Rozdzial7 - bufory+hydroliza z korektą z dnia 23.04.2007
Równowagi w wodnych roztworach elektrolitów.
Elektrolitami nazywamy substancje, które przewodzą prąd jonowo. Przewodzenie prądu związane jest
z ruchem kationów i anionów w polu elektrycznym. Dla przewodnictwa jonowego (w odróżnieniu od przewodnictwa
elektronowego) charakterystyczny jest wzrost przewodnictwa wraz ze wzrostem temperatury. Elektrolity można
podzielić na elektrolity właściwe i potencjalne.
Elektrolity właściwe maja budowę jonową przed rozpuszczeniem w wodzie są to kryształy jonowe i ciecze
jonowe (co przeczy powszechnie wyrażanej w podręcznikach opinii, że związki jonowe mają zawsze wysokie
temperatury topnienia). Cieczami jonowymi nazywamy związki o budowie jonowej (są to zazwyczaj sole zasad
organicznych) i temperaturze topnienia poniżej 100C Ciała stałe o budowie jonowej w odpowiednio wysokiej
temperaturze (dla substancji czystych jest to temperatura topnienia) stają się typowymi cieczami jonowymi.
W momencie rozpuszczania w wodzie związki jonowe otaczane są dipolami cząsteczek wody i wyniku dyfuzji
w roztworze tworzą jednorodny roztwór.
Elektrolity potencjalne posiadają przynajmniej jedno wiązanie dostatecznie spolaryzowane, by pod wpływem
oddziaływań z dipolami cząsteczek wody (lub innych rozpuszczalników) nastąpiło jego rozerwanie z utworzeniem
kationu i anionu kation i anion z kolei ulega hydratacji (solwatacji). Rozpad elektrolitów potencjalnych na jony jest
zazwyczaj odwracalny i w stanie równowagi występują cząsteczki niezdysocjowane obok jonów.
Proces rozpadu związku na jony nazwano dysocjacją elektrolityczną. Pojęcie dysocjacji wprowadził szwedzki
chemik Svante Arrhenius w 1887 roku. (Warto w tym miejscu dodać, że zarys teorii dysocjacji Arrhenius podał w
1884 roku w swojej pracy doktorskiej na temat Badania przewodnictwa elektrycznego roztworów elektrolitów .
Praca spotkała się z zarzutami o kiepsko przeprowadzonych eksperymentach i została nisko oceniona, co
uniemożliwiło Arrheniusowi otrzymanie pracy na szwedzkim uniwersytecie. Rozgoryczony takim potraktowaniem
rozesłał swoją pracę do kilku znanych chemików, między innymi do vant Hoffa i Ostwalda. Vant Hoff natychmiast
przyjechał do Uppsali, żeby poznać osobiście Arrheniusa, a Ostwald przysłał z Tartu (obecnie Ryga) zaproszenie do
pracy w swoim laboratorium. Zdopingowana tym Szwedzka Akademia Nauk przyznała Arheniusowi stypendium
wyjazdowe na dopracowanie teorii dysocjacji. W taki sposób rozpoczęła się kariera uczonego, który kilkanaście lat
pózniej otrzymał nagrodą Nobla). Dysocjacją (w przypadku elektrolitów mocnych) jest uwolnienie jonów z sieci
krystalicznej) pod wpływem rozpuszczalnika (w naszym przypadku wody). W otrzymanym roztworze elektrolit
właściwy występuje praktycznie w postaci jonowej, czyli jest całkowicie zdysocjowany, a taki roztwór nazywa się
elektrolitem mocnym. W przypadku elektrolitów potencjalnych dysocjacja wiąże się z rozrywaniem
spolaryzowanych wiązań chemicznych w cząsteczkach. Jeżeli elektrolit w roztworze jest zdysocjowany
w niewielkim stopniu (granica jest umowna, np. 5%), to nazywamy go elektrolitem słabym. Stopień dysocjacji
elektrolitu potencjalnego zależy od stężenia, dlatego też zazwyczaj wszystkie elektrolity potencjalne nazywa się
elektrolitami słabymi. Warto w tym miejscu dodać, że woda jest szczególnym rozpuszczalnikiem ułatwiającym
rozpad na jony elektrolit całkowicie zdysocjowany w wodzie wcale nie musi być całkowicie zdysocjowany
w innym rozpuszczalniku, np. w benzenie roztwór HCl jest zdysocjowany tylko w kilku procentach. Istniejące
dawniej hipotezy, że za dysocjację odpowiada wysoka stała dielektryczna wody nie przetrwały prób
doświadczalnych wiele związków całkowicie dysocjujących w wodzie praktycznie nie ulega dysocjacji w ciekłym
HCN (o znacznie większej stałej dielektrycznej niż woda). Proces dysocjacji (stosując formalizm zapisu wg
Arrheniusa) przedstawia się równaniami chemicznymi w sposób następujący:
O
2
Dysocjacja elektrolitu właściwego (sól): (Bnm+Amn ) Ż#HŻ# nBm+(aq) + mAn (aq)
Ż#
O
2
(mocny kwas): HA Ż#HŻ# H+(aq) + A (aq)
Ż#
O
2
(mocna zasada): BOH Ż#HŻ# OH (aq) + B+(aq)
Ż#
Dysocjacja elektrolitu potencjalnego (słaby kwas): HA H+ + A
(słaba zasada): BOH B+ + OH
gdzie B (z ładunkami dodatnimi) symbolizuje kation metalu lub zasady organicznej, a A (z ładunkami ujemnymi)
symbolizuje anion reszty kwasowej.
Cały czas będziemy rozważać wyłącznie roztwory wodne; można więc skrócić zapis procesu dysocjacji przez
pominiecie informacji o środowisku wodnym (H2O nad strzałką lub strzałkami oraz symbolu (aq) w indeksie
dolnym), a sole zapisywać zwykłym wzorem stechiometrycznym. Reakcje dysocjacji kwasów będziemy zapisywać
w notacji Brnsteda, należy więc używać cząsteczek wody w równaniu stechiometrycznym procesu dysocjacji. Zapis
dysocjacji kwasów w notacji Arrheniusa będzie również akceptowany, jeśli w treści zadań nie będzie wyraznego
wskazania, co do konkretnego sposobu notacji. Prowadzący zajęcia będą apelowali, by jako domyślny sposób notacji
stosować zapis wg Brnsteda. Zamiast strzałek można używać znaku równości, pamiętając jednak o tym, że będzie
on miał różne znaczenie dla dysocjacji elektrolitów mocnych i potencjalnych. Przy takim uproszczeniu, reakcje
dysocjacji zarówno mocnego jak i słabego kwasu można zapisać jednym równaniem:
HA + H2O = H3O+ + A
W momencie sformułowania, prawo działania mas Guldberga-Waage go dotyczyło stężeń reagentów
w roztworze (lub ciśnień cząstkowych dla mieszanin gazowych). W dwudziestych latach 20 wieku jednak okazało
się, że dla wielu roztworów, szczególnie zawierających silne elektrolity, wykazuje ono znaczne odchylenia.
Praktycznie prawo to jest tym lepiej spełnione im bardziej rozcieńczone są roztwory, oraz im słabiej oddziałują
cząsteczki bądz jony substancji rozpuszczonej między sobą lub z rozpuszczalnikiem (w naszym przypadku - wodą).
Rozcieńczenie zwiększa średnie odległości pomiędzy jonami w roztworze, a tym samym osłabia ich oddziaływania
elektrostatyczne. W związku z zauważonymi odchyleniami wprowadzono pojęcie roztworów doskonałych
i rzeczywistych. W roztworze doskonałym wszystkie jego właściwości fizyczne zależą liniowo od składu
i właściwości fizycznych składników tego roztworu. Prawa równowag chemicznych są ściśle spełniane tylko przez
roztwory doskonałe. Z dobrym przybliżeniem możemy je również stosować do roztworów bardzo rozcieńczonych.
Wszelkie oddziaływania w roztworze zależą od wzajemnych proporcji molowych jego składników, dlatego też
używanie stężeń molarnych zamiast molalnych jest uprawnione tylko dla niewielkich stężeń. Im niższe są stężenia
molarne w roztworze tym lepsze jest ich przybliżenie do stężenia molalnego. Wzajemne przeliczanie stężeń
molarnych i molalnych wymaga znajomości gęstości roztworu. Używając w naszych obliczeniach stężeń molarnych,
wprowadzamy do tych obliczeń błąd, w skrajnych przypadkach dochodzący do 5 % przy stężeniach rzędu 1M.
W przypadku roztworów rzeczywistych, w prawie działania mas zamiast stężeń używa się aktywności
reagentów (czyli efektywnych stężeń). Równowagę w takim układzie można zapisać następującą zależnością
stechiometryczną:
mA + nB pC + qD
a ilościową zależność pomiędzy aktywnościami ai reagentów powyższej reakcji równowagowej przedstawić
wzorem:
p
aC " aq
D
K =
am " an
A B
gdzie K jest termodynamiczną stałą równowagi w danej temperaturze i przy danym ciśnieniu (czyli stałą równowagi
dla roztworu doskonałego), a współczynniki stechiometryczne reakcji we wzorach na stałą równowagi są potęgami
aktywności reagentów (w liczniku wyrażenia występują produkty reakcji, a w mianowniku substraty).
