1
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/1 dr hab. W. Makowski
Wykład 7: Hydroliza, bufory
Hydroliza soli
Bufory
Pojemność buforowa
Krzywe miareczkowania
Wskaźniki pH
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/2 dr hab. W. Makowski
Hydroliza soli
sole słabych kwasów i mocnych zasad
CH
3
COONa:
CH
3
COO
-
+ H
2
O
CH
3
COOH
+ OH
-
KCN:
CN
-
+ H
2
O
HCN
+ OH
-
NaNO
2
:
NO
2
-
+ H
2
O
HNO
2
+ OH
-
sole słabych zasad i mocnych kwasów
NH
4
Cl:
NH
4
+
+ H
2
O
NH
3
+ H
3
O
+
AlCl
3
:
[Al(H
2
O)
6
]
3+
+ H
2
O
[Al(H
2
O)
5
OH]
2+
+ H
3
O
+
sole słabych kwasów i słabych zasad
CH
3
COONH
4
:
CH
3
COO
-
+ H
2
O
CH
3
COOH
+ OH
-
NH
4
+
+ H
2
O
NH
3
+ H
3
O
+
odczyn zasadowy
odczyn kwaśny
odczyn ?
- reakcje protolityczne anionów lub kationów z cząsteczkami wody
2
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/3 dr hab. W. Makowski
Stała hydrolizy
sól słabego kwasu HA (aniony A
-
) - zasada Brønsteda
A
-
+ H
2
O HA + OH
-
HA
a
w
A
b
K
K
A
O
H
OH
O
H
HA
A
OH
HA
K
]
][
[
]
][
][
[
]
[
]
][
[
3
3
a
w
b
K
K
K
dla sprzężonej pary kwas-zasada
w
b
a
K
K
K
im słabszy kwas, tym mocniejsza sprzężona z nim zasada
14
b
a
pK
pK
im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/4 dr hab. W. Makowski
Stopień hydrolizy
o
a
w
h
h
h
o
h
o
h
o
a
w
c
K
K
c
c
c
K
K
1
)
1
(
)
(
2
2
sól słabego kwasu i mocnej zasady
A
-
+
H
2
O HA + OH
-
c
o
(1-α
h
)
c
o
α
h
c
o
α
h
2
log
2
7
]
[
o
a
a
o
w
o
h
c
pK
pOH
K
c
K
c
OH
]
[
]
][
[
A
OH
HA
K
b
2
log
2
7
o
a
c
pK
pH
3
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/5 dr hab. W. Makowski
Sole amfiprotyczne
jednocześnie ulegają dysocjacji kwasowej i hydrolizie zasadowej
HCO
3
-
+ H
2
O H
3
O
+
+ CO
3
2-
HCO
3
-
+ H
2
O H
2
CO
3
+ OH
-
np. wodorowęglany
1
a
HA
2
a
1
a
HA
3
K
c
K
K
c
]
O
H
[
2
a
1
a
3
K
K
]
O
H
[
2
1
2
1
a
a
pK
pK
pH
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/6 dr hab. W. Makowski
Hydroliza - obliczenia
Przykład 7.1: Jakie powinno być stężenie roztworu NH
4
Cl, by
wykazywał on pH = 5,5?
(pK
b NH3
= 4,75)
]
[
]
][
[
4
3
3
NH
O
H
NH
K
a
[H
3
O
+
] = 10
-5,5
= 3,16∙10
-6
NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+
H
3
O
+
c
o
-3,16∙10
-6
3,16∙10
-6
3,16∙10
-6
6
2
6
10
10
16
,
3
)
10
16
,
3
(
10
62
,
5
o
c
2
6
10
2
6
10
78
,
1
10
16
,
3
10
62
,
5
)
10
16
,
3
(
o
c
10
75
,
4
14
10
6
,
5
10
/
10
/
b
w
a
K
K
K
4
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/7 dr hab. W. Makowski
Hydroliza – obliczenia cd.
