11. 1. w roztworze NaCl nie ma wspólnego jonu CaF 2 Ca 2+ + 2F - Ir CaF2 = [Ca 2+ ] [F - ] 2 = s (2s) 2 = 4 s 3 2. w roztworze CaCl 2 wspólny jon Ca 2+ [Ca 2+ ] = 0,1 + s wartość s można pominąć (jest bardzo mała w porównaniu ze stężeniem jonów Ca 2+ pochodzących z CaCl 2 Ir CaF2 = [Ca 2+ ] [F - ] 2 =0,1 (2s) 2 = 0,4 s 2 3. w roztworze MgF2 wspólny jon F - [F-] = 0,1 + 2s wartość s można pominąć Ir CaF2 = [Ca 2+ ] [F - ] 2 =s (0,1) 2 = 0,01s s = 7 10-11 / 0,01 = 7 10-9 mol/dm 3 36
Reakcje zobojętniania Zgodnie z jonową teorią Arrheniusa: NaOH + HCl NaCl + H 2 O Zapis jonowy reakcji przedstawia równanie: Na + + OH - + H + + Cl - Na + + Cl - + H 2 O W reakcji biorą udział tylko jony: H + + OH - H 2 O Reakcja zobojętniania zachodzi między jonami H + i OH - tworzącymi słabo zdysocjowaną cząsteczkę wody. Powstała sól posiada jony w tej samej postaci przed i po reakcji. 37
Reakcje zobojętniania Zgodnie z protonową teorią Brönsteda-Lowry`ego reakcje zobojętniania i dysocjacji zasad i kwasów polegają na przeniesieniu protonu z jonu H 3 O + lub z cząsteczki kwasu do jonu OH -. Reakcje zobojętniania mają następujący przebieg: mocny kwas + mocna zasada, np. HCl + KOH H 3 O + + OH - H 2 O + H 2 O słaby kwas + mocna zasada, np. CH 3 COOH + KOH HA + OH - H 2 O + A - mocny kwas + słaba zasada, np. HCl + NH 3 H 3 O + + B HB + + H 2 O słaby kwas + słaba zasada, np. CH 3 COOH + NH 3 HA + B HB + + A - 38
Reakcje zobojętniania Reakcje zobojętniania są reakcjami przeniesienia protonu różnice między reakcjami dysocjacji i zobojętniania polegają na: w reakcjach dysocjacji substratami są obojętne cząstki rozpuszczalnika w reakcjach zobojętniania cząsteczki rozpuszczalnika są produktami reakcji (z wyjątkiem reakcji słabego kwasu i słabej zasady) w reakcjach zobojętniania mocnego kwasu mocną zasadą przeniesienie protonu następuje między jonem H 3 O + a jonem OH - w reakcji słabego kwasu z mocną zasadą proton przechodzi wprost z cząsteczki kwasu do jonu OH - w reakcjach zobojętniania mocnego kwasu słabą zasadą przeniesienie protonu następuje między jonem H 3 O + a cząsteczką zasady, w reakcji między słabym kwasem a słabą zasadą proton jest wymieniany bezpośrednio między tymi związkami 39
Reakcja hydrolizy Zgodnie z teorią jonową reakcja hydrolizy to reakcja, które przebiega między wodą a odpowiednimi solami, dając odczyn roztworu: zasadowy dla soli słabych kwasów i mocnych zasad. CH 3 COO - + Na + + H 2 O CH 3 COOH + Na + + OH - grupa warunkująca odczyn zasadowy roztworu kwaśny dla soli mocnych kwasów i słabych soli, NH 4 + + Cl - + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + jony oksoniowe warunkują odczyn kwaśny roztworu obojętny dla soli słabych kwasów i słabych zasad. Pamiętając, że sól słabego kwasu i słabej zasady (np.: CH 3 COONH 4 ) ulegająca reakcji hydrolizy może także wykazać odczyn roztworu słabo zasadowy lub słabo kwaśny, zależnie od mocy zasady i kwasu w soli. Odczyn obojętny dają też sole mocnych kwasów i mocnych zasad, które nie ulegają hydrolizie.
Reakcje hydrolizy W procesie hydrolizy: soli zawierających wieloprotonowe słabe kwasy (np.: Na 2 CO 3, K 3 PO 4 ) tworzą się wodorosole, a dokładniej aniony wodorosoli soli zawierających wielohydroksylowe wodorotlenki i mocne kwasy (np.: FeCl 3, ZnCl 2 ) tworzą się hydroksosole, a dokładniej kationy hydroksosoli Równowagę hydrolizy możemy przesunąć w określonym kierunku zmieniając stężenia produktów hydrolizy dodanie kwasu do roztworu soli słabych wielohydroksylowych wodorotlenków lub zasady do roztworu soli słabych wieloprotonowych kwasów cofa reakcję hydrolizy usunięcie powstających kwasów i zasad w reakcji hydrolizy np.: wskutek ich lotności i podgrzewania roztworu powoduje wzrost reakcji hydrolizy Miarą reakcji hydrolizy jest stopień i stała hydrolizy: stopień hydrolizy wskazuje, jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek soli uległa hydrolizie. stałą hydrolizy soli wyprowadza się w odniesieniu do stanu równowagi, zgodnie z prawem działania mas.
Reakcje hydrolizy Zgodnie z teorią protonową, gdy kation i anion rozpuszczonej w wodzie soli wykazują w stosunku do wody właściwości donorowe i akceptorowe protonu, następuje naruszenie równowagi między jonami wody H 3 O + i OH - i zmianie ulega ph roztworu. Reakcja protolityczna typu zasady anionowej z cząsteczką wody A - + H 2 O HA + OH - zasada anionowa CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - Roztwór octanu sodu ma ph większe od 7. Jon octanowy jest lepszym akceptorem protonu niż uwodniony jon sodowy donorem protonu. Reakcja kwasu kationowego z cząsteczką wody BH + + H 2 O B + H 3 O + kwas kationowy NH + + H 2 O NH 3 + H 3 O + Roztwór chlorku amonu ma ph mniejsze od 7. Jon amonowy jest lepszym donorem protonu niż jon chlorkowy akceptorem protonu. W roztworze pojawiają się w nadmiarze jony oksoniowe H 3 O + 42
Reakcja hydrolizy Reakcja hydrolizy: jest reakcja protolityczną anion słabego kwasu jest w teorii protonowej anionową zasadą a kation słabej zasady jest kationowym kwasem różni się od reakcji dysocjacji słabych kwasów i zasad tym, że biorące w nich udział kwasy i zasady są obdarzone ładunkiem elektrycznym, a nie obojętnymi cząsteczkami możemy traktować ją jako reakcję odwrotną do reakcji zobojętniania soli wieloprotonowych kwasów i wielohydroksylowych zasad prowadzi do powstania amfolitów, które mogą przyłączać i odszczepiać protony soli mocnych kwasów i mocnych zasad prowadzi do odczynu obojętnego