Aktywności poszczególnych składników można związać ze stężeniami następującą zależnością:
ai = fi "ci
gdzie fi oznacza współczynnik aktywności (często również spotyka się oznaczenie współczynnika aktywności grecką
literą ł), a ci oczekiwane lub teoretyczne równowagowe stężenie danego reagenta (w praktyce obliczeniowej
będziemy używali wyłącznie równowagowego stężenia molarnego, często symbolizowanego przez ujęcie
danego reagenta w nawiasy kwadratowe, przez analogię równowagowe aktywności często symbolizuje się
nawiasami klamrowymi). Stosując taką symbolikę możemy więc wyrażenie dla reagenta A zapisać w postaci:
{A} = fA "[A]
czyli równowagowa aktywność reagenta A jest równa iloczynowi współczynnika aktywności i równowagowego
stężenia tego reagenta. Aktywność posiada jednostkę taką samą jak stężenie (w naszym przypadku jest to stężenie
molarne), a współczynnik aktywności jest liczbą (czyli nie posiada wymiaru).
Wyrażenie na termodynamiczną stałą równowagi można zapisać w postaci wzoru:
fC "fD
{C}p "{D}q p q [C]p "[D]q
K = = "
m n
{A}m "{B}n fA "fB [A]m "[B]n
Przenosząc współczynniki aktywności na stronę stałej termodynamicznej otrzymamy:
m n
fA "fB [C]p "[D]q
K' = K =
p q
fC "fD [A]m "[B]n
gdzie K jest warunkowa stałą równowagi wyrażoną w stężeniach równowagowych dla danej siły jonowej I w danej
temperaturze.
Siłę jonową definiujemy następującym wzorem zaproponowanym w 1921 roku przez Lewisa i Randalla:
2
1
I = " "ci
i
Łz
2
i
gdzie zi oznacza liczbę ładunków elementarnych i-tego jonu o stężeniu molarnym ci znajdującego się w roztworze.
Zakładając, że stężenie molarne mocnego elektrolitu wynosi c moli/dm3 można nawet w pamięci wyliczyć siły
jonowe dla poszczególnych typów elektrolitów, co przedstawiono w poniższej tabelce:
Typ elektrolitu* Przykładowe związki Siła jonowa wyrażona przez stężenie elektrolitu
1-1 KCl 1c
1-2 lub 2-1 CaCl2 lub Na2SO4 3c
2-2 MgSO4 4c
1-3 lub 3-1 Na3PO4 lub Fe(NO3)3 6c
1-2-3 KAl(SO4)2 9c
2-3 Cr2(SO4)3 15c
*(w przypadku obliczania siły jonowej, liczby w typie elektrolitu informują nas o liczbie ładunków w jonach bez
podawania informacji, która z liczb dotyczy kationów czy anionów)
Jeśli w roztworze istnieją również elektrolity słabe, wstępne wartości siły jonowej oblicza się tylko dla
elektrolitów mocnych uwzględniając stechiometrie ewentualnych reakcji. W przypadku konieczności bardzo
dokładnych obliczeń, siłę jonową z uwzględnieniem elektrolitów słabych koryguje się pózniej metodami
iteracyjnymi.
Współczynniki aktywności można wyznaczać dla związków chemicznych z właściwości koligatywnych
roztworów (ciśnienie osmotyczne, obniżenie temperatury krzepnięcia lub podwyższenie temperatury wrzenia
roztworu, obniżenie prężności pary nasyconej rozpuszczalnika nad roztworem), albo poprzez pomiary sił
elektromotorycznych odpowiednio skonstruowanych ogniw. Są to wówczas tak zwane średnie współczynniki
aktywności będące średnią geometryczną współczynników aktywności wszystkich jonów danego związku. Takie
uśrednienie współczynników aktywności powoduje, że za odstępstwa roztworu od idealności odpowiedzialne są
w równym stopniu wszystkie rodzaje jonów tego związku. Niestety jest to tylko grube przybliżenie w miarę dobrze
spełniane dla bardzo rozcieńczonych roztworów elektrolitów złożonych z jonów o takiej samej liczbie ładunków.
Alternatywną metodą jest obliczanie współczynników aktywności indywidualnych jonów na podstawie
odpowiednich wzorów; do tych obliczeń potrzebna jest znajomość siły jonowej roztworu. Historycznie, pierwszym
wzorem do wyznaczania współczynników aktywności było graniczne prawo Debye a.
lg fą = -Az+z- I
gdzie A jest stałą zależną od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury (dla wody w temperaturze 298 K wynosi
0,5092), z oznacza ładunek jonów, a I we wzorze oznacza wartość liczbową siły jonowej (formalnie siłę jonową
dzielimy przez jednostkową siłę jonową). Wzór ma znaczenie teoretyczne, ale dużo mniejsze praktyczne ponieważ
można go stosować dla bardzo małych wartości siły jonowej (rzędu 0,001). Praktycznie, współczynniki aktywności
jonów liczy się na podstawie dużo bardziej złożonych wzorów opartych na różnych modyfikacjach tak zwanego
rozszerzonego równania Debye a-Hckela. Dokładne obliczenia równowag przeprowadza się metodami
iteracyjnymi. W tym opracowaniu będziemy korzystać ze współczynników obliczonych metoda SIT (teoria
specyficznych oddziaływań) zalecanym przez IUPAC (odpowiedni program aq_solutions jest dostępny na stronie
domowej IUPAC. Przy obliczeniach dotyczących kwasów, zasad, roztworów buforowych i hydrolizy soli (tam gdzie
pominiecie wpływu siły jonowej spowoduje znaczny błąd obliczeń ponad 10 % dla stężeń i ponad 0,1 jednostki
pH) studenci będą korzystać z tabelarycznych danych obliczonych co 0,05 I tym programem wartości
współczynników aktywności jonu H3O+, warunkowych stałych iloczynu jonowego wody oraz kwasowości dla
różnych kwasów Brnsteda.
Przykład 1
Obliczyć siłę jonową roztworu otrzymanego prze zmieszanie 50,0 cm3 0,200 M Na3PO4 z 70,0 cm3 0,343 M HCl.
Przed policzeniem siły jonowej trzeba policzyć stechiometrię reakcji wypierania słabego kwasu przez kwas mocny
oraz przeliczyć stężenia. Jest to typ reakcji z odczynnikiem limitującym, najwygodniej jest tę reakcję rozpisać na
etapy wymiany pojedynczych jonów Na+ przez H+ w Na3PO4.
Na3PO4 + HCl = Na2HPO4 + NaCl
10 mmoli + 24mmole = 10 mmoli+10 mmoli
pozostało 14 mmoli nieprzereagowanego HCl
Na2HPO4 + HCl = NaH2PO4 + NaCl
10 mmoli + 14 mmoli = 10 mmoli+10 mmoli
pozostały 4 mmole nieprzereagowanego HCl
NaH2PO4 + HCl = H3PO4 + NaCl
10 mmoli+4 mmole = 4 mmole + 4 mmole
pozostała nadwyżka 6 mmoli nieprzereagowanego NaH2PO4
W objętości 120 cm3 mamy więc 24,0 mmoli NaCl (elektrolit typu 1-1), 6,00 mmoli NaH2PO4 (ta sól również
wchodzi do obliczeń siły jonowej jako elektrolit typu 1-1) oraz 4,00 mmoli H3PO4 (udział tego słabego kwasu
możemy pominąć we wstępnych obliczeniach siły jonowej). Możemy teraz policzyć stężenia, a następnie siły
jonowe dla każdego elektrolitu osobno i na końcu je zsumować, albo uwzględnić fakt, że oba elektrolity są typu1-1,
zsumować ich ilości mmoli, i policzyć ich łączne stężenie (przez podzielenie liczby milimoli przez objętość w cm3
lub liczby moli przez objętość w dm3), które będzie równe sile jonowej dla tego typu elektrolitu.
Stężenie elektrolitu typu 1-1 wynosi (24,0+6,00)/120 = 0,250 M, a więc siła jonowa w tym roztworze
w przybliżeniu również wynosi 0,250 M.
W naszej praktyce obliczeniowej będziemy stosowali prawa roztworów doskonałych do roztworów
rzeczywistych o stężeniu elektrolitu w tym roztworze nie przekraczającym 0,001 M. W efekcie końcowe wyniki
obliczeń nie powinny wykazywać błędów większych niż 5 7 % dla stężeń oraz 0,05 0,07 jednostki pH (dla
elektrolitów złożonych z jonów jednoładunkowych).
Teorie kwasów i zasad.
Do czasu sformułowania przez Arrheniusa jego teorii kwasów i zasad istniały co najmniej trzy próby
wprowadzenia teorii kwasów. W 1776 roku Lavoisier stwierdził, że za kwasowość związków odpowiedzialny jest
tlen, któremu rok pózniej nadal nazwę oxygŁne (z greckiego tworzący kwasy). W 1810 roku Davy uznał, że
związki zawierające wodór mają właściwości kwasów. W 1838 roku Liebig zdefiniował kwasy, jako związki,
w których wodór może być zastąpiony przez metale. Teoria ta służyła chemikom ponad 50 lat, aż do roku 1884,
w którym Arrhenius sformułował zarys teorii kwasów i zasad oparty na zmianie stężenia jonów H+ lub OH
w roztworze (wszystkie kwasy wg Liebiga są również kwasami wg Arrheniusa).
