Најважније из лекције
Хидролиза соли: Реакција јона соли са водом којој подлежу само јони који потичу од слабих електролита (слабих киселина или слабих база).
• Јака база + Јака киселина: Не хидролизују; нормалне соли су неутралне (\(\text{NaCl}\), \(\text{KNO}_3\)).
• Јака база + Слаба киселина: Хидролизује анјон \(\rightarrow\) базна средина (\(\text{NaCN}\), \(\text{CH}_3\text{COONa}\), \(\text{NaHCO}_3\)).
• Слаба база + Јака киселина: Хидролизује катјон \(\rightarrow\) кисела средина (\(\text{NH}_4\text{Cl}\), \(\text{FeCl}_3\)).
• Слаба база + Слаба киселина: Хидролизују оба јона; средина зависи од односа \(K_a\) и \(K_b\) (нпр. за \(\text{NH}_4\text{CN}\) је \(K_b > K_a \rightarrow\) базна).
• Киселе соли: \(\text{NaHSO}_4\) је кисео због дисоцијације, док је \(\text{NaHCO}_3\) базан због хидролизе.
• Јака база + Јака киселина: Не хидролизују; нормалне соли су неутралне (\(\text{NaCl}\), \(\text{KNO}_3\)).
• Јака база + Слаба киселина: Хидролизује анјон \(\rightarrow\) базна средина (\(\text{NaCN}\), \(\text{CH}_3\text{COONa}\), \(\text{NaHCO}_3\)).
• Слаба база + Јака киселина: Хидролизује катјон \(\rightarrow\) кисела средина (\(\text{NH}_4\text{Cl}\), \(\text{FeCl}_3\)).
• Слаба база + Слаба киселина: Хидролизују оба јона; средина зависи од односа \(K_a\) и \(K_b\) (нпр. за \(\text{NH}_4\text{CN}\) је \(K_b > K_a \rightarrow\) базна).
• Киселе соли: \(\text{NaHSO}_4\) је кисео због дисоцијације, док је \(\text{NaHCO}_3\) базан због хидролизе.
Хидролиза соли је хемијска реакција јона соли (анјона слабе киселине и/или катјона слабе базе) са молекулима воде, при чему се ремети равнотежа концентрација хидронијум- и хидроксидних јона у води.
\[ \text{H}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^- \quad ([\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{OH}^-] = 1 \cdot 10^{-7} \text{ mol/dm}^3) \]
У чистој води средина је неутрална јер су концентрације јона једнаке. Хидролизом се та равнотежа помера.
Јони који потичу од јаких база и јаких киселина не реагују са водом и не подлежу хидролизи.
Да ли јони натријума (\(\text{Na}^+\)) и хлорида (\(\text{Cl}^-\)) подлежу хидролизи у воденом раствору?
Не. Јон \(\text{Na}^+\) потиче од јаке базе (\(\text{NaOH}\)), а јон \(\text{Cl}^-\) од јаке киселине (\(\text{HCl}\)), па ниједан од њих не реагује са молекулима воде.
Водени раствори соли јаких база и слабих киселина реагују базно (\(\text{pH} > 7\)) услед хидролизе анјона.
Анјон слабе киселине понаша се као конјугована база и одузима протон (\(\text{H}^+\)) од молекула воде, чиме се у раствору повећава концентрација \(\text{OH}^-\) јона.
Пример растварања натријум-цијанида (\(\text{NaCN}\)):
1. Електролитичка дисоцијација: \[ \text{NaCN} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{Na}^+ + \text{CN}^- \] 2. Хидролиза анјона: \[ \text{CN}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCN} + \text{OH}^- \] Укупан молекулски облик: \[ \text{NaCN} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NaOH} + \text{HCN} \]
1. Електролитичка дисоцијација: \[ \text{NaCN} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{Na}^+ + \text{CN}^- \] 2. Хидролиза анјона: \[ \text{CN}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCN} + \text{OH}^- \] Укупан молекулски облик: \[ \text{NaCN} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NaOH} + \text{HCN} \]
Напишите јонску једначину хидролизе калијум-ацетата (\(\text{CH}_3\text{COOK}\)) и одредите природу раствора.
