Hydroliza (w roztworach wodnych) – JR

Hydroliza (w roztworach wodnych)

Hydroliza

To pojęcie jest w chemii dość popularne – dotyczy zarówno pewnego rodzaju reakcji w chemii organicznej, jak i procesu zachodzącego w wodnych roztworach niektórych soli.

Tutaj zajmiemy się wodnymi roztworami soli.

Pierwsze i najważniejsze do zapamiętania: hydrolizuje to, co jest słabe

W praktyce oznacza to, że jony pochodzące od słabych kwasow i zasady ulegają hydrolizie.

Sól wprowadzaona do wody ulega procesowi dysocjacji, w wyniku której powtają jony, np: NaCl → Na+ + Cl

Jeśli jony pochodzą od słabego kwasu lub słabej zasady, zachodzi hydroliza, czyli reakcja tego jonu z wodą.

 

Przykład 1

Sól słabego kwasu i mocnej zasady: KF

sól ta dysocjuje dając: KF →  K+ + F     kwas fluorowy jest słabym kwasem. Dlatego jon F– będzie reagował z wodą:

F + H2O ↔ HF + OH

W wyniku takiej reakcji hydrolizy powstaje słaby kwas oraz jon OH-.

 

Przykład 2

Sól słabej zasady i mocnego kwasu, np FeCl3

Po wprowadzeniu do wody sól ta dysocjuje: FeCl3 →  Fe3+ + 3Cl

wodorotlenek żelaza (III) jest słabą zasadą, zatem jon Fe3+ ulega hydrolizie: Fe3+ + 3H2O ↔ Fe(OH)3 + 3 H+

 

Przykład 3

Sól słabego kwasu i słabej zasady, np NH4SO3

sól dysocjuje w roztorze wodnym: (NH4)2SO3 → 2NH4+ + SO32-

hydrolizie ulega to, co jest „słabe”, czyli i kaion, i anion:

NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+  (jon oksoniowy)

SO32- + 2H2O ↔ H2SO3 + 2OH

 

WSZYSTKO CO JEST SŁABE DĄŻY DO POSTACI CZĄSTECZKOWEJ. (tak można najprościej ująć tą regułę).

Aby dobrze zapisać równania, zawsze sprawdź, które jony pochodzą od słabych, a które od mocnych elektrolitów.