Sāļu hidrolīze — teorija. Ķīmija, 10. klase.

Sāļu hidrolīze

Daži sāļi maina vides pH vērtību. Indikatora krāsas maiņa un pH maiņa ir ķīmiskās reakcijas pazīme. Sāļu mijiedarbību ar ūdeni sauc par hidrolīzi.

Kādēļ daži sāļi ar ūdeni mijiedarbojas, bet daži ne?

Sāļi veidojas neitralizācijas reakcijās, reaģējot skābēm un bāzēm. Lai pētītu sāļu iedarbību ar ūdeni, tos iedala četrās kategorijās - atkarībā no skābes un bāzes stipruma, kas veido sāli.

Ūdens kā vājš elektrolīts daļēji disociē jonos. Ūdens molekulas disociācijas rezultātā veidojas vienāds daudzums

{OH}^{-}

H^{+}

jonu, tāpēc ūdenim ir vienādas skābes un bāzes īpašības - tas ir neitrāls.

Ja sāls veidots no stipras skābes anjona un stipras bāzes katjona, tad, šķīstot ūdenī, tas pilnībā disociē jonos. Ūdenī joni sev nepiesaista ne tur atrodošos

H^{+}

, ne

{OH}^{-}

jonus. Līdz ar to netiek izjaukta

{OH}^{-}

H^{+}

jonu attiecība ūdenī, hidrolīze nenotiek.

Piemērs:

Nātrija hlorīdu

NaCl

veido stipra bāze (nātrija hidroksīds

NaOH

) un stipra skābe (sālsskābe

HCl

). Nātrija hidroksīds ir stiprs elektrolīts (jo

α

= 0,9) un ūdenī pilnīgi disociē jonos.

NaCl \to {Na}^{+} + {Cl}^{-}

Nātrija joni

{Na}^{+}

un hlorīdjoni

{Cl}^{-}

H^{+}

{OH}^{-}

joniem neiedarbojas. Hidrolīze nenotiek un ūdens vides pH vērtība paliek neizmainīta - tuva neitrālai videi pH

\approx

7. Tātad var apgalvot, ka

NaCl

nehidrolizējas.

Vāju elektrolītu veidotie sāļi ūdens vidē disociē jonos tikai daļēji un mijiedarbojas ar

{OH}^{-}

vai

H^{+}

joniem. Līdz ar to tiek izjaukta

{OH}^{-}

H^{+}

jonu attiecība ūdenī, kas izraisa vides skābuma jeb pH izmaiņas.

Ja kāds no sāli veidojošiem elektrolītiem ir vājš elektrolīts, tad iespējamas trīs atšķirīgas ķīmiskās reakcijas.

Ja sāls veidots no stipras bāzes katjoniem un vājas skābes anjoniem, hidrolīzes rezultātā sāls šķīdumam ir sārmaina reakcija.

Piemērs:

Nātrija karbonāts

{Na}_{2} {CO}_{3}

, kas veidots no stipras bāzes (nātrija hidroksīds

NaOH

) un vājas skābes (ogļskābe

H_{2} {CO}_{3}

), ūdenī disociē:

{Na}_{2} {CO}_{3} \to 2 {Na}^{+} + {CO}_{3}^{2 -}

Karbonāta joni iedarbojas ar ūdeņraža joniem pakāpeniski, rodas hidrogēnkarbonātjons un šķīdumā veidojas

{OH}^{-}

jonu pārsvars.

2 {Na}^{+} + {CO}_{3}^{2 -} + H_{2} O \to {HCO}_{3}^{-} + {OH}^{-} + 2 {Na}^{+}

Ja sāls veidots no vājas bāzes katjoniem un stipras skābes anjoniem, hidrolīzes rezultātā sāls šķīdumam ir skāba reakcija.

Piemērs:

Alumīnija hlorīds

Al {Cl}_{3}

, kas veidots no vājas bāzes (alumīnija hidroksīds

Al {(OH)}_{3}

) un stipras skābes (sālsskābe

HCl

), ūdenī disociē.

Al {Cl}_{3} \to {Al}^{3 +} + 3 {Cl}^{-}

Alumīnija joni iedarbojas ar hidroksīdjoniem un rodas alumīnija hidroksīdjons. Šķīdumā veidojas

H^{+}

jonu pārsvars.

{Al}^{3 +} + 3 {Cl}^{-} + H_{2} O \to Al {OH}^{2 +} + H^{+} + 3 {Cl}^{-}

Ja sāls veidots no vājas bāzes un vājas skābes, hidrolīzes rezultātā rodas jauni savienojumi.

Piemērs:

Alumīnija sulfīdu

{Al}_{2} S_{3}

veido vāja bāze (alumīnija hidroksīds

Al {(OH)}_{3}

) un vāja skābe (sērūdeņražskābe

H_{2} S

Alumīnija sulfīda

{Al}_{2} S_{3}

joni, sastopoties ar ūdens molekulām, nekavējoties veido gala produktus. Arī neliela ūdens daudzuma klātbūtnē alumīnija sulfīda

{Al}_{2} S_{3}

jonu kristālrežģis noārdās.

{Al}_{2} S_{3} + 6 H_{2} O \to 2 Al {(OH)}_{3} ↓ + 3 H_{2} S ↑

Hidrolīze ir pilnīga un norit līdz galam.

Līdzīgas īpašības novērojamas arī citiem sāļiem, kas veidoti no vājas bāzes katjoniem un vājas skābes anjoniem, piemēram,

{Al}_{2} {({CO}_{3})}_{3}, {Fe}_{2} {({CO}_{3})}_{3}, {Cr}_{2} {({CO}_{3})}_{3}, {Cr}_{2} S_{3}

. Lai norādītu, ka šie sāļi ūdens šķīdumos nepastāv, šķīdības tabulās lieto speciālus apzīmējumus.

Svarīgi!

Sāļu hidrolīze jeb sāļu mijiedarbība ar ūdeni var izraisīt vides skābuma izmaiņas, jo mainās

H^{+}

{OH}^{-}

jonu attiecība ūdens šķīdumā.

Apkopojot apskatītos piemērus, var secināt, ka atkarībā no sāli veidojušās bāzes un skābes stipruma hidrolīze norisinās šādi:

Iepriekšējā teorija

Atgriezties tēmā

Nākamā teorija

Nosūtīt atsauksmi

Atradi kļūdu?

Sūti mums ziņu!

4. Sāļu hidrolīze

Teorija