skanowanie0014

Odczyn zasadowy takiego roztworu rośnie ze wzrostem stężenia soli i ze spadkiem \ mocy kwasu, od którego pochodzi sól.

2.B.B.2. Hydroliza soli mocnego kwasu i słabej zasady

Przykładem takiej soli jest chlorek amonu NH₄C1, w roztworze wodnym całkowicie zdy-1 socjowany na jony:

NH Cl -> NH + + Cl

4    4

Stężenie tak wytworzonych jonów amonowych NH₄⁺ jest znacznie większe od tego/1 które dyktuje niewielki stopień dysocjacji słabej zasady, jaką jest wodny roztwór amonia- ] ku. Nadmiar jonów amonowych z soli wchodzi zatem w reakcję protolityczną z wodą: 1

NH + + H„0

NH, + H,0⁺

Powstałe jony hydroniowe zakłócają równowagę jonową wody, w roztworze ustala się ] nowy stan równowagi, w którym: c_Ha0ł > c_oir i odczyn roztworu będzie kwaśny (pH < 7)m Natomiast obecne w roztworze jony Cl" i H₃O^ł nie łączą się nawzajem z sobą, gdyż j HC1 to mocny elektrolit i równowaga reakcji:

HC1 + H₂0    H₃0⁺ + Cl"

Jest całkowicie przesunięta w stronę prawą. W przypadku takich soli stała hydrolizy:

iŁ

K_h

K„ =

jest odwrotnie proporcjonalna do wartości stałej dysocjacji zasady K_b. Hydroliza solił tego typu jest tym większa, im mniejsza jest stała dysocjacji zasady, od której pochodzi ;i dana sól.

Analogicznie, jak w przypadku soli słabego kwasu i mocnej zasady stopień hydrolizy! związany jest ze stałą hydrolizy poniższą zależnością:

c-

1 - a_fc

pH roztworu wyniesie:

pH = -Vi log c - ^l/i log K_w + Yi log K_b = Vz (-log c - log K_w + log K_b)

czyli:

pH = pjPC, - ^xh pK_b - ii log c - Vi (pK_w - ipK_b - log c)

Odczyn kwasowy takiego roztworu rośnie ze wzrostem stężenia soli 1 ze spadkiem mocy zasady, od której pochodzi sól.

) 1,3,3. Hydroliza soli słabego kwasu I słabej zasady

Przykładem takiej soli jest octan amonu (!11 ^COONH ,. W tym wypadku konieczne jest uwzględnienie dwóch stanów równowagi ustalających się w reakcji anionów i kationów | wodą:

ch₃coo- + h₂o    ch₃cooh+OH-

nh; + h₂o    nh₃ + h₃o⁺

I )la reakcji sumarycznej:

ch₃coo- + nh;    ch₃cooh+nh₃

Stułą tej równowagi wyraża wzór:

c    • c

Tf _ kwasu zasady

■**"A ^—

C    • C,

anionów kationów

który, po uwzględnieniu wyrażeń na stałe dysocjacji słabego kwasu i słabej zasady, prze kh/.tułca się w wyrażenie na stałą hydrolizy takich soli:

mm

oru/ stopień hydrolizy:

K_w

mim

l>ll roztworu soli słabego kwasu i słabej zasady wynosi:

pH = S log K_w - Vi log K_a +    log K_b = Vi (-log K_w - log 1C + log K_b)

czyli:

pH = V2 plC, + Vi plC - Vi pK_b = Vi ( plC, + plC - plC^);i ,

Odczyn wodnego roztworu soli słabego kwasu i słabej zasady nie zależy od stężenia soli w roztworze, a jedynie od wartości stałych dysocjacji kwasu i zasady.

2.3.3.4. Hydroliza wodorosoli

Wodorosól mocnej zasady i słabego kwasu dwuprotonowego, np. sól typu NaHA (wodorowęglan sodu NaHC0₃, wodoroszczawian potasu KHC₂0_4> wodorosiarczek potasu |< I IS) ulega hydrolizie w roztworze wodnym na skutek reakcji między jonami HA spełniającymi rolę zasady a rozpuszczalnikiem (wodą), który odgrywa rolę kwasu:

NAf + H₂0 H₂A + OH‘

39