5. RÓWNOWAGI W ROZTWORACH WODNYCH

5.1. HYDROLIZA SOLI

Hydrolizą nazywa się wzajemne oddziaływanie jonów soli z wodą, w której ta sól jest rozpuszczona. Hydrolizie ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad, dając odczyn alkaliczny, sole mocnych kwasów i słabych zasad, dając odczyn kwaśny oraz sole słabych kwasów i słabych zasad dając odczyn obojętny, słabo kwaśny lub słabo zasadowy. Nie ulegają hydrolizie sole mocnych kwasów i mocnych zasad np. KC1, NaCl, NaNO₃, Na₂SO₄.

• Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady np. octanu sodu CH₃COONa.

Octan sodu ulega w wodzie całkowitej dysocjacji:

CH₃COONa CH₃OO⁻ + Na⁺

i powstające jony octanowe reagują z jonami wodorowymi, pochodzącymi z dysocjacji wody w minimalnych ilościach. Tworzy się słaby kwas octowy oraz mocna zasada, powodująca odczyn alkaliczny. Hydrolizę octanu sodu można przedstawić równaniem:

CH₃COO⁻ + Na⁺ + H₂O CH₃COOH + Na⁺ + OH^-

lub w postaci uproszczonej (pomijając jony Na⁺)

CH₃COO⁻ + H₂O CH₃COOH + OH^-

Hydroliza tego typu związków nosi nazwę hydrolizy anionowej lub zasadowej.

• Hydroliza soli mocnego kwasu i słabej zasady np. chlorku amonu NH₄Cl.

Chlorek amonu ulega w wodzie całkowitej dysocjacji:

NH₄Cl NH₄⁺ + Cl⁻

i powstające jony amonowe reagują z jonami wodorotlenowymi pochodzącymi z dysocjacji wody. Tworzy się słaba zasada i mocny kwas, powodujący odczyn kwaśny. Hydrolizę chlorku amonu można przedstawić równaniem:

NH₄⁺ + Cl⁻ + H₂O NH₄OH + H⁺ + Cl⁻

lub w postaci uproszczonej (pomijając jony Cl⁻)

NH₄⁺ + H₂O NH₄OH + H⁺

Hydroliza tego typu związków nosi nazwę hydrolizy kationowej lub kwasowej.

• Hydroliza soli słabego kwasu i słabej zasady np. octanu amonu CH₃COONH₄

Octan amonu ulega w wodzie całkowitej dysocjacji:

CH₃COONH₄ CH₃COO⁻ + NH₄⁺

i powstające jony octanowe reagują z jonami wodorowymi, pochodzącymi z dysocjacji wody, tworząc słaby kwas octowy, zaś jony amonowe reagują z jonami wodorotlenowymi tworząc słabą zasadę. Hydrolizę octanu amonu można przedstawić równaniem

CH₃COO^−- + NH₄⁺ + H₂O CH₃COOH + NH₄OH

Odczyn roztworu jest obojętny, gdyż moc kwasu CH₃COOH i zasady NH₄OH jest jednakowa. W tego typu solach odczyn roztworu będzie zależał od mocy powstających elektrolitów. Jeżeli kwas jest mocniejszy od zasady, to odczyn roztworu będzie słabo kwaśny, natomiast w przypadku odwrotnym - odczyn słabo zasadowy.

Sole kwasów wieloprotonowych lub zasad wielowodorotlenowych hydrolizują wielostopniowo, np. Na₂CO₃:

CO₃²⁻ + H₂O HCO₃⁻ + OH⁻ I stopień hydrolizy

HCO₃⁻ + H₂O H₂CO₃ + OH⁻ II stopień hydrolizy

Miarą procesu hydrolizy jest stopień hydrolizy β, który jest stosunkiem liczby cząsteczek zhydrolizowanych (n_h) do liczby cząsteczek soli wprowadzonych do roztworu (n):

oraz stała równowagi reakcji hydrolizy zwana stałą hydrolizy:

K_h= β²c

gdzie: c oznacza stężenie soli ulegającej hydrolizie. Wartość stałej hydrolizy K_h jest stała w stałej temperaturze (analogicznie jak dla procesu dysocjacji).

5.2 WSKAŹNIKI KWASOWO-ZASADOWE

W celu określenia wartości pH badanego roztworu stosuje się metody wizualne i instrumentalne. W metodach wizualnych wykorzystuje się zmianę barwy odpowiedniego wskaźnika, którego zabarwienie jest zależne od odczynu roztworu a w instrumentalnych pomiary metodą potencjometryczną-pehametryczną.

