Приклади розв'язування задач

Приклад 1. Концентрація іонів водню у розчині дорівнює 4_*10^-3 моль/л. Визначити рН розчину.

Розв'язування: pH = -lg[H+] =-lg 4_*l0^-3 = 3 – lg 4 = 2,4.

Приклад 2. Визначити концентрацію іонів водню у розчині, рН якого дорівнює 4,6.

Розв'язування: pH = -lg [H⁺], звідки -lg [H⁺] = pH, -lg[H⁺] = 4,6, то­ді lg[H⁺] = -4,6 = -5,4. Звідки [H⁺]=2,5_*10^-5 моль/л.

Приклад 3. Чому дорівнює концентрація розчину оцтової кисло­ти, рН якої становить 5,2?

Розв'язування: рН= -½lgК_а – ½lgС_s = ½рК_а – ½lgС_s, lgC = (-½lgK – pH)_*2, lgC = (-½lg1,76 – ½lg10^-5 – 5,2)_*2=-0,24+5-10,4=-5,64, lg C=6,34, C=2,35_*10^-6.

Розв'язуючи варіанти контрольних завдань, слід пам’ятати, що з точки зору протолітичпої теорії:

• кислота — це речовина (частинка), що здатна віддавати протон (донор протонів);

• основа — це речовина (частинка), що здатна приєднувати протон (акцептор протонів).

• гідроліз — це окремий випадок реакції протолізу і його механізм для різних типів сполук буде різним залежно від того, катіон чи аніон солі, яка піддається гідролізу, бере участь у реакції.

Гідроліз за катіоном (гідроліз катіонів). Катіони металів існують у водних розчинах у вигляді аквакомплексів певного складу. Наприклад: [Сu(Н₂O)₄]²⁺, [Сr(Н₂О)₆]³⁺ тощо, у яких молекули води зв'язані з центральним атомом (катіоном металу) ковалентними зв'язками, утвореними за донорно-акцепторними механізмами (катіон — акцептор, молекули води — донори електронних пар). Далі гідратація таких аквакомплексів молекулами води здійснюється за рахунок водневих зв'язків.

Приклад 4. Як відбувається гідроліз водного розчину CuSO₄?

Розв'язування: Мідь (II) сульфат у водному розчині дисоціює на іони: CuSO₄ Cu²⁺ + SO₄^2-, іон Cu²⁺ утворює з молекулами води аквакомплекс: Сu²⁺ + 4Н₂O [Сu(Н₂O)₄]²⁺. Щоб пояснити механізм гідролізу за катіоном, необхідно з'ясувати вплив центрального атома Сu²⁺ на одну із координованих біля нього молекул води і молекули води, яка зв'язана слабшим водневим зв'язком у гідратній оболонці (за схемою):

Центральний атом поляризує зв’язок -О-Н^δ+ у молекулі води, відштовхуючи від себе позитивно поляризований атом водню, що приводить до послаблення і розриву цього зв'язку зі зміцненням водневого зв’язку і перенесенням протону на молекулу води у гідратній оболонці (з утворенням Н₃О⁺).

Таким чином, аквакомплекс у даній рівноважній системі виступає як донор протону, тобто як кислота (а₁), якій відповідає спряжена ос­нова (b₁). Основою (b₂) є молекула води (розчинника), якій відповідає спряжена кислота Н₃О⁺ (а₂). Вона обумовлює кисле середовище розчи­ну.

Скорочено записують таким чином:

Слід пам’ятати, що гідролізу за катіоном піддаються солі, утворені слабкими основами, і тим більше, чим менше К_b (або більше pK_b) основи. Солі, утворені сильними основами і сильними кислотами, гідролізу не піддаються.

Гідроліз за аніоном (гідроліз аніонів). Гідратація аніонів здійснюється за рахунок водневих зв’язків, утворених негативно поляризованим атомом аніона і попітнію поляризованим атомом водню молекули води у гідратній оболонці невизначеного складу (залежить від ряду умов).

Приклад 5. Як відбувається гідроліз водного розчину Na₂CO₃?

Розв'язування: Динатрій карбонат у водному розчині дисоціює на іони: Na₂CO₃ 2Na⁺ + CO₃^2-. Негативно заряджений CO₃^2- притя­гує до себе позитивно поляризований атом водню молекули води, до­датково поляризує її з перетворенням водневого зв’язку в ковалентний, при цьому протон переноситься від молекули води до аніона за схемою:

Скорочено записують так:

Реакція середовища лужна, що обумовлено нагромадженням у розчині іонів ОН^-.

Слід пам’ятати: чим більший заряд і менший розмір аніона, тим більшою мірою сіль піддається гідролізу. Такі реакції найбільш характерні для аніонів CO₃^2-, РО₄^3-, SO₃^2-, CN^-, NO₂^-, СН₃СОО^- та інших, тобто гідролізу за аніоном піддаються солі, утворені слабкою кислотою і тим більше, чим менше К_а (або більше рК_а) кислоти.

Для розрахунку ступеня гідролізу використайте закон розведення Оствальда:

де h — ступінь гідролізу, К_г — константа гідролізу, С — молярна концентрація солі.

Для розрахунку константи гідролізу використовують формули:

якщо гідроліз відбувається за аніоном, то ; якщо за катіоном, то для солей слабкої кислоти і слабкої основи , де К_г, К_b, К_а — константа відповідно гідролізу, іонізації основи, іонізації кислоти (див. табл. 3).

Для розрахунку рН солі, яка гідролізується, використовують формули:

а) pH=7 + ½pK_a + ½lgС_s

б) рН=7 - ½рК_b - ½lgС_s

в) рН=7 + ½рК_а - ½рК_b.