O processo de formação de compostos fracamente dissociados com uma mudança no pH do meio durante a interação de água e sal é chamado de hidrólise.
A hidrólise do sal ocorre quando um íon de água é ligado para formar compostos pouco solúveis ou pouco dissociados devido a uma mudança no equilíbrio de dissociação. Na maior parte, esse processo é reversível e aumenta com a diluição ou aumento da temperatura.
Para saber quais sais sofrem hidrólise, é necessário saber quais bases e ácidos foram utilizados em sua formação. Existem vários tipos de suas interações.
Exemplos são sulfeto de alumínio e cromo, bem como acetato de amônio e carbonato de amônio. Esses sais, quando dissolvidos em água, formam bases e ácidos de dissociação fraca. Para rastrear a reversibilidade do processo, é necessário elaborar uma equação para a reação de hidrólise de sais:
Acetato de amônio + água ↔ amônia + ácido acético
Na forma iônica, o processo se parece com isso:
CH 3 COO- + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH.
Na reação de hidrólise acima, amônia e ácido acético são formados, ou seja, substâncias de dissociação fraca.
O índice de hidrogênio de soluções aquosas (pH) depende diretamente da força relativa, ou seja, das constantes de dissociação dos produtos da reação. A reação acima será levemente alcalina, pois a constante de decomposição do ácido acético é menor que a constante do hidróxido de amônio, ou seja, 1,75 ∙ 10 - 5 é menor que 6,3 ∙ 10 -5. Se as bases e os ácidos forem removidos da solução, o processo será concluído.
Considere um exemplo de hidrólise irreversível:
Sulfato de Alumínio + Água = Hidróxido de Alumínio + Sulfeto de Hidrogênio
Nesse caso, o processo é irreversível, pois um dos produtos da reação é retirado, ou seja, precipita.
Este tipo de hidrólise descreve as reações de decomposição de sulfato de alumínio, cloreto ou brometo de cobre, bem como cloreto de ferro ou amônio. Considere a reação do cloreto férrico, que ocorre em duas etapas:
Estágio um:
Cloreto férrico + água ↔ hidrocloreto de ferro + ácido clorídrico
A equação iônica para a hidrólise de sais de cloreto de ferro assume a forma:
Fe 2+ + H 2 O + 2Cl - ↔ Fe (OH) + + H + + 2Cl -
A segunda etapa da hidrólise:
Fe (OH) + + H 2 O + Cl - ↔ Fe (OH) 2 + H + + Cl -
Devido à deficiência de íons do grupo hidroxo e ao acúmulo de íons de hidrogênio, a hidrólise do FeCl 2 prossegue na primeira etapa. Um ácido clorídrico forte e uma base fraca, hidróxido de ferro, são formados. No caso de tais reações, o meio é ácido.
Exemplos de tais sais são cloretos de cálcio ou sódio, sulfato de potássio e brometo de rubídio. No entanto, essas substâncias não são hidrolisadas, pois apresentam um ambiente neutro quando dissolvidas em água. A única substância de baixa dissociação neste caso é a água. Para confirmar esta afirmação, uma equação pode ser elaborada para a hidrólise de sais de cloreto de sódio com a formação de ácido clorídrico e hidróxido de sódio:
NaCl + H 2 O ↔ NaOH + HCl
Reação na forma iônica:
Na + + Cl - + H 2 O ↔ Na + + OH - + H + + Cl -
H 2 O ↔ H + + OH -
NO este caso a hidrólise dos sais ocorre ao longo do ânion, que corresponde ao ambiente alcalino do índice de hidrogênio. Exemplos que podem ser mencionados são acetato de sódio, sulfato e carbonato de sódio, silicato e sulfato de potássio e sal de sódio do ácido cianídrico. Por exemplo, vamos compor as equações íon-moleculares para a hidrólise dos sais de sulfeto de sódio e acetato:
Dissociação do sulfeto de sódio:
Na 2 S ↔ 2Na + + S 2-
A primeira etapa da hidrólise de um sal polibásico ocorre no cátion:
Na 2 S + H 2 O ↔ NaH S + NaOH
Gravação em forma iônica:
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
A segunda etapa é viável no caso de um aumento na temperatura da reação:
HS - + H 2 O ↔ H 2 S + OH -
Considere outra reação de hidrólise usando acetato de sódio como exemplo:
Acetato de sódio + água ↔ ácido acético + soda cáustica.
