Exemplum Quaestionum Disputatoriarum de Hydrolysi Salis
Hydrolysis salina est phaenomenon chemicum quo salis reactio cum aqua involvitur, acidum vel basim ut productum secundarium producens. Hic processus saepe est res magni momenti in lectionibus chemiae, quia intellegere hydrolysis salinam potest perspicientiam fundamentalem in proprietates solutionum praebere et auxilium in determinando pH solutionum. In hoc articulo, exempla problematum et solutiones eorum ad hydrolysis salinam pertinentium tractabimus.
Notiones Fundamentales Hydrolysis Salis
Hydrolysis salium fit cum sal in aqua decomponitur et iones eius cum moleculis aquae reagunt ad acidum vel basim producendum. Non omnia salia in aqua hydrolyzantur; quaedam sunt neutra, id est, pH solutionis non mutant. Attamen, quaedam salia solutiones acidas vel basicas producere possunt, secundum fontem acidi et basis quae salem formaverunt.
Ad hunc mechanismum intelligendum, interest scire:
– Sales acidorum fortium et basium fortium (velut NaCl) plerumque hydrolysim non subeunt et solutio neutralis manet.
Sales acidorum infirmorum et basium fortium (velut CH3COONa) plerumque solutiones basicas gignunt.
Sales acidorum fortium et basium infirmarum (velut NH4Cl) solutiones acida plerumque producunt.
– Sales acidorum infirmorum et basium infirmarum cum aqua reagere et pH finale determinare possunt, pro viribus relativis acidi et basis.
Exempla Quaestionum et Disputationis
Quaestio 1: Hydrolysis Kalii Acetas (CH3COOK)
Quaestio:
Utrum solutio acetatis kalii (CH3COOK) acida, basica, an neutra sit? Reactionem hydrolysis quae fit scribe et pH solutionis determina.
Disputatio:
Acetas kalii (CH3COOK) est sal acidi debilis (acidi acetici, CH3COOH) et basis fortis (hydroxidi kalii, KOH). Ex hoc concludere possumus solutionem CH3COOK probabiliter basicam esse, quia ion acetatum (CH3COO⁻) in aqua hydrolyzari potest.
Reactio est ut sequitur:
\[ CH_3COO^- + H_2O \dextraleftharpoons CH_3COOH + OH^- \]
Iones acetati (CH3COO⁻) protones (H⁺) ex aqua (H⁻O) accipiunt ut acidum aceticum (CH3COOH) et iones hydroxidi (OH⁻) forment. Praesentia ionum hydroxidi (OH⁻) in solutione eam basicam facit.
Ad pH determinandum, concentrationem ionum OH⁻ requirimus. Exempli gratia, solutionem CH⁻COOK 0,1 M habemus et constans ionizationis acidi acetici (Ka) est 1,8 × 10⁻⁵.
Gradus suscepti sunt:
1. Adhibendo constantem basis (Kb) pro ione CH3COO⁻:
K_b = K_w/K_a = 10-14/1,8 × 10-5 = 5,56 × 10-10
2. Iones CH3COO⁻ in solutione dissocia:
K_b = \frac{[CH_3COOH][OH^-]}{[CH_3COO^-]}
Sit gradus dissociationis 'x':
5,56 × 10⁻¹ = x² (0,1 - x)
Neglecta parva \(x\) in denominatore, simplificare possumus:
[x^² circiter 5,56 × 10^{-11}] Sagitta dextra x = \sqrt{5,56 × 10^{-11}} = 7,45 × 10^{-6}]
Concentratio OH⁻:
\[ [OH^-] = 7,45 × 10^{-6} \]
pOH solutionis:
pOH = -log [OH-] = -log (7,45 × 10-6) circiter 5,13
Relatione inter pH et pOH utendo:
\[ pH = 14 – pOH = 14 – 5,13 = 8,87 \]
Ergo, solutio CH3COOK est basica cum pH circiter 8,87.
Quaestio II: Hydrolysis Ammonii Chloridi (NH4Cl)
Quaestio:
Estne solutio ammonii chloridi (NH4Cl) acida, basica, an neutra? Reactionem hydrolysis quae fit scribe et pH solutionis determina.
Disputatio:
Ammonii chloridum (NH4Cl) est sal acidi fortis (HCl) et basis debilis (NH3). Ex hoc concludere possumus solutionem acidam esse quia ion ammonii (NH4⁺) in aqua hydrolyzari potest.
Reactio est ut sequitur:
\[ NH_4^+ + H_2O \dextra/sinistra harpoones NH_3 + H_3O^+ \]
Iones ammonii (NH4⁺) protones (H⁺) moleculis aquae (H2O) donant ut ammoniam (NH3) et iones hydronii (H3O⁺) forment. Praesentia ionum hydronii (H3O⁺) in hac solutione solutionem acidam esse facit.
Exempli gratia, solutionem NH4Cl 0,1 M habemus. Constans ionizationis basis (Kb) pro NH3 est 1,8 × 10⁻⁵.
Gradus suscepti sunt:
1. Adhibendo constantem acidi (Ka) pro ione NH4⁺:
K_a = K_w/K_b = 10-14/1,8 × 10-5 = 5,56 × 10-10
2. Iones NH4⁺ in solutione dissocia:
\[ K_a = \frac{[NH_3][H_3O^+]}{[NH_4^+]} \]
Sit gradus dissociationis 'x':
5,56 × 10⁻¹ = x² (0,1 - x)
Neglecta parva \(x\) in denominatore, simplificare possumus:
[x^² circiter 5,56 × 10^{-11}] Sagitta dextra x = \sqrt{5,56 × 10^{-11}} = 7,45 × 10^{-6}]
Concentratio H3O⁺:
\[ [H_3O^+] = 7,45 × 10^{-6} \]
pH solutionis:
pH = -log[H₃O⁺] = -log(7,45 × 10⁻⁶) circiter 5,13
Ergo, solutio NH4Cl acida est cum pH circiter 5,13.
In utroque exemplo supra, videmus quomodo genus hydrolyseos cognoscere adiuvare possit ad naturam solutionis determinandam. Applicando constantem aequilibrii ionizationis (Ka vel Kb) et paucas suppositiones simplices, haec problemata satis facile solvere possumus.
Haec disputatio de problematibus hydrolysis salium non solum artes analyticas in calculis mathematicis exercet, sed etiam intellectum notionum fundamentalium chemiae solutionum profundius auget. Intellegere quomodo iones variae originis protones vel acceptores moleculis aquae conferant, et quomodo hoc pH solutionis afficiat, fundamentale est ad perficiendas multas res provectiores in chemia.
