Wykład 7: Hydroliza, bufory
Hydroliza soli
Bufory
Pojemność buforowa
Krzywe miareczkowania
Wskaz
niki pH
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/1 dr hab. W. Makowski
Hydroliza soli
- reakcje protolityczne anionów lub kationów z cząsteczkami wody
sole słabych kwasów i mocnych zasad
odczyn zasadowy
CH3COONa: CH3COO- + H2O D� CH3COOH + OH-
KCN: CN- + H2O D� HCN + OH-
NaNO2: NO2- + H2O D� HNO2 + OH-
sole słabych zasad i mocnych kwasów odczyn kwaśny
NH4Cl: NH4+ + H2O D� NH3 + H3O+
AlCl3: [Al(H2O)6]3+ + H2O D� [Al(H2O)5OH]2+ + H3O+
sole słabych kwasów i słabych zasad
odczyn ?
CH3COONH4: CH3COO- + H2O D� CH3COOH + OH-
NH4+ + H2O D� NH3 + H3O+
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/2 dr hab. W. Makowski
1
Stała hydrolizy
sól słabego kwasu HA (aniony A-) - zasada Brłnsteda
A- + H2O D� HA + OH-
-� -�
[HA][OH ] [HA][H3O+� ][OH ] Kw
Kb A-� =� =� =�
[A-�] [H3O+� ][A-�] Ka HA
Kw
Kb =�
KaKb =� Kw pKa +� pKb =�14
Ka
dla sprzężonej pary kwas-zasada
im słabszy kwas, tym mocniejsza sprzężona z nim zasada
im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/3 dr hab. W. Makowski
Stopień hydrolizy
sól słabego kwasu i mocnej zasady
A- + H2O D� HA + OH-
co(1-ąh) coąh coąh
-�
[HA][OH ]
Kb =�
[A-�]
2
Kw (coa�h)2 coa�h Kw
=� =� a�h �
Ka co(1-�a�h) 1-�a�h Kaco
Kwco pKa log co
-�
[OH ] =� a�hco � pOH � 7 -� -�
Ka 2 2
pKa log co
pH � 7 +� +�
2 2
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/4 dr hab. W. Makowski
2
Sole amfiprotyczne
jednocześnie ulegają dysocjacji kwasowej i hydrolizie zasadowej
np. wodorowęglany
HCO3- + H2O D� H3O+ + CO32-
HCO3- + H2O D� H2CO3 + OH-
cHA Ka1Ka 2
-�
[H3O+� ] =�
[H3O+�] � Ka1Ka2
cHA +� Ka1
-�
1
pH � (�pKa1 +� pKa2)�
2
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/5 dr hab. W. Makowski
Hydroliza - obliczenia
Przykład 7.1: Jakie powinno być stężenie roztworu NH4Cl, by
wykazywał on pH = 5,5? (pKb NH3 = 4,75)
[H3O+] = 10-5,5 = 3,16"10-6
NH4+ + H2O D� NH3 + H3O+
co-3,16"10-6 3,16"10-6 3,16"10-6
[NH3][H3O+� ]
Ka =� Kw / Kb =�10-�14 /10-�4,75 =� 5,6��10-�10
Ka =�
+�
[NH4 ]
(3,16��10-�6)2
5,62��10-�10 =�
co -� 3,16��10-�6
(3,16��10-�6)2
co =� +� 3,16��10-�6 =�1,78��10-�2
5,62��10-�10
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/6 dr hab. W. Makowski
3
Hydroliza  obliczenia cd.
Przykład 7.2: Jak zmieni się stopień hydrolizy KCN w roztworze
0.05 M po dodaniu KOH (0,01 M) (pKa HCN = 9,31)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/7 dr hab. W. Makowski
Bufor kwasowy
Roztwór zawierający podobne stężenia słabego kwasu HA (ck)
i jego soli z mocną zasadą (cs)
HA + H2O D� H3O+ + A-
ck-x x x (tylko kwas)
ck-y y cs+y (kwas i sól)
cofnięta dysocjacja �! y << cs i ck
[H3O+� ][A-�] [H3O+� ](cs +� y) [H3O+� ]cs
Ka =� =� �
[HA] ck -� y ck
cs Równanie
pH =� pKa +� log
ck Hendersona-Hasselbacha
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/8 dr hab. W. Makowski
4
Bufor zasadowy
Roztwór zawierający podobne stężenia słabej zasady B (cz)
i jej soli z mocnym kwasem (cs)
B + H2O D� BH+ + OH-
cz-y cs+y y
cofnięta dysocjacja �! y << cs i cz
+� -� -� -�
[BH ][OH ] (cs +� y)[OH ] cs[OH ]
Kb =� =� �
[B] cz -� y cz
cs cz
pOH =� pKb +� log pH =�14 -� pKb +� log
cz cs
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/9 dr hab. W. Makowski
Właściwości roztworów buforowych
(na przykładzie buforów kwasowych)
cs ns
pH =� pKa +� log =� pKa +� log
ck nk
" 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
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/10 dr hab. W. Makowski
5
Roztwory buforowe  obliczenia
Przykład 7.3: Oblicz zmianę pH 1 dm3 buforu octanowego
zawierającego 0,1 M CH3COOH (pKa = 4,75) i O,05 M CH3COONa
po dodaniu: a) 0,02 mol NaOH, b) 0,05 mol HCl:
" roztwór wyjściowy
cs 0,05
pH =� pKa +� log =� 4,75 +� log =� 4,45
ck 0,1
a) dodanie 0,02 mol NaOH:
OH- + CH3COOH CH3COO- + H2O
cs = 0,05 + 0,02 = 0,07 M
ck = 0,1 - 0,02 = 0,08 M
0,07
pH =� 4,75 +� log =� 4,69
0,08
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/11 dr hab. W. Makowski
Roztwory buforowe  obliczenia cd.