Na forma iônica:
CH 3 COO - + H 2 O ↔ CH 3 COOH + OH -
Como resultado da reação, forma-se ácido acético fraco. Em ambos os casos, as reações terão um ambiente alcalino.
Hidrólise, como o resto reações químicas, é reversível e irreversível. No caso de reações reversíveis, um dos reagentes não é totalmente consumido, enquanto processos irreversíveis fluir de despesa total substâncias. Isso se deve a uma mudança no equilíbrio das reações, que se baseia em mudanças nas características físicas, como pressão, temperatura e fração de massa reagentes.
De acordo com o conceito do princípio de Le Chatelier, um sistema será considerado em equilíbrio até que um ou mais condições externas o curso do processo. Por exemplo, com a diminuição da concentração de uma das substâncias, o equilíbrio do sistema começará gradualmente a se deslocar para a formação do mesmo reagente. A hidrólise do sal também tem a capacidade de obedecer ao princípio de Le Chatelier, que pode ser usado para enfraquecer ou fortalecer o curso do processo.
A hidrólise pode ser aprimorada para completar a irreversibilidade de várias maneiras:
Existem várias maneiras de suprimir o processo de hidrólise, bem como fortalecê-lo.
Introduza na solução uma das substâncias formadas no processo. Por exemplo, alcalinizar a solução, se pH˃7, ou, pelo contrário, acidificar, onde o meio reacional for inferior a 7 em termos de pH.
O aprimoramento mútuo da hidrólise é aplicado se o sistema estiver em equilíbrio. vamos analisar exemplo específico, onde os sistemas em diferentes vasos ficaram em equilíbrio:
Al 3+ + H 2 O ↔ AlOH 2+ + H +
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
Ambos os sistemas são levemente hidrolisados, portanto, se forem misturados entre si, as hidroxoínas e os íons de hidrogênio se ligarão. Como resultado, obtemos a equação molecular para a hidrólise dos sais:
Cloreto de alumínio + carbonato de sódio + água = cloreto de sódio + hidróxido de alumínio + dióxido de carbono.
De acordo com o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio do sistema se deslocará em direção aos produtos da reação e a hidrólise será concluída com a formação de hidróxido de alumínio, que precipitou. Tal intensificação do processo só é possível se uma das reações ocorrer através do ânion e a outra através do cátion.
A hidrólise de soluções aquosas de sais é realizada combinando seus íons com moléculas de água. Um dos métodos de hidrólise é realizado de acordo com o ânion, ou seja, a adição de um íon aquoso H +.
Na maior parte, os sais formados pela interação de um hidróxido forte e um ácido fraco são suscetíveis a esse método de hidrólise. Um exemplo de sais aniônicos é o sulfato ou sulfito de sódio, bem como carbonato ou fosfato de potássio. Ao mesmo tempo, o índice de hidrogênio é superior a sete. Como exemplo, vamos analisar a dissociação do acetato de sódio:
Em solução, este composto é separado em um cátion - Na +, e um ânion - CH 3 COO -.
O cátion de acetato de sódio dissociado, formado por uma base forte, não pode reagir com a água.
Ao mesmo tempo, os ânions ácidos reagem facilmente com as moléculas de H 2 O:
CH 3 COO - + HOH \u003d CH 3 COOH + OH -
Portanto, a hidrólise é realizada pelo ânion, e a equação assume a forma:
CH3COONa + HOH \u003d CH3COOH + NaOH
Se os ácidos polibásicos sofrem hidrólise, o processo ocorre em várias etapas. Em condições normais, tais substâncias são hidrolisadas na primeira etapa.
