Extras din laborator

1.INTRODUCERE

Hidroliza este una dintre cele mai utilizate reacţii în tehnologiile de procesare a compuşilor naturali: hidroliza bazică a grăsimilor şi obţinerea săpunului, hidroliza celulozei, hidroliza proteinelor etc. Toate reacţiile de hidroliză sunt reacţii de echilibru astfel încât pentru deplasarea acestuia în direcţia dorită este necesară cunoaşterea constantei de echilibru, adică a constantei de hidroliză. Întru-cât în urma hidrolizei se obţin specii ionice, conductivitatea mediului de reacţie creşte astfel încât devine posibil determinarea constantei de echilibru din măsurători de conductivitate.

Baza teoretică a acestei acestor determinări este prezentată mai jos:

La dizolvarea în apa a unei sări provenită dintr-un acid slab şi o bază tare sau acid tare şi bază slabă are loc o modificare a pH lui ca urmare a schimbului de protoni dintre moleculele apei şi cationul sau anionul sării. Aceste reacţii se numesc reacţii de hidroliză. Reacţiile de hidroliză sunt reacţii de echilibru conform ecuaţiilor (I) şi (II):

CH3COO- Na+ + HO H CH3COOH + Na+ + OH-

Expresia constantei de echilibru a reacţiei de hidroliză, conform legii echilibrului chimic, este următoarea:

se reaminteşte faptul că [HOH] este inclusă în K.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Din aceste doua exemple se observă că cei mai mulţi ioni negativi CH3COO- hidrolizează în apă producând soluţii în care [OH-]  [H+] şi în mod similar numeroşi ioni pozitivi hidrolizează în apa producând soluţii în care [H+] [OH-]. Deoarece fiecare soluţie de electrolit trebuie să conţină cantităţi egale de ioni pozitivi şi ioni negativi, concentraţia finală a H+ si OH- va fi determinată de hidroliza relativă a ionilor pozitivi sau negativi adică de tăria relativă a acizilor sau bazelor prezente.

Una din metodele de calcul al constantelor de echilibru a reacţiilor de hidroliza constă în determinarea gradului de hidroliză din măsuratori de conductivitate.

Atât în echilibrul de hidroliză (I) cât şi în echilibrul (II) se observă că datorită formarii ionilor OH- si H3O+ conductivitatea soluţiilor creşte.

Daca intr-o soluţie diluata de sare de concentraţie c0, conductanţa este compusa din contribuţia sării nehidrolizate şi cea a acidului sau bazei formate in echilibrul de hidroliza. La un grad de hidroliza y , avem:

= (1 – y) sare + acid(baza)

De exemplu daca sarea este acetatul de sodiu:

= (1 – y) NaAc + y NaOH

De unde rezulta ca:

Unde NaAc şi NaOH sunt conductivităţile limita ale acetatului respectiv ale hidroxidului de sodiu.

Aplicând legea acţiunii maselor obţinem expresia constantei de hidroliza:

Astfel măsurarea conductivităţii permite determinarea constantei de hidroliza.