HEMIJSKI-PARAMETRI

UNIVERZITET U NIŠU FAKULTET ZAŠTITE NA RADU OSNOVNE AKADEMSKE STUDIJE

PREDMET: HEMIJSKI PARAMETRI RADNE I ŽIVOTNE SREDINE

SEMINARSKI RAD

TEMA: HIDROLIZA

Mentor:

Studenti:

SADRŽAJ Uvod………………………………………………………………………………..3 1.Kiseline…………………………………………………………………………..4 1.1 Podela kiselina…………………………………………………….…………………5 +¿

¿ 1.2 Podela kiselina na osnovu broja H jona…………………………..….

……………6 1.3 Podela kiselina po jačini…………………………………………...………………..6 1.4 Stepen disocijacije kiselina…………………………………………..……………. 7 1.4.1 Jaki elektroliti (Kiseline)………………………………………..............……………..8 1.4.2 Slabi elektroliti (Kiseline)………………………………………………...……………8

2.Baze………………………………………………………………………………9 2.1 Podela baza…………………………………………………………...…………...10 2.2 Podela baza prema jačini…………………………………………………..……...10 2.3 Stepen discijacije baza………………………………………………………..…...11 2.3.1 Jaki elektroliti (Baze)………………………………………………………...…..…..12 2.3.2 Slabi elektroliti (Baze)………………………………………...……………………..12

3.Neutralizacija………………………………………………………………..…..13 3.1 Potpuna neutralizacija (Normalne soli)…………………………………………..14 3.2 Nepotpuna neutralizacija (Kisele soli)……………………………...…………….14 3.3 Nepotpuna neutralizacija (Bazne soli)……………………………………………15

4.Hidroliza……………………………………………………………...…………15 4.1 Jaki I slabi elektroliti……………………………………………………………..16 4.2 Soli koje podležu hidrolizi………………………………………………..………17 4.3 Kako hidrolizuju soli……………………………………………………..……….17

Zaključak………………………………………………………………….………19

Literatura…………………………………………………………………….……20

6

UVOD

7



Hidroliza je hemijska reakcija koja se zasniva na raspadu molekula hemijskih jedinjenja na dva manja fragmenta pod uticajem kontakta sa vodom ili vodenom parom. Kod hidrlize dolazi do reakcije soli sa vodom pri čemu nastaju određena

 

kiselina i baza i ona je suprotna reakcija reakciji neutralizacije. So + voda = kiselina + baza Svaka so može da hidrolizuje kiselo , bazno i neutralno. Procesu hidrolize podležu soli koje su nastale:  Neutralizacijom jake baze sa slabom kiselinom i rastvor reaguje bazno.  Neutralizacijom slabe baze i jake kiseline i rastvor reaguje kiselo.  Neutralizacijom slabe kiseline i slabe baze , gde dobijeni rastvor može da reaguje ili kiselo ili bazno , u zavisnosti od toga šta je jače . Reakciji hidrolize ne podležu soli koje su dobijene iz jakih kiselina i jakih baza , jer je

sredina takvg rastvora neutralna. 

Osim neutralnih soli koje mogu da hidrolizuju kiselo ili bazno , moze da se desi i da kisele soli hidrolzuju bazno , a i bazne kiselo , u zavisnosti od sredine u kojoj se nalaze.

1. KISELINE

*Po Arenijuaovoj teoriji

8



Izučavanjem pojave elektrlitičke disocijacije Švedski naučnik Arenijus daje prvu



naučnu teoriju kiselina. Po Arenijusvoj teoriji o Elektrolitčkoj disocijaciji , kiseline u vodenom rastvoru jonizuju na pozitivne jone vodonika i negativne jone kiselinskog ostatka. +¿¿ −¿¿ HA = H + A gde je



+¿¿ −¿ H pozitivan jon vodonika a A¿

negativni jon kiselinskog ostatka.