Teoria kwasów i zasad Arrheniusa.
W teorii Arrheniusa kwasami są substancje podwyższające w roztworze wodnym stężenie jonów H+,
a zasadami substancje podwyższające w roztworze stężenie jonów OH-. Dla słabych elektrolitów Arrhenius
wspólnie z Ostwaldem wprowadził pojęcie stopnia dysocjacji ą, który definiujemy jako stosunek liczby cząsteczek
zdysocjowanych Nd do początkowej liczby cząsteczek słabego elektrolitu w roztworze No, bądz jako stosunek stężeń
molarnych części zdysocjowanej cd do początkowego stężenia słabego elektrolitu co w roztworze. Stopień dysocjacji
ą jest liczbą bezwymiarową i często bywa wyrażany w procentach.
ą =Nd/No lub ą =cd/co
Odpowiednim równaniem można powiązać stopień dysocjacji ze stałą dysocjacji. Nosi ono nazwę prawa
rozcieńczeń Ostwalda.
{H3O+}"{A-} [H3O+ ]"[A- ] c0 "ą2
K = = fH O+ "fA = fH O+ "fA
- -
3 3
{HA} [HA] 1- ą
Na podstawie stechiometrii równania dysocjacji kwasu: HA H+ + A przy zaniedbaniu autodysocjacji wody
można przyjąć, że stężenia (a właściwie aktywności) jonów H3O+ i A są sobie równe, a wobec tego dla małych
stopni dysocjacji rozcieńczonych roztworów słabych elektrolitów można zaniedbać wartość ą w mianowniku
wyrażenia i wówczas (od tego momentu upraszczamy symbolikę i zamiast c0 będziemy używać c bez indeksu
dolnego):
K
aH O+ = {H3O+} =
3 c
Wykonując dotychczas obliczenia stężenia jonów H3O+ z użyciem stałej termodynamicznej liczyliśmy całkiem
prawidłowo aktywność jonów H3O+ oraz pH roztworu (pH = log({H3O+}/{1}), natomiast trochę gorzej stężenie
jonów H3O+.W przypadku użycia stałej warunkowej K :
K'
[H3O+ ] =
c
stężenie jonów H3O+ lub A można policzyć z nieco lepszą dokładnością. Przy stosunku K/c (lub K /c) wynoszącym
0,002 błąd obliczeń aktywności bądz stężenia jonów hydroniowych dla tego przybliżenia jest rzędu 5 %.Takiemu
błędu aktywności H3O+ odpowiada błąd pH rzędu 0,032 jednostki wynikający tylko z tego uproszczenia.
Dokładniejszą wartość stężenia jonów hydroniowych można uzyskać znajdując dodatni pierwiastek równania
kwadratowego otrzymanego przez rozwinięcie prawa rozcieńczeń Ostwalda:
cą2 + ą - = 0
- K'+ K'2 +4K'c
ą =
2c
- K'+ K'2 +4K'c
c " ą = [H3O+ ] =
2
Teoria Brnsteda i Lowry ego.
Zainspirowani teorią Arrheniusa, Brnsted oraz niezależnie Lowry sformułowali w 1923 roku protonową teorię
kwasów i zasad, stosowaną obecnie powszechnie do roztworów wodnych. Najważniejsza rolę w tej teorii odgrywa
proton (kation wodoru). Wg tej teorii kwasem jest cząstka (cząsteczka lub jon) będąca donorem protonu, a
zasadą - cząstka (cząsteczka lub jon) będąca akceptorem protonu (nie wnikając w sprawę siły sprawczej tego
przekazywania nie interesuje nas w tym momencie, czy to kwas chce się protonu pozbyć, czy zasada tak silnie go
przyciąga, że rozrywa wiązanie chemiczne z tym protonem). Zarówno kwasy jak i zasady nazywa się protolitami,
a proces przekazywania protonu z kwasu do zasady protolizą. Cząstki, które mogą oddawać proton lub go
przyjmować nazywają się substancjami amfiprotycznymi (amfolitami). Najsilniejszym kwasem w roztworze
wodnym jest jon H3O+, a najsilniejszą zasadą jon OH .
Woda, w teorii Brnsteda, zajmuje miejsce szczególne może w roztworze pełnić rolę zarówno najsłabszego
kwasu jak i najsłabszej zasady. Wszystkie kwasy Arrheniusa są jednocześnie kwasami Brnsteda, dodatkowo
kwasami są jony dodatnie po przyłączeniu protonu, np. jon amonowy NH4+, jony amoniowe R3NH+ (R=H , alkil ,
aryl , w dowolnych kombinacjach, z wyjątkiem trzech reszt R=H ) oraz jon hydroniowy H3O+. Zamiast wszystkich
zasad Arrheniusa zasadą jest jon tylko jon OH w nich występujący, poza tym zasadami są wszystkie reszty
kwasowe powstałe w wyniku odszczepienia protonu od kwasu Brnsteda. Reakcje protolizy obejmują swoim
zakresem wszystkie procesy nazywane wcześniej dysocjacją, zobojętnianiem oraz hydrolizą, chociaż będziemy dalej
tego podziału używać.
W każdej reakcji protolizy (przekazywania protonu) występują dwie pary sprzężonych ze sobą
kwasów i zasad. Kwas po przekazaniu protonu staje się sprzężoną z nim zasadą, zasada po przyjęciu protonu staje
się kwasem sprzężonym z tą zasadą. Reakcje protolizy są zawsze reakcjami równowagowymi, chociaż stan
równowagi może być przesunięty, nawet bardzo, w jedną lub drugą stronę. W związku z tym we wszystkich
reakcjach protolizy zamiast symbolu równowagi można używać znaku równości =. Poniżej na przykładzie (a)
reakcji protolizy z poniższej tabeli podano słowną interpretacje zachodzących procesów.
HCl = H+ + Cl
(kwas 1 przekazuje proton i tworzy sprzężoną z nim zasadę 1)
H+ + H2O = H3O+
( proton przyłącza się do zasady 2 i tworzy sprzężony z nią kwas 2)
Pełna reakcja przedstawia się następująco:
HCl + H2O = Cl + H3O+
(kwas 1 + zasada 2 = zasada 1 + kwas 2)
(kwas 1 przekazuje proton do zasady 2 w wyniku czego powstaje zasada 1 sprzężona z kwasem 1 i kwas 2 sprzężony
z zasadą 2)
Przykładowe reakcje protolizy podano poniżej.
kwas 1 zasada 2 zasada 1 kwas 2
(a) HCl + H2O Cl + H3O+
(b) H2SO4 + H2O HSO4 + H3O+
(c) HSO4 + H2O SO42 - + H3O+
(d) H2O + CH3CO2 OH + CH3CO2H
(e) H2O + NH3 OH + NH4+
(f) H2O + H2O OH - + H3O+
(g) NH3 + NH3 NH2 + NH4+
Reakcje protolizy oznaczone od (a) do (c) przedstawiają protolize kwasu w wodzie, wtedy jedną ze sprzężonych par
kwas-zasada będą H2O/H3O+; reakcje (d) lub (e) są protolizą zasad w wodzie, w których występuje sprzężona para
H2O/OH ; reakcje (f) i (g) są reakcjami autoprotolizy wody i ciekłego amoniaku, w których występują dwie
sprzężone pary H2O/H3O+ i H2O/OH lub NH4+/NH3 i NH3/NH2 woda i amoniak w tych reakcjach są
równocześnie kwasem i zasadą. Związki lub jony (H2O, NH3 i HSO4 w powyższych przykładach), które mogą
odszczepiać proton lub go przyłączać nazywają się amfolitami. Kwasy, które mogą odszczepiać więcej niż jeden
proton, np. H2SO4 czy H3PO4 nazywamy odpowiednio kwasami dwuzasadowymi lub trójzasadowymi.
Reakcja protolizy wody wytwarza bardzo małe ilości jonów H3O+ oraz jonów OH . W 1909 roku Srensen
zaproponował by za miarę kwasowości roztworu uznać ujemny logarytm dziesiętny (nazywany dalej w skrócie
logarytmem) ze stężenia jonów wodorowych, ale już w następnej publikacji rok pózniej się zreflektował
i zaproponował by za miarę kwasowości roztworu uznać ujemny logarytm z wartości liczbowej aktywności
jonów wodorowych (w pózniejszej nomenklaturze Brnsteda hydroniowych), który nazwano wskaznikiem
aktywności jonów wodorowych i przypisano mu symbol pH (niestety pierwsza niezupełnie poprawna definicja pH
wciąż trzyma się mocno ta definicja jest z dobrym przybliżeniem poprawna przy całkowitym stężeniu różnych
elektrolitów mniejszym niż około 0,0005 M w zakresie pH ponad 3 do około 11):
pH= log{H3O+}
Aktywność (a w dużym przybliżeniu stężenie) jonów H3O+ w roztworze wodnym waha się od około 10 15 do 10 M
Zakres wartości pH może dla roztworów wodnych wahać się odpowiednio w granicach od około 15 do około 1.