Дисоцијација: \(\text{CH}_3\text{COOK} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{K}^+ + \text{CH}_3\text{COO}^-\)
Јонска једначина хидролизе: \[ \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \] Одговор: Раствор реагује базно због насталих \(\text{OH}^-\) јона.
Јонска једначина хидролизе: \[ \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \] Одговор: Раствор реагује базно због насталих \(\text{OH}^-\) јона.
Водени раствори соли слабих база и јаких киселина реагују кисело (\(\text{pH} < 7\)) услед хидролизе катјона.
Катјон слабе базе предаје протон (\(\text{H}^+\)) молекулу воде, чиме настају хидронијум-јони (\(\text{H}_3\text{O}^+\)).
Пример растварања амонијум-хлорида (\(\text{NH}_4\text{Cl}\)):
1. Електролитичка дисоцијација: \[ \text{NH}_4\text{Cl} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^- \] 2. Хидролиза катјона: \[ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ \]
1. Електролитичка дисоцијација: \[ \text{NH}_4\text{Cl} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{NH}_4^+ + \text{Cl}^- \] 2. Хидролиза катјона: \[ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ \]
Објасните зашто водени раствор амонијум-нитрата (\(\text{NH}_4\text{NO}_3\)) мења боју плавог лакмус папира у црвену.
\(\text{NH}_4\text{NO}_3\) је со слабе базе (\(\text{NH}_3\)) и јаке киселине (\(\text{HNO}_3\)). Амонијум-јон хидролизује стварајући вишак \(\text{H}_3\text{O}^+\) јона:
\[ \text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+ \]
Раствор је кисео, те зато плави лакмус папир мења боју у црвену.
Код ових соли и катјон и анјон ступају у реакцију са водом (хидролизују оба јона). Средина воденог раствора зависи од вредности константе дисоцијације киселине (\(K_a\)) и базе (\(K_b\)):
| Однос константи | Реакција раствора | Пример |
|---|---|---|
| \(K_a > K_b\) | Кисела средина (\(\text{pH} < 7\)) | \(\text{NH}_4\text{F}\) |
| \(K_b > K_a\) | Базна средина (\(\text{pH} > 7\)) | \(\text{NH}_4\text{CN}\) (\(K_b = 1{,}8 \cdot 10^{-5} > K_a = 6{,}2 \cdot 10^{-10}\)) |
| \(K_a \approx K_b\) | Неутрална средина (\(\text{pH} \approx 7\)) | \(\text{CH}_3\text{COONH}_4\) |
Водени раствор амонијум-цијанида (\(\text{NH}_4\text{CN}\)) је базан. Зашто?
Константа дисоцијације амонијака износи \(K_b = 1{,}8 \cdot 10^{-5}\text{ mol/dm}^3\), а цијановодоничне киселине \(K_a = 6{,}2 \cdot 10^{-10}\text{ mol/dm}^3\). Како је \(K_b > K_a\), базна својства конјуговане базе су израженија од киселих својстава конјуговане киселине, па је раствор базан.
Соли настале од јаких база и јаких киселина не хидролизују у води, већ само електролитички дисосују.
Карактер раствора зависи од тога да ли је реч о нормалној, киселој или базној соли:
- Нормална со: раствор је неутралан (\(\text{pH} = 7\)). \[ \text{Na}_2\text{SO}_4 \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} 2\text{Na}^+ + \text{SO}_4^{2-} \]
- Кисела со јаке киселине: раствор је кисео услед даље електролитичке дисоцијације хидроген-анјона: \[ \text{NaHSO}_4 \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{Na}^+ + \text{HSO}_4^- \] \[ \text{HSO}_4^- \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} \]
- Базна со јаке базе: раствор је базан услед дисоцијације хидрокси-катјона: \[ \text{BaOHNO}_3 \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{BaOH}^+ + \text{NO}_3^- \] \[ \text{BaOH}^+ \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{Ba}^{2+} + \text{OH}^- \]
\(\text{NaHSO}_4\) vs \(\text{NaHCO}_3\):
• Водени раствор \(\text{NaHSO}_4\) је кисео услед дисоцијације \(\text{HSO}_4^-\) јона (јер потиче од јаке киселине).
