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.