1Моль 1моль

(h∙с) моль (h∙с) моль

, або

можна виразити константу гідролізу через ступінь гідролізу

якщо h<10%, тоді 1-h≈1

Приклад 1. Обчислити константу i ступiнь гiдролiзу калій ціаніду в 0.01 М розчині його за 25 ^оC.

Дано:

c(KCN) = 0.01 моль/дм³

t ^оC = 25

K_г – ? h – ?

Для розв'язування прикладу необхiдно взяти з довiдника значення йонного добутку води за вказаної температури i константи йонiзацiї цiанiдної кислоти: K_w = 1× 10^–14, K_дHCN = 6.2× 10^–10.

Розв'язок

1) Яка константа гiдролiзу калiй цiанiду?

KCN + nH₂O → K⁺ _гiдр. + CN^– _гiдр.

Солеподiбна сполука калій ціанід гiдролiзує за анiоном:

CN^– _гiдр. + HOH ↔ HCN + OH^–

K_г = ;

K_г = == 1.61× 10^–5

2) Який ступiнь гiдролiзу калiй цiанiду?

h = ; h == 4.015× 10^–2 = 0.0402, або 4.02 %.

В.: 1.61× 10^–5; 4.02 %.

Другий тип гiдролiзу солей чи солеподібних сполук.

Приклад, амонiй хлорид (NH₄Cl):

NH₄Cl + nH₂O → NH_гiдр. + Cl^–_гiдр.

NH_гiдр. + HOH ↔ NH_3× H₂O + H⁺_гiдр.

K_г = ; h =

Якщо катiон високозарядний, то гiдролiз за катiоном проходить постадійно

Третiй тип гiдролiзу солей чи солеподібних сполук.

Приклад, гiдролiз амонiй ацетату – CH₃COONH₄, коли гiдролiзує i катiон, i анiон:

CH₃COONH₄ + nH₂O → CH₃COO^–_гiдр. + NH_гiдр.

гiдратацiя i дисоцiацiя

CH₃COO^–_гiдр. + NH_гiдр. + HOH ↔ CH₃COOH + NH_3× H₂O

гiдролiз

K_г = ,

Фактори, що впливають на гідроліз: температура, концентрація солі, характер продуктів гідролізу, комплексоутворення, природа аніона.

Шляхи посилення гідролізу: розбавлення розчинів, підвищення температури, видалення продуктів гідролізу, додавання до розчину катіонів – сильних комплексоутворювачив і аніонів – сильних донорів пар електронів.

5.2. Значення гідролізу в якісному аналізі:

• реакції гідролізу використовують як характерні реакції відкриття цілого ряду катіонів і аніонів (Bi; Be; → Bi(OH)₂ Cl↓, Be(OH)₂ Cl; Al⁺³; SiO₃^2-; CH₃COO^-)

• для розподілу йонів (для відділення Cr³⁺ від Al³⁺ додають надлишок лугу, при цьому утворюється Al₃^3- і CrO₃^3- а при подальшому кип’ятінні розчину хроміт гідролізується і утворює осад Cr(OH)₃ , а алюмінат ні.)

• для регулювання рН розчинів, які аналізуються (якщо додавати Na₂CO₃, CH₃COONa збільшується [ОН^-] і рН збільшується, а при додаванні NH₄Cl збільшується [Н⁺] і рН знижується).

5.3. Амфотерні гідроксиди

Амфотерність - виявлення сполуками як основних так і кислотних властивостей. Амфотерність покладена в основу кислотно-лужної класифікації катіонів, для виявлення окремих катіонів, для ідентифікації сполук.

Типові амфотерні гідроксиди: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sb(OH)₂, Cr(OH)₃.

Всі амфотерні гідроксиди – тверді речовини, малорозчинні у воді, слабкі електроліти і не змінюють забарвлення індикаторів.

Приклад: Zn(OH)₂

Основні властивості: Zn(OH)₂ + 2Cl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

Кислотні властивості: Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2OH^- = ZnO₂^2- + 2H₂O

В системі осад-розчин спостерігаються такі рівноваги:

2H⁺ + ZnO₂^2- ↔ Zn(OH)₂ ↔ Zn²⁺ + 2OH^-

розчин осад розчин

Іонізація амфотерних гідроксидів характеризується двома константами: основною та кислотною.

Основна

Кислотна

З цього можна зробити висновок, що Zn(OH)₂ сильніше виявляє основні властивості ніж кислотні.