Przeczytaj

Jony, które pochodzą z dysocjacji soli, mogą w roztworach wodnych wchodzić w reakcje z cząsteczkami wody, co prowadzi do pojawienia się w roztworze jonów oksoniowych lub wodorotlenkowych.

bg‑green

Podział soli ze względu na odczyn roztworu

Reakcja hydrolizy następuje natychmiast po reakcji dysocjacji elektrolitycznejdysocjacja elektrolitycznadysocjacji elektrolitycznej soli. Jej konsekwencją jest odczyn wodnych roztworów soli. Ze względu na odczyn wodnego roztworu, wyróżniamy następujące sole:

RVzkWfPVnl0MO1

Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Sole słabych kwasów i mocnych zasad

Składają się z anionu słabego kwasu i kationu metalu.

{CH}_{3} COONa \overset{dysocjacja}{\to} {CH}_{3} {COO}^{-} + {Na}^{+}

{CH}_{3} {COO}^{-} + H_{2} O \overset{hydroliza}{⇄} {CH}_{3} COOH + {OH}^{-}

Odczyn roztworu takiej soli jest zasadowy. Jest to anionowy typ hydrolizy.

Sole mocnych kwasów i słabych zasad

Do tej grupy związków należą np. sole amonowe związków nieorganicznych i organicznych czy sole wodorotlenków słabych i mocnych kwasów.

{NH}_{4} Cl \overset{dysocjacja}{\to} {NH}_{4}^{+} + {Cl}^{-}

{NH}_{4}^{+} + H_{2} O \overset{hydroliza}{⇄} {NH}_{3} + H_{3} O^{+}

Odczyn wodnych roztworów tych soli jest kwasowy. Jest to kationowy typ hydrolizy.

Sole słabych kwasów i słabych zasad

{CH}_{3} {COONH}_{4} \overset{dysocjacja}{\to} {NH}_{4}^{+} + {CH}_{3} {COO}^{-}

{CH}_{3} {COO}^{-} + H_{2} O \overset{hydroliza}{⇄} {CH}_{3} COOH + {OH}^{-}

{NH}_{4}^{+} + 2 H_{2} O \overset{hydroliza}{⇄} {NH}_{3} \cdot H_{2} O + H_{3} O^{+}

Odczyn roztworów tych soli jest zależny od stałych dysocjacji i zazwyczaj zbliżony do odczynu obojętnego. Sole te ulegają katinowo‑anionowej hydrolizie.

Zwróć uwagę, że w harmonii nie znajdują się sole mocnych kwasów i zasad. Sole te są w wodzie całkowicie zdysocjowane na jony i nie ulegają reakcjom hydrolizy.

bg‑green

Jak obliczyć $pH$ roztworu soli?

Z poprzedniej części już wiesz, jak można przewidzieć odczyn wodnego roztworu soli. W przypadku, gdy chcesz obliczyć $pH$ roztworu soli, musisz się zapoznać z następującymi pojęciami:

stopień hydrolizy – określa, jaka część danego jonu uległa procesowi hydrolizy w roztworze:
$β_{h} = \frac{C}{C_{0}}$
- $C_{0}$ – stężenie wyjściowe (liczba moli) jonu w roztworze, powstałe w wyniku dysocjacji soli;
- $C$ – stężenie (liczba moli) zhydrolizowanej części jonu (równe stężeniu lub liczbie moli jonów oksoniowych lub wodorotlenkowych powstających w danej reakcji hydrolizy),

iloczyn jonowy wody – iloczyn stężeń jonów oksoniowych ( $H_{3} O^{+}$ ) oraz wodorotlenkowych ( ${OH}^{-}$ );
$K_{H_{2} O} = [H_{3} O^{+}] \cdot [{OH}^{-}] = 10^{- 14}$
W wodzie wynosi $10^{- 14}$ w temperaturze $25 ° C$ .

stała hydrolizy $K_{h}$ – stosunek iloczynu jonowego wody, do stałej dysocjacji słabego kwasu lub słabej zasady:

K_{h} = \frac{K_{H_{2} O}}{K}

$pH$ – ujemny logarytm ze stężenia jonów oksoniowych:

pH = - log [H_{3} O^{+}]

pH + pOH = 14

Przykład 1

Oblicz wartość stałej hydrolizy i stopnia hydrolizy anionu mrówczanowego oraz $pH$ roztworu mrówczanu sodu o stężeniu $0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ . Stała dysocjacji kwasowej kwasu mrówkowego wynosi $1,8 \cdot 10^{- 4}$ . Wyniki podaj z dokładnością do dwóch cyfr znaczących.