Dakle kiseline su jedinjenja koja jonizacijom u vodenom rastvoru uvek daju +¿¿ vodonikove katjone ( H ) , a ostatak molekula kiseline je anjon. +¿¿ −¿ H + Cl ¿

HCl =

H2

S

O4

2−¿ +¿¿ = 2 H + S O ¿4

H3

P

O4

3−¿ +¿¿ = 3 H + P O¿4

*Po Protolitičkoj teoriji - Arenijusova teorija kiselina važi samo za vodene rastvore. Kako se procesi odigravaju i u drugim rastvaračima , naučnici Brenšted i Lori , postavili su protolitičku teoriju kiselina koja nije vezana za vodene rastvore. - Tako su prema protolitičkoj teoriji , kiseline supstance koje mogu da predaju protone nekoj drugoj supstanci , pa se kaže da su donori protona. HCl

+

H2

O

−¿ l¿ Donor (kiselina)

Akceptor (baza) 9

=

+¿ H 3 O¿

+

C



Ova teorija je ukazala da proton ne može da stoji samostalno za sebe u rastvoru , već mora da postoji neka baza koja prihvata proton. To znači da otpuštanje protona kiseline podrzumeva prihvatanje protona baze; +¿ ¿ H2 H HA + O = + 3O −¿¿ A Kiselina

__________________________________

Baza

1.1 PODELA KISELINA



Kiseline se mogu podeliti na više načina. U zavisnosti od toga da li u njihov sastav ulazi kiseonik mogu biti; 1. KISEONIČNE 2. VODONIČNE

- Kiseonične kiseline su one kiseline u čiji sastav ulazi kiseonik i one mogu biti;

HN

O3

- azotna kiselina , čije se soli nazivaju nitrati

H 2 S O4 - sumporna kiselina , čije se soli nazivaju sulfati H 2 C O 3 – ugljena kiselina , čije se soli nazivaju karbonati H 3 P O4 – fosforna kiselina , čije se soli nazivaju fosfati HCl

O3

– hlorna kiselina , čije se soli nazivaju hlorati

- Vodonične kiseline su one kiseline u čiji sastav ne ulazi kiseonik i one mogu biti; HCl – hlorovodonična kiselina , čije se soli nazivaju hloridi HBr – bromovodonična kiselina , čije se soli nazivaju bromidi HI – jodovodonična kiselina , čije se soli nazivaju jodidi H 2 S – sumporovodonična kiselina , čije se soli nazivaju sulfidi

10

HCN

– cijanovodonična kiselina , čije se soli nazivaju cijanidi

+¿¿ 1.2 PODELA KISELINA NA OSNOVU BROJA H

- Na osnovu broja

JONA

+¿¿ H jona , kiseline se mogu podeliti na;

1. JEDNOBAZNE 2. DVOBAZNE 3. TROBAZNE ILI VIŠEBAZNE - Jednobazne kiseline su one kiseline koje sadrže samo jedan atom vodonika i one mogu biti; HN

O2

– azotasta kiselina , čije se soli nazivaju nitriti

HCl

O2

– hlorasta kiselina , čije se soli nazivaju hloriti



Dvobazne kiseline su one kiseline koje imaju dva vodonikova atoma i one mogu biti; H 2 S O 3 – sumporasta kiselina , čije se soli nazivaju sulfiti H 2 Cr O4 – hromna kiselina , čije se soli nazivaju hromati H 2 Mn O4 – manganova kiselina , čije se soli nazivaju manganati.



Trobazne

ili višebazne su one kiseline koje imaju tri ili više vodonikova atoma i

one mogu biti ; H 3 P O3 – fosforasta kiselina , čije se soli nazivaju fosfiti H 3 As O 3 – arsenasta kiselina , čije se soli nazivaju arseniti 11

H 3 As O4 – arsenova kiselina , čije se soli nazivaju arsenati

1.3 PODELA KISELINA PO JAČINI - Sve kiseline možemo podeliti na jake i slabe. , HN

O3

, HCl , HBr , HI ,

H❑ C O3 , HClO , HCN ,

H2

S,

Jake kiseline bi bile; HCl Slabe kiseline bi bile;