Rozważajac równowagową reakcję autoprotolizy wody:
H2O + H2O = H3O+ + OH
Możemy zapisać dla niej wyrażenie na stałą równowagi:
{H3O+}"{OH-}
K =
{H2O}2
Z definicji zakłada się, że współczynnik aktywności rozpuszczalnika wynosi 1 czyli aktywność wody równa się jej
stężeniu. Autoprotoliza wody zachodzi w znikomym stopniu, tak znikomym, że bez szkody dla obliczeń można
uznać stężenie równowagowe za równe stężeniu początkowemu, a po przeniesieniu kwadratu stężenia na lewą stronę
równania otrzymamy wyrażenie nazywane iloczynem jonowym wody Kw:
KW = K "[H2O]2 = {H3O+}"{OH-}
Wartość iloczynu jonowego wody w temperaturze bliskiej 298 K (25oC) wynosi 1,0010 14. Jego wartość rośnie wraz
z temperaturą, a także wraz z siłą jonową roztworu w sporej części zakresu interesujących nas stężeń. Roztwór
czystej wody wykazuje pH=7,00 tylko w temperaturze 25oC i przy sile jonowej równej 0. W związku z tym
stwierdzenie, że czysta woda ma pH=7 jest prawdziwe tylko w tym jedynym przypadku (w przybliżeniach
obliczeniowych przy założeniu błędu nie większego niż 0,05 jednostki pH odpowiada to zakresowi temperatury
około ą.2oC lub wartości siły jonowej do około 0,01 M; dla wody wartość pH może różnic się nawet ponad
jednostkę, np. 0,5 M wodny roztwór NaCl (sól obojętna) w temperaturze 100oC będzie wykazywał pH około 5,9)
Teorie kwasów i zasad Brnsteda i Lowry ego daje się rozszerzyć również na rozpuszczalniki niewodne, np:
ciekły amoniak i aminy, czy ciekłe bezwodne kwasy (siarkowy(VI), chlorowy(VII), octowy, fluorowodorowy).
Przykładowo, w ciekłym amoniaku zachodzi następujący proces (analogiczny do procesu autoprotolizy wody):
2NH3(l) = NH4+ + NH2
stanowiący podstawę rozważań równowag w tym rozpuszczalniku.
Równowagi reakcji, w których nie następuje przekazywanie protonu, nie podlegają teorii kwasów i zasad
Brnsteda i Lowry ego. Zajmuje się tym teoria kwasów i zasad Lewisa.
Teoria kwasów i zasad Lewisa
Lewis rozszerzył teorię kwasów Brnsteda i Lowry ego na cząstki (cząsteczki i jony) nie posiadające protonu,
ale posiadające lukę elektronową (niedobór elektronów) albo wolne pary elektronowe (niewiążące elektrony)
w sferze walencyjnej. Rozpuszczalnik w teorii Lewisa nie bierze udziału w reakcjach kwasów z zasadami,
w związku z tym można powiedzieć, że ta teoria obejmuje wszystkie rozpuszczalniki. Zamiast wszystkich kwasów
Brnsteda jedynym kwasem jest jon tylko jon H+ (ale wszystkie obliczenia dla H+ możemy prowadzić w ramach
teorii Brnsteda i Lowry ego, w związku z tym w ramach teorii Lewisa tymi kwasami nie będziemy się zajmować).
Zasadami Lewisa są. wszystkie zasady Brnsteda (żeby przyłączyć proton musiały posiadać parę elektronową),
chociaż mechanizm działania zasad rzadko polega na wiązaniu protonu. Teorię Lewisa będziemy wykorzystywać
przy obliczeniach dotyczących równowag kompleksowania.
Roztwory buforowe
Roztworami buforowymi (albo buforami) nazywamy roztwory zachowujące w przybliżeniu stałą wartość pH
podczas dodawania niewielkich ilości nawet mocnych kwasów lub zasad lub podczas rozcieńczania. Są to roztwory
zawierające mieszaninę słabych protolitów oraz ich sprzężonych partnerów czyli składnikami mieszaniny mogą być:
słaby kwas i sól posiadająca sprzężony z tym kwasem anion lub słaba zasada i sól posiadająca sprzężoną z tą
zasadą kation (używając terminologii wcześniejszej roztwory buforowe były mieszaniną słabego kwasu lub słabej
zasady i soli tych związków, odpowiednio, z mocną zasadą lub mocnym kwasem).
Działanie roztworu buforowego sporządzonego w oparciu o protolit polega na równowagowym procesie
przenoszeniu protonu z kwasu na sprzężoną z nim zasadę. Dobierając odpowiednio stosunek stężeń sprzężonej par
(kwasu i zasady) możemy ustalić pH takiego roztworu buforowego na podstawie stałej równowagi protolizy kwasu.
Jeżeli stała protolizy kwasu jest wyraznie mniejsza od 10 7 (pKa większe niż 7) można spodziewać się, że odczyn
roztworu buforowego będzie zasadowy (pH>7). Roboczy zakres skutecznego działania roztworu buforowego wynosi
około ą1 jednostki pH wokół pKa; biochemicy używają stosunkowo rozcieńczonych roztworów buforowych,
w związku z tym zawężają ten przedział do około około ą0,7 jednostki pH. Zakres skutecznego działania roztworu
buforowego wiąże się z właściwością roztworu buforowego nazywaną pojemnością buforową (lub buforującą).
Powszechnie stosowana definicja pojemności buforowej kłóci się istotnie z logiką jej matematycznego
wyprowadzenia. Jeśli zdefiniujemy roztwór buforowy jako mieszaninę kwasu HA i jego soli zawierającej sprzężoną
zasadę A o sumarycznym stężeniu c=[HA]+[A ], to jego pojemność buforową definiujemy różniczkowo jako
stosunek zmiany stężenia jonu H3O+ przypadający na wywołaną tym zmianę pH czyli przy zmianach dążących do 0
(a nie do 1 dm3 jak stwierdza się w powszechnie używanej definicji; ).
d([H3O+ ]) d([A- ]) 2,303" K' "c "[H3O+ ]
a
= = =
d(pH) d(pH) (K' +[H3O+ ])2
a
Z matematycznego określenia pojemności buforowej wynika, że zmienia się ona wprost proporcjonalnie do
sumy steżeń składników roztworu buforowego. Ta funkcja matematyczna posiada maksimum wynoszące 0,575c
przy [HA]/[A ]=1.
Obliczenie pH roztworu buforowego opiera się na następujących etapach:
1. Obliczeniu stężeń obu składników w roztworze z uwzględnieniem ewentualnych reakcji chemicznych
zachodzących w roztworze (czasem .warunki zadania są tak sformułowane, że ten etap można pominąć).
2. Obliczeniu siły jonowej roztworu pochodzącej od elektrolitów mocnych (tzn. soli tworzącej lub soli
tworzących roztwór buforowy oraz ewentualnych silnych elektrolitów nie posiadających wspólnych jonów
z układem buforowym).
3. Dla tak obliczonej siły jonowej znalezieniu w tabeli odpowiedniej wartości współczynnika aktywności
jonów H3O+ oraz warunkowej stałej kwasowości (przy roztworach buforowych zapominamy o stałej
zasadowości sprzężonej zasady). W tabeli stałe kwasowości podane są jako pKa (pKa= logKa). W zadaniach
kontrolnych siła jonowa będzie tak dobrana, aby jej wartość była dokładnie dopasowana do punktów
w tabeli. W przypadku przeliczania zadań z różnych zbiorów, wartość stałych oraz współczynników
aktywności jonów H3O+ można obliczyć na podstawie interpolacji liniowej wartości pKa lub współczynników
aktywności albo przybliżyć najbliższymi wartościami z tabeli (wpływ takiego przybliżenia na błąd obliczeń
będzie i tak znacznie mniejszy niż w przypadku obliczeń bez uwzględnienia wpływu siły jonowej).
4. Warunkowa stała kwasowości pozwala obliczyć równowagowe stężenie jonów H3O+. Aktywność jonów
H3O+otrzymamy mnożąc stałą kwasowości przez współczynnik aktywności dla danej siły jonowej
({H3O+}= fH3O+[H3O+]), a po zlogarytmowaniu aktywności otrzymujemy poszukiwane pH roztworu
buforowego (pH= log{H3O+}/{1}) żeby pozbyć się jednostek z wyrażenia logarytmowanego dzielimy
aktywność jonów H3O+ przez aktywność jednostkową ao(H3O+)=1 mol/dm3.
Obliczenia przeprowadzone z użyciem termodynamicznej stałej kwasowości oraz bez uwzględnienia wpływu siły
jonowej na aktywność jonów hydroniowych powinny różnić się od naszych wyników nie więcej niż 0,2 jednostki pH
dla soli tworzącej jednoładunkowe jony (elektrolit typu 1-1) oraz nie więcej niż 0,7 jednostki pH dla soli
posiadającej jony dwuładunkowe (elektrolit typu 2-2) błąd jest tym większy im większa jest siła jonowa,
a w przedziale siły jonowej 0,50 do 1,00 M błąd jest w przybliżeniu niezmienny. Powyższe uwagi dotyczą siły
jonowej nie przekraczającej 1M oraz przypadków, kiedy w roztworze buforowym można, bezpiecznie dla jakości
obliczeń, pominąć inne równowagi. Obliczenia stopnia dysocjacji słabego elektrolitu w roztworze buforowym
z uwzględnieniem oraz bez uwzględnienia wpływu siły jonowej różnią się od siebie nawet o kilkadziesiąt procent.
Uwzględnienie wpływu siły jonowej zawsze powoduje zwiększenie stopnia dysocjacji.