A hidrólise catiônica está principalmente sujeita a sais formados pela interação de um ácido forte e uma base de baixa resistência. Exemplos são brometo de amônio, nitrato de cobre e cloreto de zinco. Nesse caso, o meio em solução durante a hidrólise corresponde a menos de sete. Considere o processo de hidrólise por cátion usando o exemplo de cloreto de alumínio:
NO solução aquosa dissocia-se em um ânion - 3Cl - e um cátion - Al 3+.
Os íons de ácido clorídrico forte não interagem com a água.
Os íons (cátions) da base, ao contrário, estão sujeitos à hidrólise:
Al 3+ + HOH \u003d AlOH 2+ + H +
Na forma molecular, a hidrólise do cloreto de alumínio é a seguinte:
AlCl3 + H 2 O \u003d AlOHCl + HCl
Em condições normais, é preferível negligenciar a hidrólise do segundo e terceiro estágios.
Qualquer reação de hidrólise de sais é caracterizada pelo grau de dissociação, que mostra a razão entre o número total de moléculas e as moléculas que podem entrar no estado iônico. O grau de dissociação é caracterizado por vários indicadores:
De acordo com o grau de dissociação, todas as soluções são divididas em eletrólitos fortes e fracos, que, por sua vez, quando dissolvidos em vários solventes, apresentam diferentes graus.
Um indicador quantitativo da capacidade de uma substância se decompor em íons é a constante de dissociação, também chamada de constante de equilíbrio. Em termos simples, a constante de equilíbrio é a proporção de eletrólitos decompostos em íons para moléculas não dissociadas.
Ao contrário do grau de dissociação, este parâmetro não depende das condições externas e da concentração da solução salina durante a hidrólise. Durante a dissociação de ácidos polibásicos, o grau de dissociação em cada estágio torna-se uma ordem de grandeza menor.
O índice de hidrogênio ou pH é uma medida para determinar as propriedades ácido-base de uma solução. A água em uma quantidade limitada se dissocia em íons e é um eletrólito fraco. Ao calcular o índice de hidrogênio, é usada uma fórmula que é o logaritmo decimal negativo do acúmulo de íons de hidrogênio em soluções:
pH \u003d -lg [H + ]
Muitas vezes, para determinar o pH das soluções, é utilizado um método expresso por indicadores, que, dependendo do pH, mudam de cor. Para uma determinação mais precisa, são utilizados ionômeros e medidores de pH.
A hidrólise do sal, como qualquer outro processo químico, possui uma série de características, de acordo com as quais o processo se torna possível. As características quantitativas mais significativas incluem a constante e o grau de hidrólise. Vamos dar uma olhada em cada um deles.
Para saber quais sais sofrem hidrólise e em que quantidade, é utilizado um indicador quantitativo - o grau de hidrólise, que caracteriza a completude da hidrólise. O grau de hidrólise é chamado de parte da substância do número total de moléculas capazes de hidrólise, escrito como uma porcentagem:
h = n/N∙ 100%,
onde o grau de hidrólise - h;
o número de partículas de sal submetidas à hidrólise - n;
a quantidade total de moléculas de sal envolvidas na reação é N.
Fatores que afetam o grau de hidrólise incluem:
É a segunda característica quantitativa mais importante. NO visão geral As equações de hidrólise do sal podem ser escritas como:
MA + NÃO ↔ SEG + NA
Segue-se que a constante de equilíbrio e a concentração de água na mesma solução são valores constantes. Assim, o produto desses dois indicadores também será um valor constante, o que significa a constante de hidrólise. Em geral, Kg pode ser escrito como:
Kg \u003d ([ON] ∙ [MON]) / [MA],
onde HA é um ácido,
MON - base.
NO sentido físico a constante de hidrólise descreve a capacidade certo sal passam por um processo de hidrólise. Este parâmetro depende da natureza da substância e da sua concentração.
Estudamos o efeito de um indicador universal em soluções de alguns sais 
Como podemos ver, o ambiente da primeira solução é neutro (pH=7), o da segunda é ácido (pH< 7), третьего щелочная (рН >7). Como explicar um fato tão interessante? 🙂
Primeiro, vamos lembrar o que é pH e do que ele depende.
