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

W przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady, jak np. chlorku amonowego (Szablon:Chem2), kation Szablon:Chem2 wchodząc w reakcję z wodą spełnia funkcję kwasu, odtwarzając w roztworze słabą zasadę, amoniak, Szablon:Chem2 (czyli Szablon:Chem2) oraz wytwarzając jony hydroniowe Szablon:Chem2:

Szablon:Chem + Szablon:Chem ⇌ Szablon:Chem + Szablon:Chem.

Stała równowagi tej reakcji jest w praktyce równa stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

$K_{h,N{H}_{4}Cl}=K_{a,N{H}_4^{+}}=\frac{K_w}{K_{b,N{H}_3}},$

$K_h=\frac{[H_3{O}^{+}]\cdot [N{H}_3]}{[N{H}_4^{+}]},$

gdyż udział produktów autodysocjacji wody jest w tym przypadku pomijalny. W związku z tym zgodnie z prawem Ostwalda można zapisać:

$K_h=\frac{{\alpha }_h^2{c}_{soli}}{1-\alpha },$

gdzie:

• $[H_3{O}^{+}]=[N{H}_3]={\alpha }_h{C}_{soli},$
• ${\alpha }_h$ – stopień hydrolizy,
• $K_w$ – iloczyn jonowy wody,
• $K_a,$ $K_b$ – stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej,
• $K_h$ – stała równowagi hydrolizy i $p{K}_h=-{\log }_{10}{K}_h,$
• $K_a\cdot K_b=K_w$ dla sprzężonej pary kwas-zasada,
• $p{K}_a+p{K}_b=p{K}_w,$ gdzie p jest operatorem: pX = -log₁₀(X).

Sól słabego kwasu i mocnej zasady

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady (np. octanu sodu, Szablon:Chem2), anion octanowy Szablon:Chem2 wchodzi w reakcję z cząsteczką wody z wytworzeniem cząsteczki kwasu octowego Szablon:Chem2 i anionu wodorotlenowego:

Szablon:Chem2.

Stała równowagi hydrolizy jest w praktyce równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

$K_{h,C{H}_{3}COONa}=K_{b,C{H}_{3}CO{O}^{-}}=\frac{K_w}{K_{a,C{H}_{3}COOH}},$

$K_h=\frac{[O{H}^{-}]\cdot [C{H}_{3}COOH]}{[C{H}_{3}CO{O}^{-}]}.$

Co po pominięciu produktów autodysocjacji wody i zastosowaniu prawa Ostwalda daje:

$K_h=\frac{{\alpha }_h^2{c}_{soli}}{1-\alpha },$

gdzie:

• $[O{H}^{-}]=[C{H}_{3}COOH]={\alpha }_h{C}_{soli}.$

Sól słabej zasady i słabego kwasu

Jeżeli 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.

Zobacz też

• hydroliza
• moc kwasu
• moc zasady