O4

,

H2

S

O4

H3

P

H3

P

O4

O3

1.4 STEPEN DISOCIJACIJE KISELINA

- Pre nego što krenemo sa disocijacijom kiselina , bitno je naglasiti šta je zapravo elektrolitička disocijacija. Po definiciji; Elektrolitička disocijacija predstavlja razlaganje molekula elektrolita na jone pod dejstvom rastvarača (najčešće , voda). Elektroliti predstavljaju supstance čiji vodeni rastvor provodi struju i tu spadaju kiseline , baze i soli. Neelektroliti su supstance čiji vodeni rastvori ne provode struju i tu spadaju veći broj organskih jedinjenja. - Stepen elektrolitičke disocijacije; predstavlja odnos broja disosovanih molekula i ukupnog broja molekula koji je bio pre disocijacije. N

α = No gde je; α – stepen elektrolitičke disocijacije N – broj disosvanih molekula No – ukupan broj molekula pre disocijacije 12

Radi lakšeg sagledavanja stepen disocijacije se izražava u procentima. -Svi elektroliti nemaju istu sposobnost dsocijacije , pa se na osnovu stepena disocijacije dele na jake i slabe elektrolite. Jaki elektroliti imaju stepen disocijacijeveći od 30% , dok je kod slabih elektrolita stepen disocijacije manji od 30%. - Vrednost stepena elektrolitičke disocijacije zavisi od;    

Vrste elektrolita Koncentracije elektrolita Temperature Prirode rastvarača

1.4.1 JAKI ELEKTROLITI (KISELINE) - Jaki elektroliti u vodi disosuju skoro potpuno na jone. Oni u rastvoru daju velike koncentracije jona , zato su dobri provodnici toplote i elektriciteta.Takve supstance su neke soli , kiseline i baze. Kiseline kao jaki elektroliti mogu biti; HCl , HCl O3

O4

,

H2

S

O4

, HN

. Uglavnom su to rastvori jonskih kristala ili drugih polarnih molekula.

Primer;

HCl

+

H2

O

+¿¿ H

=

+

−¿¿ Cl

Kod jakih elektrolita praktično veoma malo ima nejonizovanih molekula , zato se ne može govoriti o stanju ravnoteže i ne može se primeniti zakon o dejstvu masa.

1.4.2 SLABI ELEKTROLITI (KISELINE)

13

- Slabi elektroliti su supstance koje su nastale kovalentnom vezom. One u vodenom rastvoru slabo disosuju , pa je koncentracija ona u rastvoru mala. Neki od slabih elektrolita su rastvori kiselina i baza. Kiseline kao slabi elektroliti mogu biti; H2

H2

C

O3 ,

HClO , HCN ,

S.

Primer;

C

H3

COOH

=

C

H3

−¿¿ CO O

+

+¿¿ H

U vodenom rastvoru sirćetna kiselina se nalazi više u molekulskom obliku a samo manji deo je disosovan na jone. Saglasno zakonu o dejstvu masa , može se u stanju ravnoteže iraziti konstanta ravnoteže , odnosno u ovom slučaju konstanta jonizacije;

K=

+¿ −¿ C H 3 CO O¿ ¿ H¿¿ ¿ ¿

Ova konstanta zavisi od prirode elektrolita i temperature . Na datoj temperaturi odgovarajući elektrolit ima konstantnu vrednost , ali sa promenom temperature , dolazi i do promene konstante.

2.BAZE

*Po Arenijusovoj teoriji - Po Arenijusovoj teoriji o elektrolitičkoj disocijaciji , baze su jedinjenja koja u vodenom rastvoru daju negativne hidroksilne jone. 14

MOH

+¿¿ M

=

−¿¿ O H

+

Baze se difinišu kao jedinjenja koja jonizacijom u vodenom rastvoru uvek daju hidroksilne anjone , a ostatak molekula je katjon koga čine najčešće metali. NaON

+¿¿ = N a 2+¿ Ca ¿

Ca (OH )2 =

N

H3

H2

+

−¿¿ O H

+

+

O =

−¿¿ 2O H +¿ NH ¿4

+

−¿ OH ¿

Umesto metala , baza može da sadrži i neku drugu grupu , kao što je na primer amonijak.