O pH é um indicador de hidrogênio, uma medida da concentração de íons de hidrogênio em uma solução (de acordo com as primeiras letras das palavras latinas potentia hydrogeni - a força do hidrogênio).
O pH é calculado como negativo logaritmo decimal concentração de íons de hidrogênio, expressa em moles por litro:
NO água limpa a 25 °C, as concentrações de íons de hidrogênio e íons de hidróxido são as mesmas e chegam a 10 -7 mol/l (рН=7).
Quando as concentrações de ambos os tipos de íons em uma solução são iguais, a solução é neutra. Quando > a solução é ácida, e quando > - alcalina.
Devido a que, em algumas soluções aquosas de sais, há uma violação da igualdade das concentrações de íons de hidrogênio e íons de hidróxido?
O fato é que há uma mudança no equilíbrio de dissociação da água devido à ligação de um de seus íons (ou) com íons de sal com a formação de um produto pouco dissociado, pouco solúvel ou volátil. Esta é a essência da hidrólise.
- esta é a interação química de íons de sal com íons de água, levando à formação de um eletrólito fraco - um ácido (ou sal ácido) ou uma base (ou sal básico).
A palavra "hidrólise" significa decomposição pela água ("hidro" - água, "lise" - decomposição).
Dependendo de qual íon de sal interage com a água, existem três tipos de hidrólise:
Qualquer sal pode ser considerado como um produto formado pela interação de uma base e um ácido:
Hidrólise do sal - a interação de seus íons com a água, levando ao aparecimento de um ambiente ácido ou alcalino, mas não acompanhada pela formação de um precipitado ou gás.
O processo de hidrólise prossegue apenas com a participação solúvel sal e consiste em duas etapas:
1)dissociação sal em solução irreversível reação (grau de dissociação, ou 100%);
2) na verdade , ou seja interação de íons de sal com água reversível reação (grau de hidrólise ˂ 1, ou 100%)
As equações da 1ª e 2ª etapas - a primeira delas é irreversível, a segunda é reversível - não podem ser somadas!
Observe que os sais formados por cátions álcalis e ânions Forte os ácidos não sofrem hidrólise, apenas se dissociam quando dissolvidos em água. Em soluções dos sais KCl, NaNO 3 , NaSO 4 e BaI, o meio neutro.
Em caso de interação ânions sal dissolvido com água o processo é chamado hidrólise do sal no ânion.
1) KNO 2 = K + + NO 2 - (dissociação)
2) NO 2 - + H 2 O ↔ HNO 2 + OH - (hidrólise)
A dissociação do sal KNO 2 ocorre completamente, a hidrólise do ânion NO 2 - em uma extensão muito pequena (para uma solução de 0,1 M - em 0,0014%), mas isso acaba sendo suficiente para que a solução se torne alcalino(entre os produtos da hidrólise existe um íon OH -), nele p H = 8,14.
Os ânions sofrem apenas hidrólise fracoácidos (em este exemplo- íon nitrito NO 2, correspondente ao ácido nitroso fraco HNO 2). O ânion de um ácido fraco atrai para si o cátion hidrogênio presente na água e forma uma molécula desse ácido, enquanto o íon hidróxido permanece livre:
NO 2 - + H 2 O (H +, OH -) ↔ HNO 2 + OH -
Exemplos:
a) NaClO \u003d Na + + ClO -
ClO - + H 2 O ↔ HClO + OH -
b) LiCN = Li + + CN -
CN - + H 2 O ↔ HCN + OH -
c) Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
d) K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
PO 4 3- + H 2 O ↔ HPO 4 2- + OH -
e) BaS = Ba 2+ + S 2-
S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH -
Observe que nos exemplos (c-e) você não pode aumentar o número de moléculas de água e, em vez de hidroânions (HCO 3, HPO 4, HS), escreva as fórmulas dos ácidos correspondentes (H 2 CO 3, H 3 PO 4, H 2 S ). A hidrólise é uma reação reversível e não pode prosseguir “até o fim” (antes da formação de um ácido).