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (nazywane także wskaźnikami pH czy indykatorami) są to substancje, które wraz ze zmianą środowiska (z kwasowego na zasadowe lub odwrotnie) zmieniają swoją barwę. Wśród nich dominują substancje organiczne, które są słabymi kwasami lub zasadami organicznymi, a ich jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki nie zdysocjowane.

Tabela 1

Najważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe

Wskaźnik	Zakres pH zmiany barwy	Barwa w środowisku
				kwasowym	zasadowym
Błękit bromofenolowy	3,0 - 4,6	żółta	niebieska
Oranż metylowy	3,1 - 4,4	czerwona	żółta
Czerwień metylowa	4,2 - 6,2	czerwona	żółta
Błękit brmotymolowy	6,0 - 7,6	żółta	niebieska
Fenoloftaleina	8,1 - 10, 0	bezbarwna	malinowa

WYKONANIE ĆWICZENIA

1. Hydroliza soli

Za pomocą pehametru zmierzyć wartość wykładnika stężenia jonów wodorowych (pH) roztworów wodnych podanych poniżej soli, a następnie podać dla soli ulegających hydrolizie jonowe równanie reakcji hydrolizy uwzględniając pierwszy etap tego procesu

Roztwór soli	Stężenie	pH	Równanie reakcji hydrolizy
NaCl	1,0 mol/dm^3
NaHCO3	0,1 mol/dm^3
CH3COONa	1,0 mol/dm^3
Fe(NO3)3	0,001 mol/dm^3
Zn(NO3)2	0,5 mol/dm^3
Na2S	0,01 mol/dm^3
Al2(SO4)3	0,001 mol/dm^3
Na2CO3	0,01 mol/dm^3
Na2SO4	1,0 mol/dm^3
Na2HPO4	0,1 mol/dm^3
Na2HPO4	0,01 mol/dm^3
NH4NO3	0,1 mol/dm^3

2. Stopień i stała hydrolizy

Zmierzyć pH roztworów CH₃COONa, Zn(NO₃)₂, NH₄NO₃, NaHCO₃ o podanych w pkt.1 stężeniach, a następnie w oparciu o uzyskane wartości obliczyć stopień i stałą hydrolizy każdej z badanych soli.

Roztwór soli	Stężenie	pH	Stopień hydrolizy (β)	Stała hydrolizy (Kh)
CH3COONa	1,0 mol/dm^3
Zn(NO3)2	0,5 mol/dm^3
NH4NO3	0,1 mol/dm^3
NaHCO3	0,1 mol/dm^3

3. Wpływ stężenia soli na stopień hydrolizy

Z roztworu octanu sodu o stężeniu 1,0 mol/dm3 przygotować roztwory o stężeniach: 0,1 mol/dm³ i 0,01 mol/dm³. W tym celu odmierzyć pipetą 10 cm3 roztworu octanu sodu o stężeniu 1,0 , przenieść roztwór do kolby miarowej o objętości 100 cm3 i dopełnić wodą destylowaną do kreski. Zawartość kolby dobrze wymieszać, a następnie z t6ak sporządzonego roztworu pobrać pipetą 10 cm3 i rozcieńczyć dziesięciokrotnie w kolbie miarowej na 100 cm3. Za pomocą pehametru zmierzyć wartość wykładnika jonów wodorowych (pH) dla trzech roztworów. Na podstawie odczytanych wartości pH obliczyć wartość stężenia jonów OH- oraz wartość stopnia hydrolizy (β). Wyniki zestawić w tabeli:

Stężenie roztworu CH3COONa	pH	[OH-]	Stopień hydrolizy
1.0 mol/dm^3
0,1 mol/dm^3
0,01 mol/dm^3

4. Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Za pomocą pehametru dokonać pomiaru pH pięciu wskazanych roztworów, a następnie obliczyć stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych w tych roztworach. Ponadto określić barwę jaką w tych roztworach przyjmują wybrane wskaźniki (indykatory). Wyniki zestawić w tabeli:

Badany roztwór	pH	Wskaźnik				[H^+]	[OH^-]
				Oranż metylowy	Czerwień metylowa			Błękit bromoty-molowy	Fenolof-taleina

1

10

---