Hydroliza soli

Jak to rozwiązać — hydroliza anionu węglanowego

Krok 1. Stała K_b. Dla reakcji CO₃²⁻ z wodą używamy K_a2 kwasu węglowego: $K_b=\dfrac{K_w}{K_{a2}}=\dfrac{1{,}00\cdot10^{-14}}{4{,}68\cdot10^{-11}}=2{,}14\cdot10^{-4}$.

Krok 2. Stężenie OH⁻ (prawo rozcieńczeń, $[OH^-]=\sqrt{K_b\cdot c}$): $[OH^-]=\sqrt{2{,}14\cdot10^{-4}\cdot0{,}10}=4{,}63\cdot10^{-3}$ mol·dm⁻³.

Krok 3. pH: $pOH=-\log(4{,}63\cdot10^{-3})=2{,}33$ → $pH=14-2{,}33=\mathbf{11{,}7}$.

✔ Zgodne z kluczem: pH ≈ 11,7.

1. Krok 1 – Obliczenie stężenia molowego chlorku amonu w roztworze

   Masa molarna chlorku amonu: $M(\text{NH}_4\text{Cl}) = 14 + 4 + 35{,}5 = 53{,}5 \ \text{g/mol}$

   Liczba moli NH₄Cl:

   $$n(\text{NH}_4\text{Cl}) = \frac{m}{M} = \frac{0{,}10 \ \text{g}}{53{,}5 \ \text{g/mol}} \approx 1{,}869 \times 10^{-3} \ \text{mol}$$

   Stężenie molowe roztworu (objętość $V = 100 \ \text{cm}^3 = 0{,}100 \ \text{dm}^3$):

   $$c(\text{NH}_4^+) = \frac{n}{V} = \frac{1{,}869 \times 10^{-3} \ \text{mol}}{0{,}100 \ \text{dm}^3} \approx 1{,}869 \times 10^{-2} \ \text{mol/dm}^3$$

2. Krok 2 – Wyznaczenie stałej hydrolizy kationu amonowego $K_h$

   Hydroliza kationu amonowego jest reakcją odwrotną do dysocjacji zasady amonowej. Stałą hydrolizy obliczamy ze wzoru:

   $$K_h = \frac{K_w}{K_b(\text{NH}_3)}$$

   Przyjmując wartości standardowe: $K_w = 1{,}0 \times 10^{-14}$ oraz $K_b(\text{NH}_3) = 1{,}8 \times 10^{-5}$:

   $$K_h = \frac{1{,}0 \times 10^{-14}}{1{,}8 \times 10^{-5}} \approx 5{,}56 \times 10^{-10}$$

3. Krok 3 – Obliczenie stężenia jonów hydroniowych $[\text{H}_3\text{O}^+]$

   Równowaga hydrolizy:

   $$\text{NH}_4^+ + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_3 + \text{H}_3\text{O}^+$$

   Przyjmując, że stopień hydrolizy jest mały, stężenie $[\text{H}_3\text{O}^+] = x$:

   $$K_h = \frac{x^2}{c - x} \approx \frac{x^2}{c}$$ $$x^2 = K_h \cdot c = 5{,}56 \times 10^{-10} \times 1{,}869 \times 10^{-2}$$ $$x^2 = 1{,}039 \times 10^{-11}$$ $$x = [\text{H}_3\text{O}^+] = \sqrt{1{,}039 \times 10^{-11}} \approx 3{,}22 \times 10^{-6} \ \text{mol/dm}^3$$

   Sprawdzenie założenia: $x \ll c$ — warunek spełniony ($3{,}22 \times 10^{-6} \ll 1{,}869 \times 10^{-2}$).

4. Krok 4 – Obliczenie pH

   $$\text{pH} = -\log[\text{H}_3\text{O}^+] = -\log(3{,}22 \times 10^{-6})$$ $$\text{pH} = 6 - \log(3{,}22) \approx 6 - 0{,}508 \approx 5{,}5$$

5. Krok 5 – Wybór barwy wskaźnika

   Błękit bromotymolowy (BBT) zmienia barwę w zakresie pH 6,0–7,6:

   • pH $\lt 6{,}0$ → barwa żółta
   • pH $6{,}0 \div 7{,}6$ → barwa zielona (strefa przejściowa)
   • pH $> 7{,}6$ → barwa niebieska

   Obliczone pH $\approx 5{,}5$, co jest poniżej zakresu przejściowego wskaźnika ($\lt 6{,}0$), zatem roztwór zabarwi się na żółto.

   Odpowiedź B (kolor żółty) jest poprawna, ponieważ pH roztworu wynosi ok. 5,5, a w środowisku kwaśnym (pH $\lt 6{,}0$) błękit bromotymolowy przyjmuje barwę żółtą.

   Odpowiedź A (kolor zielony) jest niepoprawna – barwa zielona pojawia się dopiero w zakresie pH 6,0–7,6 (okolice neutralnego), a nasz roztwór jest wyraźnie kwaśny.

   Odpowiedź C (kolor niebieski) jest niepoprawna – barwa niebieska charakteryzuje środowisko zasadowe (pH $> 7{,}6$), a roztwór NH₄Cl ma odczyn kwaśny.

Wynik końcowy:

$$\boxed{\text{pH} \approx 5{,}5}$$

Poprawna odpowiedź to B – zawartość probówki zabarwia się na kolor żółty, charakterystyczny dla błękitu bromotymolowego w środowisku kwaśnym.

Jak to rozwiązać — hydroliza a odczyn soli

NaHCO₃ — sól mocnej zasady i słabego kwasu (H₂CO₃); anion HCO₃⁻ hydrolizuje zasadowo → odczyn zasadowy → probówka 3.