Krok $1 .$ Zapisz równanie dysocjacji soli.

HCOONa \to {HCOO}^{-} + {Na}^{+}

Mrówczan sodu jest solą mocnej zasady – $NaOH$ oraz słabego kwasu $HCOOH$ – a więc ulega hydrolizie ulega tylko anion mrówczanowy. Jest to zatem hydroliza anionowa.

Zapisz równanie hydrolizy:

{HCOO}^{-} + H_{2} O \to HCOOH + {OH}^{-}

Odczyn wodnego roztworu tej soli będzie zatem zasadowy.

Krok $2 .$ Zapisz wyrażenie na stałą hydrolizy.

Ponieważ stężenie wody w roztworze rozcieńczonym jest praktycznie stałe, po przemnożeniu go przez stałą równowagi, uzyskamy wyrażenie na stałą hydrolizy:

K_{h} = \frac{[HCOOH] \cdot [{OH}^{-}]}{[{HCOO}^{-}]}

Wykorzystując zależności:

K_{H_{2} O} = [H_{3} O^{+}] \cdot [{OH}^{-}] = K_{a} \cdot K_{b} = 10^{- 14}

K_{b} = \frac{K_{H_{2} O}}{K_{a}}

oraz

K_{h} = \frac{K_{H_{2} O}}{K_{a}}

Powyższa stała opisuje stałą dysocjacji zasadowej, możemy przekształcić wzór:

K_{h} = \frac{[HCOOH] \cdot [{OH}^{-}]}{[{HCOO}^{-}]} = \frac{K_{H_{2} O}}{K_{a}} = K_{b}

K_{h} = \frac{1 \cdot 10^{- 14}}{1,8 \cdot 10^{- 4}} = 5,6 \cdot 10^{- 11}

Krok $3 .$ Oblicz stopień hydrolizy soli.

Najpierw należy sprawdzić, czy możemy skorzystać z uproszczonego wzoru na stałą hydrolizy:

\frac{0,1}{1,8 \cdot 10^{- 4}} = 555,56

W takim wypadku ( $\frac{C_{0}}{K_{a}} > 400$ ) możemy skorzystać z uproszczonego wzoru na stałą hydrolizy soli:

K_{h} = C_{0} \cdot {β_{h}}^{2}

β_{h} = \sqrt{\frac{K_{h}}{C_{0}}} = \sqrt{\frac{5,6 \cdot 10^{- 11}}{0,01}} = 7,5 \cdot 10^{- 5}

Krok $4 .$ Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych.

Znając stopień hydrolizy anionu mrówczanowego, możemy obliczyć stężenie jonów wodorotlenkowych:

[{OH}^{-}] = C_{0} \cdot β_{h} = 0,01 \frac{mol}{{dm}^{3}} \cdot 7,5 \cdot 10^{- 5} = 7,5 \cdot 10^{- 7}

Możemy teraz policzyć $pOH$ :

pOH = - \log [{OH}^{-}] = - log 7,5 \cdot 10^{- 7} = 6,1

Krok $5 .$ Oblicz $pH$ roztworu.

Korzystając z zależności $pH + pOH = 14$ , oblicz $pH$ roztworu.

pH + pOH = 14

pH = 14 - pOH = 14 - 6,1 = 7,9

Krok $6 .$ Zanotuj odpowiedź.

Wartość stałej hydrolizy anionu mrówczanowego wynosi $5,6 \cdot 10^{- 11}$ , a jego stopień hydrolizy jest równy $7,5 \cdot 10^{- 5}$ . Odczyn roztworu soli jest lekko zasadowy. $pH$ roztworu wynosi $7,9$ .

