Obraz4 (52)

NH«* + H2O - NH3 + H3O*    (4 j ^

kwas zasada zasada kwas

Sumaryczne równanie reakcji hydrolizy przybiera więc następującą postać-CH3COO" + NH«⁺    CH3COOH + NH₃    (4.1.45)

Stała hydrolizy jest zatem stałą równowagi reakcji (4.1.45).

_K _ [CH₃COOH][NH₃] ^h [NH₄⁺][CH₃COO~]

Ponieważ:

_K _[ęH₃COQ-][H₃O^ł] ^a [CH3COOH]

(4.1.46)

(4.1.47)

zatem:

_[CH,C00_HlJ^CH’^C00~^1[H’^0t,

zaś:

„ _[NH₄⁺][OH"]

S da

(4.1.48)

(4.1.49)

to:

₁NH₃] = ?NH4^ł][OH-] ^Kb

(4.1.50)

Podstawiając [CH₃COOH] i [NH3] do równania (4.1.46) otrzymuje się:

^ _[NH₄⁺][0H-][H₃0⁺j[CH₃C00-] K_w

Aj. =-7--—-- (4.1.01)

lf_b[NH₄⁺]8:,[CH₃COO-] K_bK,

Stężenie jonów H₃0⁺oblicza się ze wzoru:

Bi

(4.1.52)

Po uwzględnieniu ujemnego logarytmu wyrażenie (4.1.52) ma postać:

(4.1.53)

PH = ^P*w +|p*a

Z równania (4.1.53) wynika, że pH roztworu soli słabego kwasu i słabej zasady zależy od wartości ich stałych dysocjacji, natomiast nie zależy od stężenia roztworu.

Odczyn roztworu zależy od stosunku wartości K_a i Kt, powstających elektrolitów. W omawianym przypadku moc kwasu CH3COOH i zasady NH3 ■ aq jest jednakowa, stąd odczyn roztworu jest obojętny. Jeśli kwas, z którego powstała sól, jest mocniejszy od zasady, odczyn roztworu jest słabo kwaśny, natomiast gdy kwas jest słabszy - słabo zasadowy.

Stopień hydrolizy fi dla soli słabego kwasu i słabej zasady można obliczyć na podstawie przybliżonego wzoru:

(4.1.54)

Sole kwasów lub zasad wieloprotonowych ulegają hydrolizie wielostopniowej. Natomiast sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie ulegają hydrolizie i ich odczyn jest obojętny.

4.2. Roztwory buforowe

Roztworami buforowymi pH (buforami pH) nazywa się roztwory słabego kwasu zmieszane odpowiednio z roztworem jego soli z mocną zasadą oraz słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem, wykazujące stałe stężenie jonów wodorowych, które praktycznie nie ulega zmianie podczas rozcieńczania

105