Przykład 2
Zmieszano 50 cm3 0.5 M roztworu kwasu mrówkowego HCOOH, 100 cm3 0,25 M mrówczanu potasu HCOOK oraz
350 cm3 wody. Jaki jest stopień dysocjacji kwasu mrówkowego oraz pH w tym roztworze?
Obliczamy aktualne stężenia korzystając ze wzoru c1V1=c2V2 (V2 wynosi: 50+100+350= 500 cm3)
c(HCOOH)=50x0,5/500=0,05 M
c(HCOOK)=100x0,25/500=0,05 M
Dla roztworu kwasu mrówkowego w wodzie stopień dysocjacji możemy zdefiniować (przy pominięciu równowagi
autoprotolizy wody) jako stosunek stężenia równowagowego jonów H3O+ lub HCOO do stężenia początkowego
kwasu, a przy niewielkim stopniu dysocjacji (umownie do 5 %) w sposób przybliżony również względem stężenia
równowagowego kwasu:
cd (HCOOH) [H3O+ ] [HCOO- ] [H3O+ ] [HCOO- ]
ą = = = H" =
c(HCOOH) c(HCOOH) c(HCOOH) [HCOOH] [HCOOH]
W roztworze buforowym, w którym występuje dodatkowo jon mrówczanowy, stopień dysocjacji można definiować
tylko przez równowagowe stężenie [H3O+] w liczniku wyrażenia:
cd (HCOOH) [H3O+ ] [H3O+ ]
ą = = H"
c(HCOOH) c(HCOOH) [HCOOH]
Obliczenie stopnia dysocjacji w tym zadaniu można zrobić na dwa równoważne sposoby:
1. Przekształcić wyrażenie na warunkową stałą dysocjacji, tak by otrzymać stosunek [H3O+]/[HCOOH], który jest
przybliżonym stopniem dysocjacji ( dla roztworów buforowych błąd wynosi kilka promili)
KHCOOH [H3O+ ]"[HCOO- ]
K' = =
HCOOH
fH O+ "fHCOO [HCOOH]
-
3
[H3O+ ] K'
HCOOH
ą = lub ą H"
c(HCOOH) [HCOO- ]
Aby znalezć wartość warunkowej stałej dysocjacji kwasu mrówkowego obliczamy siłę jonową roztworu:
I=1/2"zi2ci=1/2(1x0,05+1x0,05)=0,05 M
Dla tej wartości siły jonowej znajdujemy w tablicach wartość stałej K =2,72x10 4, która wstawiamy do wzoru:
K' 2,72 "10-4
HCOOH
ą H" = = 5,44 "10-3
[HCOO- ] 0,05
Gdyby użyć stałej termodynamicznej (1,8.10-4), stopień dysocjacji wyniesie 3,6.10-3 z błędem 34% w stosunku do
zdecydowanie bardziej poprawnej wartości.
Obliczamy teraz stężenie jonów H3O+ korzystając z obliczonego stopnia dysocjacji, a następnie pH roztworu:
[H3O+ ] = ą "c(HCOOH) = 5,44"10-3 "0,05 = 2,72"10-4
pH=-log{ H3O+}= log(fH3O+[H3O+])= log(0,8284.2,72.10-4)=3,65
pH obliczone bez uwzględnienia wpływu siły jonowej ze stałą kwasowości ze skryptu PG wynosi 3,70.
2. Obliczyć równowagowe stężenie jonów [H3O+] i skorzystać z definicji stopnia dysocjacji dla roztworów
buforowych ą=[H3O+]/c(HCOOH)
[H3O+ ]"[HCOO- ]
K' =
HCOOH
[HCOOH]
Przez przekształcenie wyrażenia na warunkową stałą dysocjacji otrzymujemy stężenie jonów [H3O+]
K' "[HCOOH] 2,72 "10-4 " 0,05
HCOOH
[H3O+ ] = = = 2,72 "10-4
[HCOO- ] 0,05
Stopień dysocjacji liczymy teraz ze wzoru:
[H3O+ ]
ą =
c(HCOOH)
a pH roztworu analogicznie jak w punkcie 1 lub z bezpośrednim wykorzystaniem obliczonego stężenia jonów H3O+.
Przykład 3
Zmieszano 50,0 cm3 0,200 N roztworu NH4Cl z 50,0 cm3 0,150 N roztworu KOH. Oblicz pH otrzymanego roztworu.
Rozpoczynamy od przeliczenia stężeń i stechiometrii reakcji, przy czym możemy to zrobić na dwa równoważne
sposoby:
1. Obliczamy liczby moli (objętość w dm3 razy stężenie) bądz milimoli (objętość w cm3 razy stężenie) i wstawiamy
do zbilansowanej reakcji wypierania słabej zasady przez mocna zasadę KOH
NH4Cl + KOH = NH3H2O + KCl
10 + 7,5 = 7,5 + 7,5 (w milimolach)
Reagentem limitującym jest KOH, pozostało więc 2.5 milimola nieprzereagowanego NH4Cl.
Z kolei obliczany stężenia końcowe reagentów w objętości 100 cm3
c(NH4Cl)=2,5/100=0,025 M
c(NH3H2O)=7,5/100=0,075 M
c(KCl)=7,5/100=0,075 M
lub
2. Przeliczamy stężenia przed reakcją do nowej objętości i wykonujemy działania na stężeniach tak jak na molach
(jest to uprawnione ponieważ z definicji stężenie jest to liczba moli w 1 dm3, czyli odejmując stężenia faktycznie
działamy na molach warunek! musza to być stężenia w końcowej objętości)
c(NH4Cl)=50,00,200/100=0,100 M
c(KOH)=50,00,150/100=0,075 M
Zgodnie więc ze stechiometrią reakcji mamy po reakcji następujące stężenia:
c(NH4Cl)=0,100=0,075=0,025 M
c(NH3H2O)=c(KOH)=0,075 M
c(KCl)=c(KOH)=0,075 M
Obliczamy teraz siłę jonową roztworu:
I=0,5Łcizi2
W przypadku elektrolitów typu 1-1 siła jonowa równa się sumie stężeń obu elektrolitów:
I=c(NH4Cl)+c(KCl)=0,10 M
Etapy stechiometrii i obliczanie siły jonowej stanowią podstawę do obliczeń na podstawie warunkowej stałej
równowagi (dla danej siły jonowej).
KNH "H2O [OH- ]"[NH+ ]
3 4
K' = =
NH3"H2O
fOH- "fNH [NH3 " H2O]
+
4
Po przekształceniu powyższego wzoru względem stężenia jonów OH otrzymamy:
[NH3 " H2O]
[OH- ] == K'
NH3"H2O
[NH+ ]
4
Stężenie jonów H3O+ otrzymamy z warunkowego iloczynu jonowego wody:
K'
w
[H3O+ ] =
[OH- ]
Po podstawieniu do stężenia jonów H3O+ całego wyrażenia przedstawiającego stężenie jonów OH roztworu
buforowego otrzymamy:
K' [NH+ ]
w 4
[H3O+ ] = "
K' [NH3 " H2O]
NH3"H2O
K'
w
gdzie stosunek jest warunkowa stałą kwasowości (protolizy) jonu amonowego.
K'
NH3"H2O
Z kolei z tabeli znajdujemy wartość warunkowej stałej kwasowości jonu NH4+ oraz współczynnik aktywności jonu
H3O+ dla siły jonowej 0,10 M. W tablicach warunkową stałą kwasowości podano jako pKa, czyli ujemny logarytm
z wartości stałej kwasowości przeliczamy ją do normalnej postaci liczbowej:
Ka=antylogarytm(-9,032)=9,289710-10
Współczynnik aktywności jonów H3O+ dla tej siły jonowej wynosi 0,7903.
[NH+ ] 0,025
4
[H3O+ ] = K' " = 9,92987 "10-10 " = 3,09655"10-10
NH+
4
[NH3 " H2O] 0,075
{H3O+}=fH3O+[H3O+]=0,79033,0965510-10=2,44710-10
pH=-log{H3O+}=9,61
pH obliczone bez uwzględnienia wpływu siły jonowej ze stałą kwasowości ze skryptu PG wynosi 9,71.
Przykład 4
Do 50,0 cm3 0,100 M H3PO4 dodano 25,0 cm3 0,250 M Na3PO4. Obliczyć pH roztworu oraz określić, jak zmieni się
ono po dodaniu do tego roztworu 10,0 cm3 0,15 M roztworu KOH.
W zadaniu mamy obliczyć, jakie będzie stężenie wodorofosforanów sodu po zmieszaniu kwasu fosforowego
i fosforanu trisodu, następnie zależnie od składu otrzymanego roztworu mamy policzyć pH roztworu
(hydroliza lub roztwór buforowy?). W ostatniej części zadania mamy policzyć, jaki wpływ na pH roztworu ma
dodanie do otrzymanego roztworu pewnej ilości zasady.