b) dodanie 0,05 mol HCl
H3O+ + CH3COO- CH3COOH + H2O
ck = 0,1 + 0,05 = 0,15 M
cs = 0,05 - 0,05 = 0,00 M
nie ma już roztworu buforowego!
nie można już stosować równania cs
pH =� pKa +� log
Hendersona-Hasselbacha ck
powstał roztwór 0,15 M CH3COOH (+ 0.05 M NaCl)
pKa log co 4,75 -� 0,82
pH � -� =� -� =� 2,79
2 2 2 2
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/12 dr hab. W. Makowski
6
Pojemność buforowa
"n  liczba moli mocnego jednoprotonowego
dn D�n
kwasu (lub zasady) dodana do roztworu
b� =� �
dpH D�pH buforowego (w przeliczeniu na 1 dm3)
"pH  zmiana pH wywołana tym dodatkiem
Obliczanie pojemność buforowej
Przykład 1: Bufor kwasowy (HA + NaA) Dodajemy zasadę (NaOH)
cs
HA + NaOH NaA + H2O
pH =� pKa +� log
" stężenie soli NaA rośnie
ck
" stężenie kwasu HA maleje
cs +� D�n
pH +� D�pH =� pKa +� log
" pH rośnie
ck -� D�n
cs +� D�n cs
trzeba wyliczyć "n
D�pH =� log -� log
ck -� D�n ck
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/13 dr hab. W. Makowski
Obliczanie pojemność buforowej cd.
cs +� D�n cs cs +� D�n ck
D�pH =� log -� log 10D�pH =� ��
ck -� D�n ck ck -� D�n cs
ckcs (10D�pH -�1)
10D�pH (ckcs -� csD�n) =� ckcs +� ckD�n D�n =�
(ck +�10D�pH cs )
Jeżeli ck = cs = 0.1 M
i "pH = 0.1
0,1��0,1��(1,259 -�1) 0,0115
D�n =� =� 0,0115 b� =� =� 0,115
(0,1+�1,259��0,1) 0,1
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/14 dr hab. W. Makowski
7
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 7/15 dr hab. W. Makowski
Krzywe miareczkowania
Zależności pH od objętości roztworu NaOH podczas zobojętniania
40 cm3 0,1 M roztworu słabego lub mocnego kwasu
sól, hydroliza cofnięta
hydrolizująca sól
CH3COOH + NaOH =
= CH3COONa + H2O
Słaby kwas
bufor
kwas Mocny kwas
HCl + NaOH = NaCl + H2O
VNaOH (cm3)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/16 dr hab. W. Makowski
8
pH
Krzywa miareczkowania kwasu trójprotonowego
1 mol H3PO4 Na2HPO4
+Na3PO4
Na3PO4
NaH2PO4
+Na2HPO4
Na2HPO4
H3PO4+
NaH2PO4
NaH2PO4
H3PO4
n NaOH (mol)
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/17 dr hab. W. Makowski
Wskaz
niki pH
- barwne kwasy organiczne, których barwa zależy od pH,
dodawane w niewielkich ilościach do badanego roztworu
HInd + H2O D� H3O+ + Ind-
barwa 1 barwa 2
-� -�
[Ind ] [Ind ]
HInd
pH =� pKa HInd +� log =�10pH-� pKa
[HInd] [HInd]
-�
[Ind ]
roztwór ma barwę 1
<� 0,1 Zmiana barwy
[H Ind]
zachodzi zwykle
-�
w zakresie
[Ind ]
roztwór ma barwę 2
>�10
2 jednostek pH
[H Ind]
(pKa ą 1)
-�
[Ind ]
roztwór ma barwę przejściową
=�1
[H Ind]
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/18 dr hab. W. Makowski
9
pH
Kolory wskaz
ników pH
żółcień alizarynowa
tymoloftaleina
fenoloftaleina (8,2-10,0)
czerwień fenolowa
błękit bromotymolowy
lakmus
czerwień metylowa
oranż metylowy (3,1-4,4)
błękit bromofenolowy
żółcień metylowa
błękit tymolowy
fiolet metylowy
Wydział Chemii UJ Podstawy chemii - wykład 7/19 dr hab. W. Makowski
10