Хидролиза соли

Хидролиза соли се заснива на реакцији јона који улазе у састав соли са водом. Пошто настају услед електролитичке дисоцијације соли, јони су по Левисовој теорији киселине (катјони) или базе (ањони).

$NH_{4}^{+}+H_{2}O\leftrightarrow NH_{3}+H_{3}O^{+}$

При растварању одређених соли у води долази до реакције између јона који настају дисоцијацијом соли I молекула воде. Према томе, ово је реакција киселина I база са водом, али се у хемији често употребљава назив – хидролиза соли. Хидролизом катјона и/или ањона соли долази до промене пХ вредности воде. Водени растори соли могу да реагују кисело или базно, а у неким случајевима I неутрално. Усвојено је да је хидролиза јона који настаје дисоцијацијом соли може занемарити ако је вредност његове константе хидролизе :$K_{h}(K_{a}iliK_{b})<10^{-12}$

Соли јаких киселина и јаких база

Не хидролизују I због тога водени раствори ових соли реагују неутрално. Катјони јаких база(:$Na^{+},K^{+},Ba^{2+}$)I ањони јаких киселина(:$ClO_{4}^{-},SO_{4}^{-},Cl^{-},NO_{3}^{-}$) не реагују са водом I због тога не долази до промене пХ вредности воде.

Примери:$NaCl,NaNO_{3},Na_{2}SO_{4},BaCl_{2},KNO_{3}$

Остали катјони I ањони подлежу хидролизи, односно реагују са водом , при чему се мењају концентрације $H^{+}$ и $OH^{-}$ Јона у односу на њихове равнотеже концентрације у чистој води, I долази до промене пХ вредности. Све што морамо да знамо је да се концетрација водоникових јона подешава тако да одржи сталну вредност обе константе: јонског производа воде I константе киселости односно базности.

Соли слабих киселина и јаких база

Ањон слабе киселине (ањонска база) реагује са водом по следећој једначини , чија је равнотежа померена удесно, па раствор оваквих соли реагује базно

$A^{-}+H_{2}O\leftrightarrow HA+OH^{-}$

Из константе базности ањона израчунава се пХ раствора

$Kb={[HA]\cdot [OH^{-}] \over [A^{-}]}\cdot [OH^{-}]={\sqrt {K_{b}\cdot [A^{-}]}}\cdot [H^{+}]={K_{b} \over {\sqrt {K_{b}\cdot [A^{-}]}}}$

Соли слабих база и јаких киселина

Катјона слабе базе (катјонска киселина) реагује са водом по следећој једначини, чија је равнотежа померена удесно па раствор оваквих соли реагује кисело

$M^{+}+H_{2}O\leftrightarrow MOH+H^{+}$

$BH^{+}+H_{2}O\leftrightarrow B+H_{3}O^{+}$

Из константе киселости катјона израчунава се пХ раствора

$K_{a}={[B]\cdot [H_{3}O^{+}] \over [BH^{+}]};[H_{3}O^{+}]={\sqrt {K_{a}\cdot [BH^{+}]}}$

Соли слабих киселина и слабих база

Ањон слабе киселине (ањонска база) I катјон слабе базе (катјонска киселина) Реагују са водом на следећи начин

$A^{-}+H_{2}O\leftrightarrow HA+OH^{-}$

$BH^{+}+H_{2}O\leftrightarrow B+H_{3}O^{+}$

Равнотежа ових реакција је померена удесно, а раствор реагује неутрално, кисело или базно у зависности од ведности $K_{a}iK_{b}(K_{a}=K_{b}-neutralno,K_{a}>K_{b}-kiselo,K_{a}<K_{b}-bazno)$

Концентрација водоникових јона (ј пХ) у раствору соли слабе базе I слабе киселине је независна од концентрације:

$[H^{+}]=10^{-7}{\sqrt {K_{a} \over K_{b}}}$

Хидролиза соли зависи од природе соли, температуре и коцентрације. Повећањем температуре I смањењем концентрације, хидролиза се повећава I обратно. Пошто је хидролиза повратна реакција, на положај равнотеже се може утицати додатком заједничког јона. У случају да као производи хидолизе настају тешко растворени хидроксиди$(Al(OH)_{3},Cr(OH)_{3})$, или гасовите супстанце ($NH_{3},CO_{2}.HCN,H_{2}S$), не може се успоставити равнотежа, па је због тога хидролиза иреверзибилан процесс I назива се потпуна хидролиза.

Референце

Општа Хемија, Евица Ивановић (страна 31) Равнотеже у воденим растворима соли. Хидролиза соли Општа хемија.

Спољни линкови

Општа Хемија, Евица Ивановић

Литература

Општа Хемија, Евица Ивановић