Rozpoczynamy od reakcji kwasu fosforowego z fosforanem trisodu (tym razem użyjemy liczby moli i objętość
w dm3:
H3PO4 + Na3PO4 = NaH2PO4 + Na2HPO4
0,005 0,00625 0,005 0,005
ilość moli kwasu fosforowego wynosi 0,05.0,1 = 0,005
ilość moli fosforanu trisodu wynosi 0,025. 0,25 = 0,00625
W wyniku reakcji powstanie więc po 0.005 mola obu soli oraz pozostanie 0.00125 mola nieprzereagowanego
fosforanu trisodu. Fosforan trisodu będzie reagował dalej z NaH2PO4 wg reakcji:
Na3PO4 + NaH2PO4 = 2Na2HPO4
0,00125 0,00125 0,0025
W reakcji tej ilość moli NaH2PO4 zmniejszy się do 0,00375 (0,005 - 0,00125), a ilość moli Na2HPO4 wzrośnie do
0,0075 (0,005 + 0,0025). Objętość mieszaniny wynosi 75 cm3, Obliczamy teraz stężenia:
c(NaH2PO4)=0,00375/0,075=0,050
c(Na2HPO4)=0,00750/0,075=0,100
siła jonowa I=0,05+30,1=0,35 M
Powstanie więc typowy bufor fosforanowy, którego pH liczymy w oparciu o drugą stałą dysocjacji kwasu
fosforowego.
[HPO2-]"[H3O+]
4
K' =
2 -
[H2PO4]
Przekształcamy ten wzór względem [H3O+] i podstawiamy wartości liczbowe otrzymując:
-
[H2PO4]"
[H3O+]= K' " = 2,773"10-7 " 0,5 = 1,387 "10-7
2
[HPO2-]
4
pH=-log(0,7326 1,387 10-7)=6,99 (dla stałej ze skryptu bez uwzględnienia wpływu siły jonowej pH=7,50)
W wyniku dodania niewielkiej ilości zasady otrzymamy:
KOH + NaH2PO4 = KNaHPO4
0,0015 0,00375 0,0015
Pozostanie więc: 0,00375 - 0,0015 = 0,00225 mola NaH2PO4 oraz 0,0075 + 0,0015 = 0,0090 mola Na2HPO4 +
KNaHPO4.
Siła jonowa wyniesie 0,00225/0,085+3 0,00900/0.085=0.344 M (proszę zwrócić uwagę, że przez przypadek,
pomimo rozcieńczenia roztworu siła jonowa pozostała na tym samym poziomie.
-
[H2PO4]" 0,00225
[H3O+]= K' " = 2,773"10-7 " = 6,932 "10-8
2
[HPO2-] 0,00900
4
pH=-log(0,7326 6,932 10-8)=7,21 (dla stałej ze skryptu PG bez uwzględnienia wpływu siły jonowej pH=7,80).
W tym zadaniu możemy sprawdzić obliczeniowo, że roztwory buforowe faktycznie tylko nieznacznie zmieniają pH
roztworu po dodaniu pewnej ilości silnej zasady.
Przykład 5
Siła jonowa buforu amonowego o pH=9,00 złożonego z amoniaku i chlorku amonu wynosi 0,50 M. Jakie jest
stężenie amoniaku i chlorku amonu w tym roztworze.
Na podstawie wartości siły jonowej możemy od razu określić stężenie soli oraz współczynnik aktywności jonu H3O+.
c(NH4+)=I=0,50 M.
Współczynnik aktywności jonu H3O+ oraz pKa jonu NH4+ odczytujemy z tabeli fH3O+=0,7249; pKa=8,919 co daje
Ka =1,20510 9, a [H3O+]=10 9/0,7249=1,379510 9
[NH+ ]
4
[H3O+ ] = K' "
NH+
4
[NH3 " H2O]
Po przekształceniu tego wzoru względem stężenia amoniaku otrzymamy:
[NH+ ] 0,50
4
[NH3 " H2O] = K' " = 1,20510-9 " = 0,437 H" 0,44
NH+
4
[H3O+ ] 1,379510-9
Dla analogicznego zadania przy pH=8,00 otrzymamy stężenie 0,025 M. Porównując to z zad. 105 ze skryptu PG,
otrzymujemy tam stężenie amoniaku o 40 % większe od otrzymanego w tym przykładzie dla tego pH bez
uwzględnienia wpływu siły jonowej.
Istnieją roztwory buforowe oparte na względnie mocnych kwasach np. kwasie jodowym HIO3 lub drugiej stałej
dysocjacji kwasu siarkowego. W takim przypadku pH roztworu buforowego trzeba liczyć z równania kwadratowego.
Przykład 6
Obliczyć pH roztworu buforowego zawierającego 0,200 mola NH4HSO4 i 0,300 mola (NH4)2SO4 w 2,00 dm3
roztworu.
Po przeliczeniu stężeń otrzymamy
c(NH4HSO4)=0.100 M
c((NH4)2SO4)=0,150 M
I=0,100+30,150=0,550 M
Dla tej siły jonowej pK drugiej stałej warunkowej wynosi 1,291 (K2=0,0512), a współczynnik aktywności jonu H3O+
wynosi 0,7240.
[HSO- ]
4
[H3O+ ] = K'
2H2SO4
[SO2- ]
4
Wskutek dysocjacji jonu HSO4 jego równowagowe stężenie będzie jednak wyraznie różnic się od stężenia soli,
trzeba ten fakt uwzględnić w równaniu i obliczeniach.
cNH HSO4 -[H3O+ ]
4
[H3O+ ] = K' Dalej opuszczam H2SO4 w dolnym indeksie stałej warunkowej.
2H2SO4
c(NH )2 SO4 + [H3O+ ]
4
Otrzymujemy w ten sposób równanie kwadratowe:
[H3O+ ]2 + (K' + c(NH )2 SO4 )"[H3O+ ] - K' " cNH HSO4 = 0
2 2
4 4
z dodatnim pierwiastkiem równania:
- K' - c(NH )2 SO4 + (K' + c(NH )2 SO4 )2 + 4 " K' " cNH HSO4 - 0,212 + (0,212)2 + 4 " 0,0512
2 2 2
4 4 4
[H3O+ ] =
=
2 2
[H3O+]=0,02189 M
aH3O+=fH3O+" [H3O+]=0,7240" 0,02189=0,01585
pH=1,80
Bez uwzględnienia autoprotolizy jonu HSO4 pH wynosi 1,61. Ewentualna iteracyjna korekta uwzględniająca zmianę
siły jonowej spowodowana autoprotolizą jonu HSO4 obniża pH o około 0,01 jednostki.
Protolityczne równowagi w roztworach soli (hydroliza soli).
W roztworach wodnych soli zachodzą równowagowe reakcje przenoszenia protonów od kationowych kwasów
Brnsteda do cząsteczek wody lub od cząsteczek wody do anionowych zasad Brnsteda. Woda spełnia więc,
w zależności od rodzaju rozpuszczonej soli, role kwasu lub zasady, lub obie role jednocześnie. Reakcje protolizy
kationowych kwasów lub anionowych zasad Brnsteda z wodą nazywano dotychczas reakcjami hydrolizy.
1. Protoliza kationowego kwasu Brnsteda (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+]H"c (z dobrym przybliżeniem stężenie soli), a wtedy:
[B]"[H3O+ ] [H3O+ ]2
K' = =
a
[BH+ ] c
[H3O+ ] = K' "c
a
pH = -log(aH O+ ) = -log(fH O+ " K' "c)
a
3 3
lub
pH = 0,5 " pK' - log(fH O+ ) - 0,5 " log(c)
a
3
Stopień protolizy soli zawierajacej kationowy kwas Brnsteda wynosi:
[H3O+] [B] K'
a
= = H"
c c c
Stałą protolizy soli można wyrazić przez jej stopień protolizy wzorem identycznym z prawem rozcieńczeń Ostwalda:
[B]=[ H3O+]= c. oraz [BH+]=c(1-)
[B]"[H3O+ ] (c ")2 c "2
K' = = =
a
[BH+ ] c(1- ) 1-
Przykład 7
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
[H3O+ ] = K' " c = 8,375 "10-10 " 0,0500 = 6,471"10-6
BH+
aH3O+=0,8284.6,471.10-6=5,361.10-6
pH=5,27
[H3O+ ] [B] 6,471"10-6
= = = = 1,29 "10-4
c c 0,05
[NH3 " H2O] = " c = 1,29 "10-4 " 0,0500 = 6,45 "10-6
Analogiczne obliczenia dla siły jonowej 0,450 M dają pH=5,25 i =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
zaniedbać, ale stopień hydrolizy i stężenie równowagowe amoniaku, które zmienia się proporcjonalnie do stopnia
hydrolizy różnią się już około 20%.
2. Protoliza anionowej zasady Brnsteda (hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady):
A + H2O = HA + OH np.: HCOO + H2O =HCOOH + OH
Analogicznie przy założeniach, że stopień protolizy anionowej zasady jest niewielki, oraz że można pominąć
autoprotolizę wody, [HA]=[OH ] oraz [A ]H"c (z dobrym przybliżeniem stężenie soli), a wtedy:
[HA]"[OH-] [HA]"[OH-] [H3O+] K'
w
= " =
[A-] [A-] [H3O+] K'
a
K'
w
[OH- ] = "c
K'
a
K' K' K' " K'
w w w a
[H3O+ ] = = =
[OH- ] c
K'
w
"c
K'
a
#
K' " K' ś#
w a
ź#
pH = -log(aH O+ ) = -logś#fH O+ "
3 3
ś# ź#
c
# #
lub
pH = 0,5 " (pK' + pK' ) - log(fH O+ ) + 0,5 " log(c)
w a
3
Stopień protolizy soli zawierającej anionową zasadę Brnsteda:
[OH-] K'
w
= H"
c K' " c
a
[HA]=[OH ]=.c oraz {A ]=c(1-)
K' c "2
w
=
K' 1-
a
Przykład 8
Obliczyć pH, stężenie powstałego w wyniku hydrolizy kwasu octowego i stopień hydrolizy 0,150 M octanu sodu
CH3COONa.
