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