Hydroliza soli - kwas Brönsteda

Nasza ocena:

5
Pobrań: 56
Wyświetleń: 1372
Komentarze: 0
Notatek.pl

Pobierz ten dokument za darmo

Podgląd dokumentu
Hydroliza soli - kwas Brönsteda - strona 1 Hydroliza soli - kwas Brönsteda - strona 2 Hydroliza soli - kwas Brönsteda - strona 3

Fragment notatki:

Protolityczne równowagi w roztworach soli (hydroliza soli). W roztworach wodnych soli zachodzą równowagowe reakcje przenoszenia protonów od kationowych kwasów  Brönsteda  do  cząsteczek  wody  lub  od  cząsteczek  wody  do  anionowych  zasad  Brönsteda.  Woda  spełnia  więc,  w zależności  od  rodzaju  rozpuszczonej  soli,  role  kwasu  lub  zasady,  lub  obie  role  jednocześnie.  Reakcje  protolizy  kationowych kwasów lub anionowych zasad Brönsteda z wodą nazywano dotychczas reakcjami hydrolizy. 1. Protoliza kationowego kwasu Brönsteda (hydroliza soli słabej zasady i mocnego kwasu): BH+ + H2O = B + H3O + ––– np.: NH4+ + H2O = NH3 + H3O+ Przy  założeniach,  że  stopień  protolizy  kationowego  kwasu  jest  niewielki,  oraz  że  można  pominąć  autoprotolizę  wody, [B]=[H3O +] oraz [BH+]≈c (z dobrym przybliżeniem stężenie soli), a wtedy: c ] O H [ ] BH [ ] O H [ ] B [ K 2 3 3 ' a       c K ] O H [ ' a 3     c K f log ) a log( pH ' a O H O H 3 3         lub ) c log( 5 , 0 ) f log( pK 5 , 0 pH O H ' a 3       Stopień protolizy soli zawierajacej kationowy kwas Brönsteda wynosi: c K c ] B [ c ] O H [ ' a 3      Stałą protolizy soli można wyrazić przez jej stopień protolizy wzorem identycznym z prawem rozcieńczeń Ostwalda: [B]=[ H3O +]= c . β oraz [BH+]=c(1-β)               1 c ) 1 ( c ) c ( ] BH [ ] O H [ ] B [ K 2 2 3 ' a Przykład 1 Obliczyć pH, stopień hydrolizy oraz stężenie amoniaku w 0,0500 M NH4Cl. Jak zmieni się pH i stopień hydrolizy  tego roztworu, jeśli do 500 cm3 tego roztworu dodamy 0,200 mola LiNO3 (założyć, że objętość nie uległa zmianie)? Dla siły jonowej i=0,0500 M – pKBH+=9,077, fH3O+=0,8284 6 10 ' BH 3 10 471 , 6 0500 , 0 10 375 , 8 c K ] O H [            aH3O+=0,8284 .6,471.10-6= 5,361.10-6 pH= 5,27 4 6 3 10 29 , 1 05 , 0 10 471 , 6 c ] B [ c ] O H [           6 4 2 3 10 45 , 6 0500 , 0 10 29 , 1 c ] O H NH [            Analogiczne  obliczenia  dla  siły  jonowej  0,450  M  dają  pH= 5,25   i  β= 1,54.10-4 .   Widać  więc,  że  jeśli  stężenie  początkowe hydrolizującej soli nie jest skrajnie niskie, to wpływ siły jonowej na pH roztworu po dodaniu soli można 

(…)

… hydratowanego kationu (należy w tym
miejscu podkreślić, że często stałe te mają charakter stałych pozornych, których wartości wyznacza się tak, by
odtwarzały w miarę prawidłowo pH roztworu ponieważ zdarza się, że dwie pierwsze stałe kwasowości akwajonów są
dość bliskie siebie). Stałe kwasowości najmniejszych akwajonów są większe od typowych kwasów karboksylowych,
a im mniejszy jest kation tym stała kwasowości jest większa.
Porównajmy teraz wzory pozwalające obliczyć stężenie jonów hydroniowych roztworów buforowych
zawierających dany typ soli oraz podczas hydrolizy tych soli (c bez indeksu dolnego oznacza stężenie soli,
cB oznacza stężenie słabej zasady, CHA - słabego kwasu, X- oznacza anion pochodzący od mocnego kwasu,
a M+ oznacza kation pochodzący od mocnej zasady).
Typ soli
+

Roztwór buforowy

BH X (np…
…, że często stałe te mają charakter stałych pozornych, których wartości wyznacza się tak, by
odtwarzały w miarę prawidłowo pH roztworu ponieważ zdarza się, że dwie pierwsze stałe kwasowości akwajonów są
dość bliskie siebie). Stałe kwasowości najmniejszych akwajonów są większe od typowych kwasów karboksylowych,
a im mniejszy jest kation tym stała kwasowości jest większa.
Porównajmy teraz wzory pozwalające…
… zawierajacej anionową zasadę Brönsteda:
[OH  ]


c
K 'w
K 'a  c
[HA]=[OH–]=β.c oraz {A–]=c(1-β)
K 'w c   2

K 'a 1  
Przykład 2
Obliczyć pH, stężenie powstałego w wyniku hydrolizy kwasu octowego i stopień hydrolizy 0,1500 M octanu sodu
CH3COONa.
Siła jonowa I=0,150 M.. Dla tej siły jonowej pKa=4,532, pKw= 13,778, a fH3O+=0,7687.
[H 3O  ] 
K 'a
 K 'w 
c
2,938  10 5  1,667  10 14
 1,807  10…
… przesuwają równowagę drugiego etapu w lewo.
W ogromnej większości przypadków można więc w obliczeniach pominąć nie tylko autoprotolizę wody, ale również
drugi etap protolizy – wówczas można obliczenia prowadzi się identycznie jak w przypadku protolizy
anionowych zasad.
Nieco bardziej komplikuje się protoliza wodorosoli. Wodoroaniony są protolitami – mogą więc ulegać zarówno
hydrolizie jak i dysocjacji:
HA…
... zobacz całą notatkę

Komentarze użytkowników (0)

Zaloguj się, aby dodać komentarz