Siła jonowa I=0,150 M.. Dla tej siły jonowej pKa=4,532, pKw= 13,778, a fH3O+=0,7687.
K' 2,938 "10-5 "1,667 "10-14
a
[H3O+ ] = " K' = = 1,807 "10-9
w
c 0,15
aH3O+=0,7687.1,807.10-9=1,389.10-9
pH=8,86
K' 1,667 "10-14
w
= = = 6,15 "10-5
K' " c 2,938 "10-5 " 0,15
a
[CH3COOH] = " c = 6,15 "10-5 " 0,150 = 9,22 "10-6
3. Jednoczesna protoliza kationowego kwasu i anionowej zasady Brnsteda (hydroliza soli słabego kwasu
i słabej zasady).
W roztworze wodnym takiej soli zachodzą jednocześnie reakcje obu typów, które można zapisać jako
przeniesienie protonu od kwasu Brnsteda do zasady Brnsteda tworzących tę sól:
BH+ + A-- = B + HA np.: CH3COO + NH4+ + H2O = CH3COOH + NH3.H2O
[B]"[HA] K'
w
=
[BH+ ]"[A- ] K' " K'
HA B
[B]=[HA]= c. oraz [BH+]=[A ]=c(1-)
K' 2
w
=
K' " K' (1- )2
HA B
K' K'
w BH+
H" =
K' " K' K'
HA B HA
Hydrolizująca sól tego typu ma pH dość bliskie pH czystej wody przy tej sile jonowej roztworu, a można je policzyć
ze stosunku stężeń jonów [H3O+] i [OH ] otrzymanych z równowag dysocjacyjnych kwasu i zasady występujących
z lewej strony równania hydrolizy:
[HA]
K'
HA
[H3O+ ]
[A- ]
=
[B]
[OH- ]
K'
BH+
[BH+ ]
K'
W
[OH- ] =
[H3O+ ]
[HA]
K'
[H3O+ ]2 HA
[A- ]
=
K' K' [B]
W
B
[BH+ ]
[HA]H"[B] oraz [A-]H"[BH+] (pomijając w obu przypadkach znikome różnice wynikające z najczęściej nierównych
sobie stałych dysocjacji kwasów Brnsteda występujących po obu stronach równania hydrolizy), a więc:
K' " K' K'
W HA HA
[H3O+ ]2 = =
K' K'
B
BH+
[H3O+ ] = K' " K'
HA
BH+
czyli stężenie jonów [H3O+] jest równe pierwiastkowi z iloczynu warunkowych stałych kwasowości kwasów
Brnsteda występujących po obu stronach równania hydrolizy.
pH = -log(aH O+ ) = -log(fH O+ " K' " K' )
HA
BH+
3 3
lub
pH = -log(fH O+ ) + 0,5 " (pK' + pK' )
HA
BH+
3
Przykład 9
Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,100 M octanu metyloamoniowego CH3COONH3CH3.
Siła jonowa I=0,100 M.. Dla tej siły jonowej pKAH=4,556, pKBH+=10,428, pKw=13,801, a fH3O+=0,7903.
[H3O+ ] = K' " K' = 2,789 "10-5 " 3,733 "10-11 = 3,221"10-8
HA
BH+
aH3O+=0,7903.3,221.10-8=2,546.10-8
pH=7,59
K' 3,733"10-11
BH+
= = = 1,16 "10-3
K' 2,789 "10-5
HA
4. Protoliza anionów kwasów wieloprotonowych (hydroliza soli kwasów wieloprotonowych)
Protolizie ulegają też aniony kwasów wieloprotonowych ( nie będące amfolitami), np.:
A2 + H2O = HA + OH
HA + H2O = H2A + OH
Zazwyczaj stopień hydrolizy jest znacznie większy dla pierwszego etapu, bowiem A2 jest silniejszą zasadą niż AH .
Poza tym jony OH powstające w pierwszym etapie dodatkowo 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 + H2O = H2A + OH (hydroliza przyłączenie protonu do HA )
HA + H2O = A2 + H3O+ (dysocjacja odszczepienie protonu od HA )
Równowagi w tym przypadku opisują obie stałe dysocjacji kwasu Brnsteda:
[H2A]"[OH- ] [H3O+ ] K'
w
" =
[HA- ] [H3O+ ] K'
a1
[A2- ]"[H3O+ ]
= K'
a 2
[HA- ]
Problem można rozwiązać w oparciu o uproszczony bilans materiałowy (znowu pomijamy autoprotolizę wody)
stężenie cząstek, które proton przyjęły musi być równe stężeniu cząstek, które proton oddały. Proton został przyjęty
przez anion HA z utworzeniem H2A oraz cząsteczkę H2O z utworzeniem kationu H3O+; proton został oddany przez
cząsteczkę H2O z utworzeniem anionu OH oraz przez jon HA z utworzeniem anionu A2 , co można zapisać
poniższą reakcją:
[H3O+] + [H2A] = [OH ] + [A2 ]
Jeżeli stopnie dysocjacji i hydrolizy są niewielkie to można przyjąć, że stężenie soli c jest z dobrym przybliżeniem
równe [HA ]. Z pierwszej równowagi zapisanej powyżej wyznaczamy [H2A], a z drugiej - [A2 ], wyrażając je przez
[HA ] (które przybliżamy stężeniem soli), [H3O+], znane stałe kwasowości oraz iloczyn jonowy wody.
K' [HA-] [H3O+ ]" c
w
[H2A] = " =
K' [OH-] K'
a1 a1
K' "c
a 2
[A2- ] =
[H3O+ ]
Po podstawieniu tych wielkości do równania [H3O+] + [H2A] = [OH ] + [A2 ] otrzymamy:
[H3O+ ]"c K' K' "c
w a 2
[H3O+ ] +
= +
K' [H3O+ ] [H3O+ ]
a1
# ś#
c
ś# ź#
[H3O+ ]2 ś#1 + = K' + K' "c
K' ź# w a 2
# a1 #
K' "(K' + K' "c)
a1 w a 2
[H3O+ ] =
K' + c
a1
Teraz czas na dalsze uproszczenia. Jeśli c >> Ka1 (wtedy Ka1 + c H" Ka1) oraz Ka2.c >> Kw (wtedy Kw + Ka2.c H" Ka2.c)
to stężenie jonów H3O+ można obliczyć ze wzoru
[H3O+] H" K' " K'
a1 a 2
pH = -log(a ) = - log(fH O+ " K' " K' )
a1 a 2
H3O+
3
lub
pH = -log(fH O+ ) + 0,5" (pK' + pK' )
a1 a 2
3
[H2A] K'
a 2
= H"
c K'
a1
Obliczenia stężenia jonów hydroniowych i stopnia hydrolizy wodorosoli prowadzi się wg równań analogicznych do tych używanych przy
hydrolizie soli słabych kwasów i słabych zasad.
Przykład 10
Obliczyć pH 0,0500 M i stopień hydrolizy wodorowęglanu sodu.
Siła jonowa I=0,0500 M.. Dla tej siły jonowej pKa1=6,184 pKa2=9,998, a fH3O+=0,8284.
[H3O+ ] = K' " K' = 6,546 "10-7 "1,005"10-10 = 8,1096 "10-9
a1 a 2
aH3O+=0,8284.8,196.10-8=6,718.10-9
pH=8,17
K' 1,005"10-10
a 2
= = = 1,24 "10-2
K' 6,546 "10-7
a1
5. Protoliza soli zawierających małe uwodnione wieloładunkowe kationy metali (akwajony).
Roztwory soli zawierających wieloładunkowe kationy metali pochodzące od słabych zasad wykazują dość niskie
pH, najczęściej jednak nie obserwuje się wypadania osadów wodorotlenków, pomimo że ich iloczyny
rozpuszczalności są bardzo małe. Zakwaszenie roztworu można opisać jako protolizę kationowego kwasu Brnsteda
(akwajonu) z przekazaniem protonu do cząsteczki wody (M oznacza metal):
[M(H2O)x]n+ + H2O = [M(H2O)x-1OH](n 1)+ + H3O+
Protoliza tych jonów może zachodzić wielostopniowo. Obecność w roztworze jonu hydroniowego powstrzymuje
jednak dalsze etapy protolizy, jeśli stałe kwasowości dość znacznie różnią się od siebie. Do celów obliczeniowych
można uznać, że protoliza praktycznie zatrzymuje się na pierwszym etapie. Obliczenia prowadzi się identycznie,
jak dla kationowych kwasów Brnsteda, jeżeli znamy stałą kwasowości 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,
cBB 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 Hydroliza Stopień hydrolizy
K'
BH+
1
=
BH+X (np.:NH4Cl) [H3O+ ] = K' " c
[H3O+ ] = K' "c "
BH+
BH+
c
cB
K'
K'
K'
w
HA
AH
=
A M+ (np.:CH3COONa) [H3O+ ] = "cHA
[H3O+ ] = " K'
w
K' " c
c
c
AH
K'
BH+
[H3O+ ] = K' " K'
*BH+A (np.:CH3COONH4) HA
=
BH+
K'
HA
K'
a 2
*M+HA (np.: NaHCO3)
[H3O+ ] = K' " K'
=
a1 a 2
K'
a1
*tylko hydroliza soli.