Se um ácido instável como H 2 CO 3 fosse formado em uma solução de seu sal NaCO 3, o CO 2 seria liberado da solução gasosa (H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O). Porém, quando o refrigerante é dissolvido em água, forma-se uma solução transparente sem liberação de gás, o que evidencia a incompletude da hidrólise do ânion com o aparecimento na solução de apenas hidrânions de ácido carbônico HCO 3 -.
O grau de hidrólise do sal pelo ânion depende do grau de dissociação do produto da hidrólise, o ácido. Quanto mais fraco o ácido, maior o grau de hidrólise. Por exemplo, os íons CO 3 2-, PO 4 3- e S 2- sofrem hidrólise em maior extensão do que o íon NO 2, uma vez que a dissociação de H 2 CO 3 e H 2 S no 2º estágio, e H 3 PO 4 em A 3ª etapa ocorre muito menos do que a dissociação do ácido HNO 2 . Portanto, soluções, por exemplo, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 e BaS serão altamente alcalino(o que é fácil de verificar pela ensaboação do refrigerante ao toque) .
Um excesso de íons OH em uma solução é fácil de detectar com um indicador ou medir com instrumentos especiais (medidores de pH).
Se em uma solução concentrada de um sal fortemente hidrolisado pelo ânion,
por exemplo, Na 2 CO 3, adicione alumínio, então o último (devido ao anfoterismo) reagirá com o álcali e a evolução do hidrogênio será observada. Esta é uma evidência adicional de hidrólise, porque não adicionamos NaOH alcalino à solução de refrigerante!
Pagar Atenção especial em sais de ácidos de força média - ortofosfórico e sulfuroso. No primeiro estágio, esses ácidos se dissociam muito bem, de modo que seus sais ácidos não sofrem hidrólise, e o ambiente da solução desses sais é ácido (devido à presença de um cátion de hidrogênio na composição do sal). E os sais médios são hidrolisados pelo ânion - o meio é alcalino. Assim, hidrossulfitos, hidrofosfatos e dihidrofosfatos não são hidrolisados pelo ânion, o meio é ácido. Sulfitos e fosfatos são hidrolisados pelo ânion, o ambiente é alcalino.
No caso da interação de um cátion de um sal dissolvido com água, o processo é denominado
hidrólise do sal no cátion
1) Ni(NO 3) 2 = Ni 2+ + 2NO 3 - (dissociação)
2) Ni 2+ + H 2 O ↔ NiOH + + H + (hidrólise)
A dissociação do sal Ni (NO 3) 2 ocorre completamente, a hidrólise do cátion Ni 2+ - em uma extensão muito pequena (para uma solução de 0,1 M - em 0,001%), mas isso é suficiente para o meio se tornar ácido (entre os produtos da hidrólise existe um íon H+).
Somente os cátions de hidróxidos básicos e anfóteros pouco solúveis e o cátion amônio sofrem hidrólise. NH4+. O cátion metálico separa o íon hidróxido da molécula de água e libera o cátion hidrogênio H + .
O cátion amônio, como resultado da hidrólise, forma uma base fraca - hidrato de amônia e um cátion hidrogênio:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 H 2 O + H +
Observe que você não pode aumentar o número de moléculas de água e, em vez de hidroxocátions (por exemplo, NiOH +), escreva fórmulas de hidróxido (por exemplo, Ni (OH) 2). Se hidróxidos fossem formados, precipitados cairiam das soluções salinas, o que não é observado (esses sais formam soluções transparentes).
Um excesso de cátions de hidrogênio é fácil de detectar com um indicador ou medir com instrumentos especiais. Magnésio ou zinco é introduzido em uma solução concentrada de um sal altamente hidrolisado pelo cátion, então este último reage com o ácido com a liberação de hidrogênio.
Se o sal for insolúvel, não há hidrólise, porque os íons não interagem com a água.
hidróliseA hidrólise é a reação de troca de um sal com água ( solvólise com água Nesse caso, a substância original é destruída pela água, com a formação de novas substâncias.