Przykład 7.2: Jak zmieni się stopień hydrolizy KCN w roztworze
0.05 M po dodaniu KOH (0,01 M)
(pK
a HCN
= 9,31)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/8 dr hab. W. Makowski
Bufor kwasowy
Roztwór zawierający podobne stężenia słabego kwasu HA (c
k
)
i jego soli z mocną zasadą (c
s
)
HA +
H
2
O H
3
O
+
+ A
-
c
k
-x
x
x
(tylko kwas)
c
k
-y
y
c
s
+y
(kwas i sól)
cofnięta dysocjacja ⇒ y << c
s
i c
k
k
s
k
s
a
c
c
O
H
y
c
y
c
O
H
HA
A
O
H
K
]
[
)
](
[
]
[
]
][
[
3
3
3
k
s
a
c
c
pK
pH
log
Równanie
Hendersona-Hasselbacha
5
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/9 dr hab. W. Makowski
Bufor zasadowy
Roztwór zawierający podobne stężenia słabej zasady B (c
z
)
i jej soli z mocnym kwasem (c
s
)
B +
H
2
O BH
+
+ OH
-
c
z
-y
c
s
+y
y
cofnięta dysocjacja
⇒
y << c
s
i c
z
z
s
z
s
b
c
OH
c
y
c
OH
y
c
B
OH
BH
K
]
[
]
)[
(
]
[
]
][
[
s
z
b
c
c
pK
pH
log
14
z
s
b
c
c
pK
pOH
log
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/10 dr hab. W. Makowski
Właściwości roztworów buforowych
k
s
a
k
s
a
n
n
pK
c
c
pK
pH
log
log
• nie zmieniają pH w wyniku rozcieńczenia
• w niewielkim stopniu zmieniają pH po dodaniu małych ilości
mocnego kwasu lub zasady
Rozwór buforowy można wytworzyć
• mieszając roztwór słabego kwasu z roztworem jego soli z mocną
zasadą
• częściowo zobojętniając roztwór słabego kwasu mocną zasadą
• działając mocnym kwasem na roztwór soli słabego kwasu i mocnej
zasady
(na przykładzie buforów kwasowych)
6
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/11 dr hab. W. Makowski
Roztwory buforowe – obliczenia
45
,
4
1
,
0
05
,
0
log
75
,
4
log
k
s
a
c
c
pK
pH
Przykład 7.3: Oblicz zmianę pH 1 dm
3
buforu octanowego
zawierającego 0,1 M CH
3
COOH
(pK
a
= 4,75)
i O,05 M CH
3
COONa
po dodaniu: a) 0,02 mol NaOH, b) 0,05 mol HCl:
a) dodanie 0,02 mol NaOH:
OH
-
+ CH
3
COOH → CH
3
COO
-
+ H
2
O
c
s
= 0,05 + 0,02 = 0,07 M
c
k
= 0,1 - 0,02 = 0,08 M
69
,
4
08
,
0
07
,
0
log
75
,
4
pH
• roztwór wyjściowy
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/12 dr hab. W. Makowski
Roztwory buforowe – obliczenia cd.
b) dodanie 0,05 mol HCl
H
3
O
+
+ CH
3
COO
-
→ CH
3
COOH + H
2
O
c
k
= 0,1 + 0,05 = 0,15 M
c
s
= 0,05 - 0,05 = 0,00 M
nie ma już roztworu buforowego!