*Po Protolitičkoj teoriji - Po Protolitičkoj teoriji , baze su supstance koje mogu da primaju proton od neke druge supstance koja otpušta proton , pa se zato nazivaju akcetori protona. N

H3

+

Akceptor (baza)

H2

O

=

+¿ NH ¿4

+

−¿ OH ¿

HA

+

H2

Donor (kiselina)

-Baza koja primi proton , postaje kiselina; −¿¿ A Baza

+

+¿ ¿ H3O

____________________

2.1 PODELA BAZA

15

= Kiselina

O

- Baze se mogu podeliti prema broju hidrokslinih grupa koje se nalaze u njihovoj formuli na; 1. JEDNOKISELE 2. DVOKISELE 3. TROKISELE - Jednokisele baze su one baze koje sadrže samo jednu hidroksilnu grupu i one mogu biti; NaON , KOH , LiOH ,

NH 4

OH

- Dvokisele su one baze koje sadrze dve hidroksilne grupe i one mogu da budu; OH Ca( ¿ ¿2

, Mg (OH )2 , Ba (OH )2

- Trokisele su one baze u čiji sadržaj ulazi 3 hidroksilnih grupa i one mog da budu; Al (OH )3 , B (OH )3

2.2 PODELA BAZA PREMA JAČINI

- Sve baze možemo podeliti na jake i slabe. OH Jake baze bi bile; NaON , KOH , LiOH , Ca( ¿ ¿2

Slabe baze bi bile;

NH 4

, Mg (OH )2

OH , Al (OH )3 , B (OH )3

16

2.3 STEPEN DISOCIJACIJE BAZA

- Pre nego što krenemo sa disocijacijom baza , bitno je naglasiti šta je zapravo elektrolitička disocijacija. Po definiciji; Elektrolitička disocijacija predstavlja razlaganje molekula elektrolita na jone pod dejstvom rastvarača (najčešće , voda). Elektroliti predstavljaju supstance čiji vodeni rastvor provodi struju i tu spadaju kiseline , baze i soli. Neelektroliti su supstance čiji vodeni rastvori ne provode struju i tu spadaju veći broj organskih jedinjenja. - Stepen elektrolitičke disocijacije; predstavlja odnos broja disosovanih molekula i ukupnog broja molekula koji je bio pre disocijacije. N

α = No gde je; α – stepen elektrolitičke disocijacije N – broj disosvanih molekula No – ukupan broj molekula pre disocijacije Radi lakšeg sagledavanja stepen disocijacije se izražava u procentima. -Svi elektroliti nemaju istu sposobnost dsocijacije , pa se na osnovu stepena disocijacije dele na jake i slabe elektrolite. Jaki elektroliti imaju stepen disocijacijeveći od 30% , dok je kod slabih elektrolita stepen disocijacije manji od 30%. - Vrednost stepena elektrolitičke disocijacije zavisi od;    

Vrste elektrolita Koncentracije elektrolita Temperature Prirode rastvarača

17

2.3.1 JAKI ELEKTROLITI (BAZE)

- Jaki elektroliti u vodi disosuju skoro potpuno na jone. Oni u rastvoru daju velike koncentracije jona , zato su dobri provodnici toplote i elektriciteta.Takve supstance su neke soli , OH kiseline i baze. Baze kao jaki elektroliti mogu biti; NaON , KOH , LiOH , Ca( ¿ ¿2

, Mg

(OH )2 . Uglavnom su to rastvori jonskih kristala ili drugih polarnih molekula.