Como a hidrólise é uma reação de troca iônica, força motrizé a formação de um eletrólito fraco (precipitação e/ou evolução de gás). É importante lembrar que a reação de hidrólise é uma reação reversível (na maioria dos casos), mas também há uma hidrólise irreversível (vai até o fim, não haverá substância inicial na solução). A hidrólise é um processo endotérmico (com o aumento da temperatura, tanto a taxa de hidrólise quanto o rendimento dos produtos da hidrólise aumentam).
Como pode ser visto pela definição de que a hidrólise é uma reação de troca, pode-se supor que um grupo OH vai para o metal (+ um possível resíduo ácido se for formado um sal básico (durante a hidrólise de um sal formado por um ácido forte e uma base poliácida fraca)), e ao resíduo ácido há um próton hidrogênio H + (+ um possível íon metálico e um íon hidrogênio, com a formação de um sal ácido, se um sal formado por um ácido polibásico fraco for hidrolisado )).
Existem 4 tipos de hidrólise:
1. Sal formado por uma base forte e um ácido forte. Como já foi mencionado acima, a hidrólise é uma reação de troca iônica e ocorre apenas no caso da formação de um eletrólito fraco. Conforme descrito acima, um grupo OH vai para o metal e um próton de hidrogênio H + vai para o resíduo ácido, mas nem uma base forte nem um ácido forte são eletrólitos fracos, portanto a hidrólise não ocorre neste caso:
NaCl+HOH≠NaOH+HCl
A reação do meio é quase neutra: pH≈7
2. O sal é formado por uma base fraca e um ácido forte. Como afirmado acima: um grupo OH vai para o metal e um próton de hidrogênio H + vai para o resíduo ácido. Por exemplo:
NH4Cl+HOH↔NH4OH+HCl
NH 4 + +Cl - +HOH↔NH 4 OH+H + +Cl -
NH 4 + +HOH↔NH 4 OH+H +
Como pode ser visto no exemplo, a hidrólise ocorre ao longo do cátion, a reação do meio é pH ácido < 7.При написании уравнений гидролиза для солей, образованных сильной кислотой и слабым многокислотным основанием, то в правой части следует писать основную соль, так как гидролиз идёт только по первой ступени:
FeCl2 + HOH ↔ FeOHCl + HCl
Fe 2+ +2Cl - +HOH↔FeO + +H + +2Cl -
Fe 2+ + HOH ↔ FeOH + + H +
3. O sal é formado por um ácido fraco e uma base forte. Como mencionado acima: um grupo OH vai para o metal, e um próton de hidrogênio H + vai para o resíduo ácido. Por exemplo:
CH 3 COONa+HOH↔NaOH+CH 3 COOH
СH 3 COO - +Na + +HOH↔Na + +CH 3 COOH+OH -
СH 3 COO - +HOH↔+CH 3 COOH+OH -
A hidrólise prossegue ao longo do ânion, a reação do meio é alcalina, pH > 7. Ao escrever as equações para a hidrólise de um sal formado por um ácido polibásico fraco e uma base forte, a formação de um sal ácido deve ser escrita no lado direito, a hidrólise ocorre em 1 etapa. Por exemplo:
Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3
2Na + +CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +2Na + +OH -
CO 3 2- +HOH↔HCO 3 - +OH -
4. O sal é formado por uma base fraca e um ácido fraco. Este é o único caso em que a hidrólise vai até o fim, é irreversível (até que o sal inicial seja totalmente consumido). Por exemplo:
CH 3 COONH 4 +HOH↔NH 4 OH+CH 3 COOH
Este é o único caso em que a hidrólise vai até o fim. A hidrólise ocorre tanto no ânion quanto no cátion; é difícil prever a reação do meio, mas é próxima do neutro: pH ≈ 7.