powstał roztwór 0,15 M CH
3
COOH (+ 0.05 M NaCl)
79
,
2
2
82
,
0
2
75
,
4
2
log
2
o
a
c
pK
pH
k
s
a
c
c
pK
pH
log
nie można już stosować równania
Hendersona-Hasselbacha
7
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/13 dr hab. W. Makowski
Pojemność buforowa
pH
n
dpH
dn
Δn –
liczba moli mocnego jednoprotonowego
kwasu (lub zasady) dodana do roztworu
buforowego (w przeliczeniu na 1 dm
3
)
ΔpH – zmiana pH wywołana tym dodatkiem
Obliczanie pojemność buforowej
k
s
a
c
c
pK
pH
log
n
c
n
c
pK
pH
pH
k
s
a
log
HA + NaOH → NaA + H
2
O
• stężenie soli NaA rośnie
• stężenie kwasu HA maleje
• pH rośnie
k
s
k
s
c
c
n
c
n
c
pH
log
log
Przykład 1: Bufor kwasowy (HA + NaA)
Dodajemy zasadę (NaOH)
trzeba wyliczyć Δn
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/14 dr hab. W. Makowski
Obliczanie pojemność buforowej cd.
Jeżeli c
k
= c
s
= 0.1 M
i ΔpH = 0.1
k
s
k
s
c
c
n
c
n
c
pH
log
log
s
k
k
s
pH
c
c
n
c
n
c
10
n
c
c
c
n
c
c
c
k
s
k
s
s
k
pH
)
(
10
)
10
(
)
1
10
(
s
pH
k
pH
s
k
c
c
c
c
n
0115
,
0
)
1
,
0
259
,
1
1
,
0
(
)
1
259
,
1
(
1
,
0
1
,
0
n
115
,
0
1
,
0
0115
,
0
8
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/15 dr hab. W. Makowski
Zastosowanie pomiarów pH
- miareczkowanie kwasu zasadą (alkacymetria)
Miareczkowanie (ang. titration)
- technika chemicznej analizy ilościowej polegająca
na dodawaniu roztworu reagenta o znanym
stężeniu (titranta) z biurety do roztworu
substancji, której stężenie jest oznaczane
- dla punktu końcowego miareczkowania objętość
zużytego titranta odpowiada ilości oznaczanej
substancji
- w reakcjach zobojętniania pomiar pH można
wykorzystać do wykrycia punktu końcowego
miareczkowania
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/16 dr hab. W. Makowski
Krzywe miareczkowania
pH
V
NaOH
(cm
3
)
Zależności pH od objętości roztworu NaOH podczas zobojętniania
40 cm
3
0,1 M roztworu słabego lub mocnego kwasu
Słaby kwas
Mocny kwas
hydrolizująca sól
bufor
kwas
sól, hydroliza cofnięta
HCl + NaOH = NaCl + H2O
CH
3
COOH + NaOH =
= CH
3
COONa + H
2
O
9
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/17 dr hab. W. Makowski
Krzywa miareczkowania kwasu trójprotonowego
pH
n NaOH (mol)
1 mol H
3
PO
4
H
3
PO
4
H
3
PO
4
+
NaH
2
PO
4
NaH
2
PO
4
NaH
2
PO
4
+Na
2
HPO
4
Na
2
HPO
4
Na
2
HPO
4
+Na
3
PO
4
Na
3
PO
4
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/18 dr hab. W. Makowski
Wskaźniki pH
- barwne kwasy organiczne, których barwa zależy od pH,
dodawane w niewielkich ilościach do badanego roztworu
HInd + H
2
O H
3
O
+
+ Ind
-
barwa 1
barwa 2
]
[
]
[
log
HInd
Ind
pK
pH
HInd
a
1
,
0
]
[
]
[
Ind
H
Ind
10
]
[
]
[
Ind
H
Ind
roztwór ma barwę 1
roztwór ma barwę 2
Zmiana barwy
zachodzi zwykle
w zakresie
2 jednostek pH
(pK
a
± 1)
HInd
a
pK
pH
HInd
Ind
10
]
[
]
[
1
]
[
]
[
Ind
H
Ind
roztwór ma barwę przejściową
10
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/19 dr hab. W. Makowski
Kolory wskaźników pH
oranż metylowy (3,1-4,4)
czerwień metylowa
błękit bromotymolowy
fenoloftaleina (8,2-10,0)
żółcień alizarynowa
fiolet metylowy
błękit tymolowy
żółcień metylowa
błękit bromofenolowy
lakmus
czerwień fenolowa
tymoloftaleina