Primer;

NaOH

H2

+

O

=

+¿ Na ¿

+

−¿ OH ¿

2.3.2 SLABI ELEKTROLITI (BAZE)

- Slabi elektroliti su supstance koje su nastale kovalentnom vezom. One u vodenom rastvoru slabo disosuju , pa je koncentracija ona u rastvoru mala. Neki od slabih elektrolita su rastvori kiselina i baza. Baze kao slabi elektroliti mogu biti;

NH 4

OH , Al (OH )3

, B

(OH )3 .

Primer;

Al (OH )3

+

H2

O

=

3+¿ Al ¿

+

−¿¿ 3O H

U vodenom rastvoru aluminijum-hidroksid se nalazi više u molekulskom obliku a samo manji deo je disosovan na jone. Saglasno zakonu o dejstvu masa , može se u stanju ravnoteže iraziti konstanta ravnoteže , odnosno u ovom slučaju konstanta jonizacije;

18

K=

+¿ −¿ 3O H ¿ ¿ Al (OH ¿ 3) ¿¿ Al ¿ ¿ ¿

Ova konstanta zavisi od prirode elektrolita i temperature . Na datoj temperaturi odgovarajući elektrolit ima konstantnu vrednost , ali sa promenom temperature , dolazi i do promene konstante.

3. NEUTRALIZACIJA

Neutralizacija je hemijska reakcija, u opštem slučaju, između kiseline i baze u kojoj se formiraju so i voda. Reakcija je jonskog tipa, egzotermna je i jedna od najvažnijih reakcija u neorganskoj hemiji. Reakcija neutralizacije je povratan proces, njoj suprotan proces je hidroliza Neutralizacija se uglavnom odvija u rastvoru supstanci gde su one disosovane na jone. U najopštijem slučaju reakcija se svodi na sledeće: Kiselina + baza

HK + MOH

⇌

⇌ so −¿ +¿ K ¿ M¿

+

voda

+

ili

H2

O

Gde K predstavlja kiselinski ostatak, a M neki metal koji gradi odredjenu bazu. primer;

H2SO4 + 2NaOH ⇌ Na2SO4 + 2H2O

19

Reakcija je moguća, i do nje dolazi, zato što se kao proizvod reakcije stvara slabo disosujuća supstanca (slab elektrolit) - voda. Soli se pri rastvaranju u vodi jonizuju. Nastali vodeni rastvori sadrže katjone metala i anjone kiselinskog ostatka. 2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- ⇌ 2Na+ + SO42- + 2H2O Ukoliko se skrate isti joni sa obe strane reakcije ostaje: 2H+ + 2OH- → 2H2O ΔrH = -111,8 kJ/mol Kao što se primećuje, reakcija je jako egzotermna. Osim opšteg slučaja, reakcije neutralizacije se odvijaju i između sledećih kombinacija jedinjenja: anhidrid kiseline + baza → so + voda anhidrid baze + kiselina → so + voda Reakcija neutralizacije bitna je i u analitičkoj hemiji gde je posebno mesto našla u kiselobaznoj titraciji koja se koristi za određivanje kvantitativnih osobina rastvora poznate kiseline/baze. U rastvor koji se ispituje dodaje se indikator kiselosti, koji u zavisnosti od pH sredine menja boju. Zatim se pristupa titrisanju do neutralizacije rastvora (utvrđuje se prema boji koja potiče od indikatora), merenju utroška titranta a rezultat se dobija jednostavnim stehiometrijskim proporcijama. Reakcije neutralizacije odvijaju se i u organizmu. Primer su antacidi koji neutrališu želudačnu kiselinu kod osoba sa pojačanim lučenjem iste.