Existe também uma constante de hidrólise, considere-a usando o exemplo de um íon acetato, denotando-a Ac- . Como pode ser visto nos exemplos acima, o ácido acético (etanóico) é um ácido fraco e, portanto, seus sais são hidrolisados de acordo com o esquema:
Ac - +HOH↔HAc+OH -
Vamos encontrar a constante de equilíbrio para este sistema:
sabendo produto iônico da água, podemos expressar a concentração através dele [ OH] - ,
Substituindo esta expressão na equação para a constante de hidrólise, obtemos:
Substituindo a constante de ionização da água na equação, obtemos:
Mas a constante dissociação do ácido (no exemplo do ácido clorídrico) é igual a:
Onde está um próton de hidrogênio hidratado: . Da mesma forma para o ácido acético, como no exemplo. Substituindo o valor da constante de dissociação do ácido na equação da constante de hidrólise, obtemos:
Como segue do exemplo, se o sal for formado por uma base fraca, o denominador conterá a constante de dissociação da base, calculada na mesma base que a constante de dissociação do ácido. Se o sal for formado por uma base fraca e um ácido fraco, o denominador será o produto das constantes de dissociação do ácido e da base.
grau de hidrólise.
Existe ainda outro valor que caracteriza a hidrólise - o grau de hidrólise -α. Que é igual a a relação entre a quantidade (concentração) de sal que sofre hidrólise e a quantidade total (concentração) de sal dissolvidoO grau de hidrólise depende da concentração de sal, a temperatura da solução. Aumenta com a diluição da solução salina e com o aumento da temperatura da solução. Lembre-se que quanto mais diluída a solução, menor a concentração molar do sal original; e o grau de hidrólise aumenta com o aumento da temperatura, uma vez que a hidrólise é um processo endotérmico, conforme mencionado acima.
O grau de hidrólise do sal é tanto maior quanto mais fraco for o ácido ou a base que o forma. Como segue da equação para o grau de hidrólise e tipos de hidrólise: com hidrólise irreversívelα≈1.
O grau de hidrólise e a constante de hidrólise estão interligados através da equação de Ostwald (Wilhelm Friedrich Ostwald-sdiluição akon Ostwald, criado em 1888ano).A lei da diluição mostra que o grau de dissociação do eletrólito depende de sua concentração e constante de dissociação. Vamos tomar a concentração inicial da substância comoC 0 , e a parte dissociada da substância - porγ, lembre-se do esquema de dissociação de uma substância em solução:
AB↔A + +B -
Então a lei de Ostwald pode ser expressa da seguinte forma:
Lembre-se de que a equação contém as concentrações no momento do equilíbrio. Mas se a substância estiver ligeiramente dissociada, então (1-γ) → 1, o que traz a equação de Ostwald para a forma: Kd \u003d γ 2 C 0.
O grau de hidrólise está similarmente relacionado com a sua constante:
Na grande maioria dos casos, esta fórmula é usada. Mas se necessário, você pode expressar o grau de hidrólise através da seguinte fórmula:
Casos especiais de hidrólise:
1) Hidrólise de hidretos (compostos de hidrogênio com elementos (aqui consideraremos apenas metais dos grupos 1 e 2 e metam), onde o hidrogênio exibe um estado de oxidação de -1):
NaH+HOH→NaOH+H 2
CaH 2 + 2HOH → Ca (OH) 2 + 2H 2
CH 4 +HOH→CO+3H 2
A reação com o metano é um dos métodos industriais para a produção de hidrogênio.
2) Hidrólise de peróxidos.Peróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos são decompostos pela água, com a formação do hidróxido correspondente e peróxido de hidrogênio (ou oxigênio):
Na 2 O 2 +2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2
Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + O 2
3) Hidrólise de nitretos.
Ca 3 N 2 + 6HOH → 3Ca (OH) 2 + 2NH 3
4) Hidrólise de fosfetos.
K 3 P+3HOH→3KOH+PH 3
gás escapando PH 3 -fosfina, muito venenosa, marcante sistema nervoso. Também é capaz de combustão espontânea em contato com o oxigênio. Você já andou por um pântano à noite ou passou por cemitérios? Vimos rajadas raras de luzes - "luzes errantes", aparecem como queimaduras de fosfina.
5) Hidrólise de carbonetos. Aqui estão duas reações tendo uso pratico, pois com a ajuda deles são obtidos 1 membros da série homóloga de alcanos (reação 1) e alcinos (reação 2):
Al 4 C 3 +12 HOH →4 Al (OH) 3 +3CH 4 (reação 1)
CaC2 +2 HOH →Ca(OH) 2 +2C 2 H 2 (reação 2, o produto é acileno, de acordo com UPA Com ethyn)
6) Hidrólise de silicietos. Como resultado desta reação, forma-se 1 representante da série homóloga de silanos (são 8 no total) SiH 4 é um hidreto covalente monomérico.