Przykład 2

Oblicz $pH$ wodnego roztworu chlorku amonu ( ${NH}_{4} Cl$ ) o stężeniu $0,25 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ . Stała dysocjacji zasadowej amoniaku wynosi $1,8 \cdot 10^{- 5}$ . Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Krok $1 .$ Zapisz równanie dysocjacji oraz hydrolizy.

{NH}_{4} Cl \overset{dysocjacja}{\to} {NH}_{4}^{+} + {Cl}^{-}

{NH}_{4}^{+} + H_{2} O \overset{hydroliza}{⇄} {NH}_{3} + H_{3} O^{+}

Roztwór otrzymanej soli powinien być kwasowy.

Krok $2 .$ Zapisz wyrażenie na stałą hydrolizy, oblicz stężenie jonów hydroniowych.

K_{h} = \frac{[{NH}_{3}] \cdot [H_{3} O^{+}]}{[{NH}_{4}^{+}]}

[{NH}_{3}] = [H_{3} O^{+}]

oraz

[{NH}_{4}^{+}] = C_{0} - [H_{3} O^{+}]

Należy sprawdzić, czy możemy zastosować uproszczenie prawa rozcieńczeń Ostwalda:

\frac{C_{0}}{K} = \frac{0,25}{1,8 \cdot 10^{- 5}} = 13,889

W związku z tym, że $13,889 > 400$ , możemy zastosować uproszczenie.

Otrzymujemy równanie:

K_{h} = \frac{{[H_{3} O^{+}]}^{2}}{C_{0}}

[H_{3} O^{+}] = \sqrt{K_{h} \cdot C_{0}}

K_{h} = \frac{K_{H_{2} O}}{K_{b}}

[H_{3} O^{+}] = \sqrt{\frac{K_{H_{2} O} \cdot C_{0}}{K_{b}}} = \sqrt{\frac{1 \cdot 10 - 14 \cdot 0, 25 \frac{mol}{{dm}^{3}}}{1,8 \cdot 10^{- 5}}} = 1,18 \cdot 10^{- 5} \frac{mol}{{dm}^{3}}

Krok $3 .$ Oblicz $pH$ roztworu.

pH = - log [H_{3} O^{+}] = - log 1,18 \cdot 10^{- 5} = 4,9

Krok $4 .$ Zapisz odpowiedź.

$pH$ otrzymanego roztworu wynosi $4,9$ . Roztwór ma odczyn kwasowy.

Przykład 3

Oblicz $pH$ roztworu mrówczanu amonu o stężeniu $0,1 \frac{mol}{{dm}^{3}}$ . Stała dysocjacji kwasowej kwasu mrówkowego wynosi $1,8 \cdot 10^{- 4}$ , a stała dysocjacji zasadowej amoniaku jest równa $1,8 \cdot 10^{- 5}$ . Wynik podaj z dokładnością do pierwszego miejsca po przecinku.

Krok $1 .$ Zapisz równanie dysocjacji soli oraz równania hydrolizy.

{HCOONH}_{4} \to {HCOO}^{-} + {NH}_{4}^{+}

Mrówczan amonu jest solą amoniaku – ${NH}_{3}$ o charakterze słabej zasady oraz kwasu mrówkowego – $HCOOH$ , który jest słabym kwasem. W takim wypadku hydrolizie ulegają obydwa powstałe w wyniku dysocjacji jony – jest to zatem hydroliza kationowo‑anionowa:

{NH}_{3} + H_{2} O ⇄ {NH}_{4}^{+} + {OH}^{-}

{HCOO}^{-} + H_{2} O ⇄ HCOOH + {OH}^{-}

Odczyn wodnego roztworu tej soli będzie zatem zbliżony do obojętnego.

Krok $2 .$ Wyznacz wzór na stężenie jonów oksoniowych.