• Водени раствор \(\text{NaHCO}_3\) је базан услед хидролизе \(\text{HCO}_3^-\) јона (\(\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^-\)), јер потиче од слабе киселине.
• Водени раствор \(\text{NaHSO}_4\) је кисео услед дисоцијације \(\text{HSO}_4^-\) јона (јер потиче од јаке киселине).
• Водени раствор \(\text{NaHCO}_3\) је базан услед хидролизе \(\text{HCO}_3^-\) јона (\(\text{HCO}_3^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{CO}_3 + \text{OH}^-\)), јер потиче од слабе киселине.
Задаци за вежбање
Лаки ниво: Одредити каква је средина (кисела, базна или неутрална) у воденом раствору следећих нормалних соли: \(\text{KCl}\), \(\text{Na}_2\text{CO}_3\), \(\text{NH}_4\text{Cl}\).
- \(\text{KCl}\) – со јаке базе (\(\text{KOH}\)) и јаке киселине (\(\text{HCl}\)) \(\rightarrow\) неутрална средина (\(\text{pH} = 7\)).
- \(\text{Na}_2\text{CO}_3\) – со јаке базе (\(\text{NaOH}\)) и слабе киселине (\(\text{H}_2\text{CO}_3\)) \(\rightarrow\) базна средина (\(\text{pH} > 7\)).
- \(\text{NH}_4\text{Cl}\) – со слабе базе (\(\text{NH}_3\)) и јаке киселине (\(\text{HCl}\)) \(\rightarrow\) кисела средина (\(\text{pH} < 7\)).
Средњи ниво: Написати једначине електролитичке дисоцијације и хидролизе у јонском облику за калијум-сулфид (\(\text{K}_2\text{S}\)).
1. Електролитичка дисоцијација:
\[ \text{K}_2\text{S} \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} 2\text{K}^+ + \text{S}^{2-} \]
2. Реакција хидролизе (хидролизује само сулфидни јон који потиче од слабе \(\text{H}_2\text{S}\)):
\[ \text{S}^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HS}^- + \text{OH}^- \]
Раствор реагује базно.
Тежи ниво: Раствори соли \(\text{KHSO}_4\) и \(\text{KHS}\) су растворени у две различите епрувете са дестилованом водом.
а) Каква је средина у раствору сваке од соли?
б) Објасните процесе који одређују тип средине за обе соли одговарајућим једначинама.
а) Каква је средина у раствору сваке од соли?
б) Објасните процесе који одређују тип средине за обе соли одговарајућим једначинама.
а) Раствор \(\text{KHSO}_4\) је кисео, а раствор \(\text{KHS}\) је базан.
б) Образложење:
• Код \(\text{KHSO}_4\) (со јаке базе и јаке киселине) хидрогенсулфатни јон дисосује у води отпуштајући \(\text{H}^+\) јоне: \[ \text{HSO}_4^- \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} \implies \text{кисела средина} \] • Код \(\text{KHS}\) (со јаке базе и слабе киселине) хидрогенсулфидни јон подлеже хидролизи при чему везује \(\text{H}^+\) из воде и ствара \(\text{OH}^-\) јоне: \[ \text{HS}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{S} + \text{OH}^- \implies \text{базна средина} \]
б) Образложење:
• Код \(\text{KHSO}_4\) (со јаке базе и јаке киселине) хидрогенсулфатни јон дисосује у води отпуштајући \(\text{H}^+\) јоне: \[ \text{HSO}_4^- \xrightarrow{\text{H}_2\text{O}} \text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-} \implies \text{кисела средина} \] • Код \(\text{KHS}\) (со јаке базе и слабе киселине) хидрогенсулфидни јон подлеже хидролизи при чему везује \(\text{H}^+\) из воде и ствара \(\text{OH}^-\) јоне: \[ \text{HS}^- + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{S} + \text{OH}^- \implies \text{базна средина} \]