Mg 2 Si + 4HOH → 2Mg (OH) 2 + SiH 4
7) Hidrólise de haletos de fósforo. Os cloretos de fósforo 3 e 5, que são cloretos ácidos dos ácidos fosfórico e fosfórico, respectivamente, serão considerados aqui:
PCl 3 + 3H 2 O \u003d H 3 PO 3 + 3HCl
PCl 5 + 4H 2 O \u003d H 3 PO 4 + 5HCl
8) Hidrólise de substâncias orgânicas. As gorduras são hidrolisadas, com a formação de glicerol (C 3 H 5 (OH) 3) e ácido carboxílico (um exemplo de ácido carboxílico limitante) (C n H (2n + 1) COOH)
Ésteres:
CH 3 COOCH 3 + H 2 O↔CH 3 COOH + CH 3 OH
Álcool:
C 2 H 5 ONa+H 2 O↔C 2 H 5 OH+NaOH
Organismos vivos realizam a hidrólise de várias substâncias orgânicas no decorrer de reações catabolismo com a participação enzimas. Por exemplo, durante a hidrólise com a participação de enzimas digestivas proteínas são quebradas em aminoácidos, gorduras em glicerol e ácidos graxos, polissacarídeos em monossacarídeos (por exemplo, em glicose).
Quando as gorduras são hidrolisadas na presença de álcalis, sabão; hidrólise de gorduras na presença catalisadores aplicado para obter glicina e ácidos graxos.
Tarefas
1) O grau de dissociação a do ácido acético em uma solução 0,1 M a 18 ° C é 1,4 10 -2. Calcule a constante de dissociação do ácido K d. (Dica - use a equação de Ostwald.)
2) Que massa de hidreto de cálcio deve ser dissolvida em água para reduzir o gás liberado a ferro 6,96 g de óxido de ferro ( II, III)?
3) Escreva a equação para a reação Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 CO 3 + H 2 O
4) Calcule o grau, a constante de hidrólise do sal Na 2 SO 3 para a concentração Cm = 0,03 M, levando em consideração apenas a 1ª etapa da hidrólise. (A constante de dissociação do ácido sulfuroso é considerada igual a 6,3∙10 -8)
Soluções:
a) Substitua esses problemas na lei de diluição de Ostwald:
b) K d \u003d [C] \u003d (1,4 10 -2) 0,1 / (1 - 0,014) \u003d 1,99 10 -5
Responda. Kd \u003d 1,99 10 -5.
c) Fe 3 O 4 + 4H 2 → 4H 2 O + 3Fe
CaH 2 +HOH→Ca(OH) 2 +2H 2
Encontramos o número de moles de óxido de ferro (II, III), é igual à razão entre a massa de uma determinada substância e sua massa molar, obtemos 0,03 (mol). De acordo com o UCR, descobrimos que as moles de hidreto de cálcio são 0,06 (mol). Portanto, a massa de hidreto de cálcio é 2,52 (gramas).
Responda: 2,52 (gramas).
d) Fe 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 3СO2 + 2Fe (OH) 3 ↓ + 3Na 2 SO 4
e) O sulfito de sódio sofre hidrólise aniônica, a reação do meio de solução salina é alcalina (pH > 7):
SO 3 2- + H 2 O<-->OH - + HSO 3 -
A constante de hidrólise (veja a equação acima) é: 10 -14 / 6,3 * 10 -8 \u003d 1,58 * 10 -7
O grau de hidrólise é calculado pela fórmula α 2 /(1 - α) = K h /C 0 .
Então, α \u003d (K h / C 0) 1/2 \u003d (1,58 * 10 -7 / 0,03) 1/2 \u003d 2,3 * 10 -3
Responda: K h \u003d 1,58 * 10 -7; α \u003d 2,3 * 10 -3
Editor: Kharlamova Galina Nikolaevna
