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…
… 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…
... zobacz całą notatkę
Komentarze użytkowników (0)