3.1. POTPUNA NEUTRALIZACIJA (NORMALNE SOLI)

20

Kada se kao krajnji produkt reakcije neutralizacije dobije normalna (neutralna) so kažemo da je disocijacija potpuna. Primeri: Natrijumhlorid (NaCl) , Aluminijum-sulfat Al2(SO4)3 , Kalijum-jodid (KI) HCl + NaOH ⇌

NaCl +

H2O

H2SO4 + Al (OH )3 ⇌ Al2(SO4)3 + H2O HI + KOH ⇌ KI + H2O

3.2. NEPOTPUNA NEUTRALIZACIJA (KISELE SOLI) Kisele soli daju samo kiseline sa dva ili tri vodonikova atoma odnosno dvobazne i trobazne(višebazne) kiseline. Neutralizacija ne mora biti potpuna, već i delimična, pri čemu nastaju kisele/bazne soli: Primeri: kiseli natrijum-sulfat (natrijum-bisulfat) , kiseli natrijum karbonat (natrijum-bikarbonat), kiseli magnezijum sulfat (magnezijum-bisulfat) H2SO4 + NaOH ⇌ NaHSO4 + H2O H2CO3 + NaOH ⇌ NaHCO3 + H2O 2H2SO4 + Mg(OH)2 ⇌ Mg(HSO4)2 + 2H2O

3.3. NEPOTPUNA NEUTRALIZACIJA (BAZNE SOLI)

Bazne soli daju samo one baze koje sadrže dve ili tri hidroksilne grupe odnosno dvokisele ili trokisele baze, dakle alkalni metali (prva grupa p.s.e) ne mogu da grade bazne soli. Neutralizacija ne mora biti potpuna, već i delimična, pri čemu nastaju kisele/bazne soli: Primeri: Bazni magnezijum-hlorid, bazni kalcijum-nitrat, bazni aluminijum hlorid HCl + Mg(OH)2 ⇌ Mg(OH)Cl + H2O HNO3 + Ca(OH)2 ⇌ Ca(OH)NO3 + H2O 21

HCl + Al(OH)3 ⇌ Al(OH)2Cl +H2O

4. HIDROLIZA

Hidroliza je u širem smislu razlaganje složenih jedinjenja vodom u jednostavnije supstance, u užem smislu predstavlja razlaganje soli pod uticajem vode. Hidroliza je suprotan proces neutralizacije i ona nastaje između soli i vode pri čemu se dobijaju kiselina i baza. Kada bismo posmatrali neki opsti primer dobijanja soli neutralizacijom mogli bismo da kažemo da gornja strelica povratne reakcije predstavlja neutralizaciju, a donja hidrolizu. Odnosno: neutralizacija

MOH + HK ⇌

MK + H2O

hidroliza

Gde M predstavlja određeni metal koji gradi bazu sa dodatkom OH grupe , a K kiselinski ostatak koji sa vodonikom gradi kiselinu.

4.1. JAKI I SLABI ELEKTROLITI

Jaki i slabi elektroliti ili jake/slabe kiseline i baze su veoma bitan faktor u određivanju hidrolize. Naime neophodno je poznavanje jakih i slabih elektrolita odnosno potrebno je razlikovati ih, u suprotnom nećemo moći odrediti kako neka so hidrolizuje i da li uopšte hidrolizuje.

Jaki elektroliti: 22

- soli rastvorne u vodi; - neke kiseline (uglavnom sve jednobazne) : HNO3 , H2SO4 , H3PO4 , HclO3 , HclO4 , HCl , HBr, HJ , itd. - baze alkalnih i zemnoalkalnih metala (prva i druga grupa p.s.e): NaOH, LiOH, KOH, Mg(OH) 2 , Ca(OH)2 itd. Slabi elektroliti: - Organske kiseline : HCOOH, CH3COOH, C4H9COOH itd. - Amfoterni hidroksidi: Al(OH)3 , Zn(OH)2 itd. - Neke kiseline: H2S ,HCN , H2CO3 , H3PO3 , HClO , HClO2 itd. - Baze teških metala: Fe(OH)2 , Cu(OH)2 itd. - Amonijumhidroksid: NH4OH.

