Hydroliza soli

Hydroliza soli

Hydroliza soli to reakcja chemiczna, która zachodzi po dysocjacji elektrolitycznej soli w wodzie. W wyniku tej reakcji wiele roztworów soli nie ma obojętnego pH, lecz są kwasowe lub zasadowe. Jony powstające z dysocjacji soli mogą reagować z wodą, działając jak kwasy i zasady zgodnie z teorią Lewisa i Arrheniusa. Hydroliza nie zachodzi w przypadku soli mocnego kwasu i mocnej zasady oraz soli nierozpuszczalnych w wodzie.

Sól mocnego kwasu i słabej zasady

Przykładem soli mocnego kwasu i słabej zasady jest chlorek amonowy (NH₄Cl). Kation amonowy reaguje z wodą, tworząc amoniak (NH₃) i jony hydroniowe (H₃O⁺):

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

Stała równowagi tej reakcji odpowiada stałej dysocjacji kwasowej jonu amonowego:

K_h,NH₄Cl = K_a,NH₄⁺ = K_w / K_b,NH₃

W praktyce, zgodnie z prawem Ostwalda, można zapisać:

K_h = α_h² C_soli / (1 – α)

• [H₃O⁺] = [NH₃] = α_h C_soli
• K_w – iloczyn jonowy wody
• K_a, K_b – stałe dysocjacji kwasowej i zasadowej

Sól słabego kwasu i mocnej zasady

Dla soli słabego kwasu i mocnej zasady, takiej jak octan sodu (CH₃COONa), anion octanowy reaguje z wodą, tworząc kwas octowy (CH₃COOH) i anion wodorotlenowy (OH⁻):

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

Stała równowagi hydrolizy jest równa stałej dysocjacji zasadowej jonu octanowego:

K_h,CH₃COONa = K_{b,CH₃COO⁻} = K_w / K_a,CH₃COOH

Zgodnie z prawem Ostwalda, zapisujemy:

K_h = α_h² C_soli / (1 – α)

• [OH⁻] = [CH₃COOH] = α_h C_soli

Sól słabej zasady i słabego kwasu

W przypadku soli, która jest jednocześnie słabą zasadą i słabym kwasem, równania hydrolizy stają się bardziej skomplikowane, ponieważ powstające jony działają jako słabe kwasy i zasady Lewisa, co skutkuje brakiem spełnienia prawa rozcieńczeń Ostwalda.