Zadania do rozdziału 7 roztwory buforowe
Siła jonowa
1. Obliczyć siłę jonową 0,200 M roztworu KNO3.
2. Zmieszano 50,0 cm3 0,200 M CaCl2 z 150,0 cm3 0,300 M KCl. Obliczyć siłę jonową tego roztworu.
3. W 250 cm3 roztworu KAl(SO4)2 znajduje się 0,0800 mola tego związku. Obliczyć siłę jonową tego roztworu.
4. Obliczyć siłę jonową dla hipotetycznego związku jonowego A5BB o stężeniu 0,0100 M.
3
5. Siła jonowa roztworu chloranu(VII) magnezu wynosi 0,180 M. Jakie jest stężenie Mg(ClO4)2 w tym roztworze?
6. W roztworze zawierającym identyczne stężenia molarne CaCl2 i KCl siła jonowa wynosi 0,600 M. Jakie jest
stężenie jonów chlorkowych w tym roztworze?
7. Zmieszano 20,0 cm3 0,500 M roztworu NH4Cl i 80,0 cm3 0,100 M roztworu KOH. Obliczyć siłę jonową tego
roztworu pomijając udział pochodzący od dysocjacji słabego elektrolitu.
8. W wyniku zmieszania 50,0 cm3 0,180 N K3PO4 oraz 50,0 cm3 0,0900 N H2SO4 otrzymano roztwór buforowy.
Obliczyć siłę jonową tego roztworu pomijając udziały pochodzące od dysocjacji słabych elektrolitów.
Stopień dysocjacji słabego elektrolitu w roztworze buforowym
9. Obliczyć stopień dysocjacji amoniaku w roztworze otrzymanym przez zmieszanie równych objętości 0,300 M
amoniaku i 0,200 M roztworu chlorku amonu.
10. W 1,50 dm3 roztworu znajduje się 0,200 mola kwasu mrówkowego HCOOH, 0,100 mola mrówczanu potasu
HCOOK oraz 0,200 mola KCl. Obliczyć stopień dysocjacji kwasu mrówkowego w tym roztworze.
11. Zmieszano 150,0 cm3 3,00 % roztworu kwasu octowego CH3COOH, 50,0 cm3 2,00 % roztworu NaOH
i dopełniono wodą do objętości 250,0 cm3. Obliczyć stopień dysocjacji kwasu octowego w tym roztworze.
Przyjąć, że gęstości roztworów wynoszą 1,000 kg/dm3.
Obliczanie pH roztworu buforowego
12. Obliczyć pH roztworu zawierającego 0,200 mola HCOOH i 0,300 mola HCOOK w 2,00 dm3 roztworu.
13. W 500 cm3 roztworu znajduje się 0,850 g amoniaku i 2,675 g NH4Cl. Obliczyć pH tego roztworu.
14. Do 20,0 cm3 0,400 M kwasu benzoesowego C6H5COOH dodano 80,0 cm3 0,0625 M roztworu benzoesanu
potasu C6H5COOK. Jakie jest pH tego roztworu buforowego?
15. Przez zmieszanie 0,100 dm3 0,200 M roztworu metyloaminy CH3NH2H2O z 60,0 cm3 0,1334 M HCl otrzymano
roztwór buforowy. Obliczyć jego pH.
16. Do 100 cm3 0,250 M roztworu TRIS.HCl dodano 150 cm3 0.08 M NaOH. Oblicz pH otrzymanego roztworu
buforowego.
17. Zmieszano 50,0 cm3 0,300 M roztworu amoniaku z 30,0 cm3 0,2667 M roztworu siarczanu amonu (NH4)2SO4.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu.
18. W jakim stosunku objętościowym należy zmieszać 0,200 M roztwór amoniaku i 0,500 M roztwór chlorku
amonu aby otrzymać roztwór buforowy o sile jonowej 0,100 M. Obliczyć pH tego roztworu.
19. Należy sporządzić 0,500 dm3 buforu octanowego o pH 5,00 oraz sile jonowej 0,150 M. Obliczyć objętość
0,500 M kwasu octowego CH3COOH oraz masę octanu sodu CH3COONa potrzebną do przygotowania tego
roztworu.
20. Obliczyć, jak zmieni się pH roztworu buforowego, gdy do 0,500 dm3 roztworu zawierającego 25,0 milimola
kwasu octowego CH3COOH oraz 75,0 milimola CH3COOK wprowadzimy 0,0250 mola gazowego HCl.
21. Obliczyć pH roztworu otrzymanego przez zmieszanie 60,0 cm3 0,250 M roztworu amoniaku,,120 cm3 0,150 M
roztworu chlorku amonu i 70,0 cm3 0.100 M roztworu HCl.
22. Zmieszano 100 cm3 0,100 M K2HPO4 roztworu oraz 150 cm3 0,1334 M roztworu NaH2PO4. Oblicz pH tego
roztworu.
23. Do 100 cm3 0,750 N H3PO4 dodano 150 cm3 0,250 M roztworu KOH. Jakie jest pH tego roztworu?
24. Zmieszano 200 cm3 0,175 M roztworu kwasu fosforowego(V) oraz 300 cm3 0,150 M roztworu
wodorofosforanu(V) disodu. Obliczyć pH tego roztworu.
Zadania do rozdziału 7 hydroliza
25. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,200 M roztworu NH4NO3.
26. Obliczyć stężenie amoniaku w roztworze NH4Cl o sile jonowej 0,0500 M.
27. Zmieszano 50,0 cm3 0,300 M roztworu amoniaku z 100 cm3 0,150 M roztworu kwasu jodowodorowego HI.
Obliczyć pH otrzymanego roztworu.
28. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,100 M roztworu azydku sodu NaN3.
29. Obliczyć stężenie kwasu octowego w roztworze CH3COONa o sile jonowej 0,250 M.
30. Zmieszano 160 cm3 0,150 M roztworu NH3.H2O z 80,0 cm3 0,300 M roztworu HBr. Obliczyć pH otrzymanego
roztworu.
31. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,150 M roztworu mrówczanu sodu HCOONa.
32. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,200 M roztworu mrówczanu amonu HCOONH4.
33. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,0500 M roztworu K2CO3.
34. Obliczyć pH i stopień hydrolizy 0,2500 M roztworu KHCO3.
35. W roztworze zawierającym identyczne stężenia molarne NH4Br i KCl siła jonowa wynosi 0,600 M. Jakie jest
pH i stopień hydrolizy bromku amonu w tym roztworze?
36. Obliczyć jak zmieni się pH i stopień hydrolizy jeśli 200 cm3 0,0500 M roztworu benzoesanu sodu C6H5COONa
odparowano do objętości 50,0 cm3.
Odpowiedzi:
Siła jonowa
1. 0,200; 2. 0,375; 3. 2,88; 4. 0,600; 5. 0,0600; 6. 0,450; 7. 0,100;
8. 0,128;
Stopień dysocjacji słabego elektrolitu w roztworze buforowym
9. 1,70.10 4; 10. 5,56.10 3; 11. 2,78.10 4;
Obliczanie pH roztworu buforowego
12. 3,75; 13. 9,13; 14. 3,91; 15. 10,73;
16. 7.91; 17. 9,06; 18. 4:1, 9,34; 19. 66,4, 6,15g;
20. 0,48; 21. 8,64; 22. 6,47; 23. 6,81;
24. 5,93
Hydroliza
25. pH=4,96, =7,22.10-5; 26. [NH3.H2O]=6,47.10-6; 27. pH=5,12;
28. pH=8,74, =6,93.10-5; 29. [CH3COOH]=1,19.10-5; 30. pH=5,12; (to nie jest pomyłka)
31. pH=8,32, =1,80.10-5; 32. pH=6,33, =1,68.10-3; 33. pH=11,28, =0,0489;
34. pH=8,06, =0,0138; 35. pH=4,86, =6,41.10-5;
36. pH1=8,36, 1=5,56.10-5, pH2=8,62, 2=2,77.10-5, pH wzrośnie o 0,26 jednostki, stopień hydrolizy zmniejszy się
dwukrotnie;
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
reakcje w wodnych roztworach elektrolitów przykładowe zadRÓWNOWAGAW ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH1 Rownowagi w roztworach elektrolitow Kwasy i zasadyid?80Rownowagi w roztworach elektrolitow instrukcja i sprawozdanieObliczenie szybkości rozpuszczania krzemianu trójwapniowego w roztworach elektrolitów o różnym składGęstość wodnych roztworów kwasów(1)16 PRZEWODNICTWO ROZTWORÓW ELEKTROLITÓWPROTOLIZA W WODNYCH ROZTWORACH SOLIZadania protolityczne reakcje w wodnych roztworach soliII Równowaga w roztworach wodnychDysocjacja jonowa (elektrolityczna), pH roztworówzaburzenia równowagi k z, elektrolitowejCHEMIA REAKCJE W ROZTOWRACH WODNYCH ELEKTROLITÓWdysocjacja elektrolityczna w r rach wodnych23 WARTOŚĆ pH ROZTWORÓW WODNYCHwięcej podobnych podstron