ZnCl₂ — sól słabej zasady Zn(OH)₂ i mocnego kwasu HCl; kation Zn²⁺ hydrolizuje kwasowo → odczyn kwasowy → probówka 1.

CH₃COONH₄ — sól słabego kwasu i słabej zasady o zbliżonej mocy → odczyn ≈ obojętny → probówka 2.

✔ Zgodne z kluczem: NaHCO₃→3, ZnCl₂→1, CH₃COONH₄→2.

Jak to rozwiązać — kto ulega hydrolizie

Zdanie 1 — FAŁSZ. W probówce 1. jest ZnCl₂ — hydrolizie ulega kation Zn²⁺ (nie aniony). W probówce 3. jest NaHCO₃ — hydrolizie ulega anion HCO₃⁻ (nie kationy). Zdanie twierdzi odwrotnie → F.

Zdanie 2 — PRAWDA. W probówce 2. jest CH₃COONH₄ — hydrolizie ulegają oba jony: kation NH₄⁺ (kwasowo) i anion CH₃COO⁻ (zasadowo) → P.

✔ Zgodne z kluczem: 1 — F, 2 — P.

Jak to rozwiązać — hydroliza anionu SO₃²⁻

Różowe zabarwienie fenoloftaleiny świadczy o odczynie zasadowym. Odpowiada za to hydroliza anionu (zasada Brønsteda) SO₃²⁻, który odbiera proton od wody:

SO₃²⁻ + H₂O ⇄ HSO₃⁻ + OH⁻

Pary sprzężone: kwas 1 (H₂O) / zasada 1 (OH⁻); zasada 2 (SO₃²⁻) / kwas 2 (HSO₃⁻). Powstające jony OH⁻ nadają odczyn zasadowy.

✔ Zgodne z kluczem.

Rozwiązanie

kwas 1 = H₂O, zasada 2 = NO₂⁻, zasada 1 = OH⁻, kwas 2 = HNO₂. (H₂O $+$ NO₂⁻ ⇌ OH⁻ $+$ HNO₂.)

Rozwiązanie

CH₃COONa (octan sodu) — pochodzi od najsłabszego kwasu (octowego, $K_a=1{,}8\cdot10^{-5}$), więc jego anion najsilniej hydrolizuje, dając najwyższe pH.

Rozwiązanie

• Probówka I: roztwór przyjmuje malinowe (różowe) zabarwienie (odczyn zasadowy — hydroliza anionowa SO₃²⁻).
• Probówka II: wydziela się bezbarwny gaz o ostrym (duszącym) zapachu — SO₂.

Rozwiązanie

Powstaje octan sodu (równomolowe ilości). A (niebieskie zabarwienie), ponieważ 3 — octan sodu ulega hydrolizie anionowej, dając odczyn zasadowy.

Rozwiązanie

Odczyn zasadowy. W punkcie równoważnikowym roztwór zawiera octan sodu; jon octanowy ulega hydrolizie anionowej: CH₃COO⁻ $+$ H₂O ⇌ CH₃COOH $+$ OH⁻, co daje odczyn zasadowy (pH $=9$).

Rozwiązanie

• Sprzężona para 1: kwas H₂O / zasada OH⁻.
• Sprzężona para 2: kwas HCO₃⁻ / zasada CO₃²⁻.

Rozwiązanie

Zwiększenie. Podwyższenie pH oznacza wzrost stężenia OH⁻, co (reguła przekory) przesuwa równowagę w lewo — rośnie stężenie CO₃²⁻.

Rozwiązanie

1. pH $=12$ → pOH $=2$ → $[$OH⁻$]=10^{-2}=0{,}01\ \tfrac{\text{mol}}{\text{dm}^3}$; $[$HCO₃⁻$]=[$OH⁻$]=0{,}01$; $[$CO₃²⁻$]=0{,}51-0{,}01=0{,}50$.
2. $K_b=\dfrac{[\text{HCO}_3^-][\text{OH}^-]}{[\text{CO}_3^{2-}]}=\dfrac{0{,}01\cdot0{,}01}{0{,}50}=\mathbf{2{,}0\cdot10^{-4}}$.

Rozwiązanie

• Probówka I (odczyn zasadowy): HPO₄²⁻ $+$ H₂O ⇌ H₂PO₄⁻ $+$ OH⁻.
• Probówka II (odczyn kwasowy): HSO₄⁻ $+$ H₂O ⇌ SO₄²⁻ $+$ H₃O⁺.

Rozwiązanie

Odczyn kwasowy. NH₄⁺ $+$ H₂O ⇌ NH₃·H₂O $+$ H⁺ (hydroliza kationowa).

Rozwiązanie

Roztwór NaH₂PO₄ ma odczyn kwasowy, bo dominuje dysocjacja jonu wodorofosforanowego(V):

H₂PO₄⁻ ⇄ HPO₄²⁻ $+$ H⁺.

Rozwiązanie

Amfoteryczny jest jon H₂PO₄⁻ (ma proton do oddania i może przyłączyć proton):

• jako kwas: H₂PO₄⁻ $+$ OH⁻ $\to$ HPO₄²⁻ $+$ H₂O;
• jako zasada: H₂PO₄⁻ $+$ H₃O⁺ $\to$ H₃PO₄ $+$ H₂O.

Rozwiązanie

• I — odczyn zasadowy (sól mocnej zasady i słabego kwasu): C₁₇H₃₅COO⁻ $+$ H₂O $\rightleftharpoons$ C₁₇H₃₅COOH $+$ OH⁻.
• II — odczyn kwasowy (sól słabej zasady i mocnego kwasu): NH₄⁺ $+$ H₂O $\rightleftharpoons$ NH₃·H₂O $+$ H⁺.