1 Гідроліз солей іі типу

Кількість стадій гідролізу лімітується зарядом йону слабкого електроліту (катіону), який утворюється при дисоціації солі:

Перша стадія.

ZnCl₂ + H₂O ↔ ZnOHCl + HCl,

Zn²⁺ + 2Cl^– + H₂O ↔ ZnOH⁺ + Cl^– + H⁺ + Cl^–,

Zn²⁺ + H₂O ↔ ZnOH⁺ + H⁺.

Друга стадія.

ZnOHCl + H₂O ↔ Zn(OH)₂ + HCl,

ZnOH⁺ + Cl^– + H₂O ↔ Zn(OH)₂ + H⁺ + Cl^–,

ZnOH⁺ + H₂O ↔ Zn(OH)₂ + H⁺.

Надлишок йонів Н⁺, що утворюється під час реакції зумовлює кислу реакцію середовища (рН < 7).

Кількість стадій гідролізу дорівнює кислотності слабкої основи.

2 Гідроліз солей ііі типу

Кількість стадій гідролізу лімітується зарядом йону слабкого електроліту (аніону), який утворюється при дисоціації солі:

Перша стадія.

Na₂CO₃ + H₂O ↔ NaHCO₃ + NaOH,

2Na⁺ + CO₃^2– + H₂O ↔ Na⁺ + HCO₃^– + Na⁺ + OH^–,

CO₃^2– + H₂O ↔ HCO₃^– + OH^–.

Друга стадія.

NaHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃ + NaOH,

Na⁺ + HCO₃^– + H₂O ↔ H₂CO₃^– + Na⁺ + OH^–,

HCO₃^– + H₂O ↔ H₂CO₃ + OH^–.

Надлишок йонів OН^–, що утворюється під час реакції зумовлює лужну реакцію середовища (рН > 7).

Кількість стадій гідролізу дорівнює основності слабкої кислоти.

3 Гідроліз солей іv типу

Гідроліз солей ІV типу проходить в одну стадію незалежно від заряду катіону чи аніону.

CH₃COONH₄ + H₂O = CH₃COOH + NH₄OH,

CH₃COO^– + NH₄⁺ + H₂O = CH₃COOH + NH₄OH.

Гідроліз солей цього типу проходить повністю або майже повністю і записується в одну стадію, незалежно від кислотності слабкої основи чи основності слабкої кислоти. Середовище можна вважати близьким до нейтрального (рН ≈ 7).

Приклади розв’язку задач

Приклад 1. У 50 г розчину міститься 2,5 г калій гідроксиду KОН. Обчисліть масову частку KОН.

Д а н о: m (KOН) = 2,5 г mр–ну = 50 г	Р о з в’ я з о к: Використовуючи формулу для визначення масової частки
В и з н а ч и т и: ω (KOН) – ?
визначаємо масову частку KОН:
В і д п о в і д ь: ω (KOН) = 5 %.

Приклад 2. Визначте молярну концентрацію розчину сульфатної кислоти, якщо в 100 мл цього розчину міститься 4,904 г H₂SO₄.

Д а н о: Vр–ну = 100 мл = 0,1 л m (H2SO4) = 4,904 г	Р о з в’ я з о к: Мольна маса H2SO4 М (H2SO4) = 98 г/моль. За формулою ν = т / М визначимо кількість моль H2SO4:
В и з н а ч и т и: См – ?
Знаходимо молярну концентрацію 100 мл (0,1 л) розчину сульфатної кислоти:
В і д п о в і д ь: См = 0,5 моль/дм3

Приклад 3. Обчисліть молярну концентрацію 15 %–го розчину сульфатної кислоти (ρ = 1,10 г/см³).

Д а н о: ρр–ну = 1,10 г/см3 ωр–ну = 15 %	Р о з в’ я з о к: Молярну концентрацію розчину визначаємо за формулою:
В и з н а ч и т и: См (H2SO4) – ?
Знаючи, що ν = тр.р./М, а , підставимо їх у формулу для знаходження молярної концентрації Молярна маса М(H2SO4) = 98 г/моль. Виходячи з формули , приймемо, що маса розчину 100 г, тоді маса розчиненої речовини 15 г. Підставивши значення у вищевиведену формулу, отримаємо:
Відповідь: См (H2SO4) = 1,6837 моль/дм3.

Приклад 4. В якому співвідношенні за масою необхідно змішати 14 %-ний і 56 %-ний розчини сульфатної кислоти, щоб приготувати 20 %-ний розчин?

Р о з в’ я з о к: Користуючись правилом хреста, складемо схему:

Кожна різниця показує масові частки того розчину, масова частка якого написана на тій самій горизонтальній стрічці. Отже, для приготування 20%-го розчину необхідно взяти 6 масових частин 56 %-го і 36 масових частин 14 %-го розчину.

Відповідь: 6 мас. ч. 56 %-го і 36 мас. ч. 14 %-го розчинів.

Приклад 5. Визначити рН 0,03 М розчину НСl.

Розв’язок: Сильні кислоти дисоціюють у водних розчинах повністю і концентрація йонів Гідрогену рівна концентрації кислоти:

НСl ↔ Н⁺ + Cl^–

[НСl] = 0,03 М і, відповідно [Н⁺] = 0,03 М.

Звідки:

рН = – lg [Н⁺] = – lg 3∙10^–2 = 2 – lg 3 = 1,5.

Відповідь: Для 0,03 М розчину НСl рН = 1,5.

Приклад 6. Визначити рН 0,01 М розчину NaOH.

Розв’язок: NaOH – сильна основа.

NaOH ↔ Na⁺ + OH^–

[NaOH] = 0,01 М і, відповідно [OН^–] = 0,01 М.

Отже, рОН = – lg [ОН^–] = – lg 10^–2 = 2

Враховуючи, що рН + рOH = 14, одержимо

рН = 14 – рОН = 14 – 2 = 12.

Відповідь: Для 0,01 М розчину NaOH рН = 12.