4.2. SOLI KOJE PODLEŽU HIDROLIZI

Procesu hidrolize podležu one soli koje su nastale : - neutralizacijom jake baze sa slabom kiselinom Primer: Natrijum-acetat (CH3COONa) CH3COO- + Na+ + H2O ⇌ CH3COOH + Na+ + OH- neutralizacijom slabe baze i jake kiseline Primer: Amonijum-hlorid (NH4Cl) NH4+ + Cl- + H2O ⇌ NH3 + Cl- + H3O+

23

- neutralizacijom slabe baze sa slabom kiselinom Primer: Amonijum-acetat (CH3COONH4) CH3COONH4 + H2O ⇌ NH4+ + CH3COO- soli dobijene neutralizacijom jake baze i jake kiseline ne podležu hidrolizi

4.3. KAKO HIDROLIZUJU SOLI

Ukoliko se hidrolizom soli dobije: - Jaka kiselina i slaba baza = so hidrolizuje kiselo; - jaka baza i slaba kiselina = so hidrolizuje bazno; - slaba kiselina i slaba baza = so hidrolizuje neutralno; - jaka kiselina i jaka baza = so ne podleže hidrolizi. Primeri: CH3COONa (natrijum-acetat) – neutralna so, hidrolizuje bazno CH3COO-Na+ + H+OH- ⇌ NaOH + CH3COOH NH4Cl (amonijum-hlorid) – neutralna so, hidrolizuje kiselo NH4+Cl- + H+OH- ⇌ NH4OH + HCl NaHCO3 (natrijum-bikarbonat) – kisela so, hidrolizuje bazno Na+HCO3- + H+OH- ⇌ NaOH + H2CO3 Al(OH)2Cl (bazni amonijum-hidroksid) – bazna so, hidrolizuje kiselo. Al(OH)2Cl- + H+OH- ⇌ Al(OH)3 + HCl CH3COONH4 (amonijum-acetat) – neutralna so hidrolizuje neutralno 24

CH3COO-NH4+ + H+OH- ⇌ NH4OH + CH3COOH NaH2PO4 (natrijum –dihidrogenfosfat) – Kisela so, ne hidrolizuje NaOH – jak elektrolit (jaka baza – baza alkalnih metala) i H 3PO4 – jak elektrolit (jaka kiselina) , s obzirom na činjenicu da se radi o jakim elektrolitima , sledi zaključak da ova so ne podleže hidrolizi. Na2HPO4 (natrijum-hidrogenfosfat) - kisela so, hidrolizuje bazno. Na2HPO4 + H+OH- ⇌ NaOH + Na+H2PO4Na3PO4 (natrijum-fosfat) – neutralna so, hidrolizuje bazno. Na3PO4 + H+OH- ⇌ NaOH + Na2+HPO42-

25

ZAKLJUČAK

Hidroliza je jako bitan process u neorganskoj hemiji, predstavlja proces razlaganja soli pod uticajem vode. Hidroliza je proces obrnut reakciji neutralizacije. Reakcija neutralizacije je uvek povratna , odnosno uvek ide i u suprotnom smeru što znači da uvek ima hidrolize, osim u slučaju kada je so dobijena neutralizacijom dobijena iz jake kiseline i jake baze, odnosno jakih elektrolita. Dakle soli jakih kiselina i baza ne podležu hidrolizi, a sve ostale hidrolizuju kiselo (jaka kiselina i slaba baza) bazno(jaka baza I slaba kiselina) ili neutralno (slaba baza i slaba kiselina). Ovo znači da proučavanje hidrolize podrazumeva i zahteva poznavanje jakih i slabih elektrolita, samih kiselina i baza, kao i soli i poznavanje samog procesa neutralizacije.

26

LITERATURA

1. 2. 3. 4. 5. 6.

Hemjski parametri radne i životne sredine , dr Danilo Popović , Niš 2008 Osnovi opšte i neorganske hemije dr Marina Stojanović i dr Tatjana Golubovic , Niš 2014 Nomenklatura , dr Ivan Krstić www.wikipedia.com http://polj.uns.ac.rs/wp-content/uploads/2014/04/2.-Oksidi-kiseline-baze-i-soli.pdf http://spider.pmf.kg.ac.rs/chem/files/kiseline,%20baze%20i%20soli

27