W przypadku soli słabych kwasów i słabych zasad o charakterze mocnych elektrolitów, gdzie stosunek molowy jonów tworzących daną sól wynosi $1 : 1$ , występuje zależność:

[A^{-}] = [B H^{+}]

[A H] = [B]

Zatem w tym przypadku dana zależność wygląda następująco:

[{HCOO}^{-}] = [{NH}_{4}^{+}]

[HCOOH] = [{NH}_{3}]

Możemy zatem podstawić odpowiednie jony we wzorze na stosunek stałej dysocjacji zasadowej do stałej dysocjacji kwasowej, otrzymując następujący wzór:

\frac{K_{b}}{K_{a}} = \frac{[{NH}_{3}] [{OH}^{-}] [{NH}_{4}^{+}]}{[{NH}_{3}] [H_{3} O^{+}] [{NH}_{4}^{+}]} = \frac{[{OH}^{-}]}{[H_{3} O^{+}]}

Podstawiając do otrzymanego wzoru wzór na iloczyn jonowy wody:

K_{w} = [{OH}^{-}] \cdot [H_{3} O^{+}]

otrzymujemy:

\frac{K_{b}}{K_{a}} = \frac{K_{w}}{{[H_{3} O^{+}]}^{2}}

Teraz można wyprowadzić wzór na stężenie jonów oksoniowych w roztworze:

{[H_{3} O^{+}]}^{2} = \frac{K_{w} \cdot K_{a}}{K_{b}}

[H_{3} O^{+}] = \sqrt{\frac{K_{w} \cdot K_{a}}{K_{b}}}

Krok $3 .$ Oblicz stężenie jonów oksoniowych.

Podstawiamy dane do wzoru:

[H_{3} O^{+}] = \sqrt{\frac{1 \cdot 10^{- 14} \cdot 1,8 \cdot 10^{- 4}}{1,8 \cdot 10^{- 5}}} = 3,2 \cdot 10^{- 7}

Krok $4 .$ Oblicz $pH$ roztworu.

pH = - \log [H_{3} O^{+}] = - \log [3,2 \cdot 10^{- 7}] = 6,5

Krok $5 .$ Zanotuj odpowiedź.

$pH$ roztworu wynosi $6,5$ .

Przy obliczaniu $pH$ roztworów soli, musisz zwrócić uwagę na typ soli, na podstawie którego możesz przewidzieć, jaki będzie odczyn jej wodnego roztworu. Na początku najlepiej napisać równanie dysocjacji, a następnie równanie hydrolizy.

Słownik

hydroliza

(gr. hýdōr „woda”, lýsis „rozłożenie”) rozkład substancji pod wpływem wody prowadzący do obniżenia lub podwyższenia odczynu wodnych roztworów soli

elektrolit

(gr. ḗlektron „bursztyn”, lytós „rozpuszczalny”) przewodnik elektryczny jonowy (zwany też przewodnikiem drugiego rodzaju), w którym poruszające się jony przenoszą ładunki elektryczne; przewodzenie prądu zawsze jest związane z transportem masy

dysocjacja elektrolityczna

samorzutny proces rozpadu elektrolitów (kwasów, zasad, soli) w roztworach na dodatnio i ujemnie naładowane cząstki, tj. jony

kwasy

związki chemiczne, odznaczające się charakterystycznymi właściwościami, m.in.: zdolnością wywoływania reakcji barwnych ze wskaźnikami (np. barwią lakmus na czerwono), roztwarzaniem wielu substancji, są donorami protonu; w wodnych roztworach cząsteczki kwasu w wyniku dysocjacji elektrolitycznej tworzą kationy oksoniowe i aniony tzw. reszt kwasowych

zasady

roztwór wodny związku chemicznego o charakterystycznych właściwościach, m.in.: wywołujące reakcje barwne ze wskaźnikami (np. barwią lakmus na niebiesko), są akceptorami protonu

Bibliografia

P. Atkins, L. Jones, Chemia ogólna. Cząstki, materia, reakcje, Warszawa 2018.

A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2007.

A. Śliwa, Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej nieorganicznej, Warszawa 1976.

Wprowadzenie

Film samouczek

Podział soli ze względu na odczyn roztworu

Jak obliczyć $pH$ roztworu soli?

Słownik

Bibliografia