Protolytické rovnováhy - pH hydrolyzovaných solí

Výpočet pH hydrolyzovaných solí

 

Slabou kyselinou HB může být nejen elektroneutrální molekula (např. organická kyselina), ale i kation, který reaguje s vodou za vytvoření slabé zásady a protonu:

 

HB⁺ + H₂O ¬¾® H₃O⁺ + B

 

Tato reakce byla podle Arrheniovy teorie nazývána hydrolýzou. Podobně může být slabou zásadou anion, který reakcí s vodou vytváří slabou kyselinu a uvolňuje hydroxidový ion:

 

B^- + H₂O ¬¾® HB + OH^-

 

Hodnota pH roztoků obsahujících tyto ionty (tedy ionty solí vzniklých reakcí slabé kyseliny se silnou zásadou nebo reakcí silné kyseliny se slabou zásadou) vy­počteme ze základního vztahu (6) pro výpočet slabých jednosytných protolytů ve vodě:

 

                        c_HB - [H⁺] + [OH^-]

[H⁺] = K_HB ---------------------------------           

                          c_B + [H⁺] - [OH^-]

 

Sloučeniny HB⁺ a B (popřípadě HB a B^-) tvoří konjugované páry kyselin a zásad, takže pH roztoku soli obsahující ion HB⁺ vypočteme:

 

[H⁺] =  (K_HB . c_HB)^1/2 = {(K_H2O / K_B) .c_HB+}^1/2

 

pH = 1/2 (pK_H2O - pK_B - log c_BH+)

 

pH roztoku soli obsahující ion B^- vypočteme:

 

[OH^-] =  (K_B . c_B)^1/2 = {(K_H2O / K_HB) .c_B-}^1/2

 

pH = 1/2 (pK_H2O + pK_HB + log c_B-)

 

 

Další informace:

·      Příklad 024: titrace silné protolyty

·      Příklad 025: titrace slabé protolyty

·      Příklad 026: titrace vícesytné protolyty

·      Příklad 027: titrace plochá oblast

·      Chemická rovnováha

·      Protolytické rovnováhy - kyseliny a zásady

·      Protolytické rovnováhy ve vodě

·      Protolytické rovnováhy - pH silných kyselin a zásad

·      Protolytické rovnováhy - pH slabých jednosytných kyseli a zásad

 

Jaroslava Vávrová

.