Alternatywny zapis:

w przypadku kwasów polega na odłączeniu jonu (jonów) wodorowych H+, a reszta kwasowa staje się jonem ujemnym (ładunek równy ilości odłączonych jonów H+). W zasadach postępujemy analogicznie, z tą różnicą, że odłączeniu ulega jon wodorotlenkowy OH-. H₂S 2 H+ S²- HNO3 →H* + NO₂ KOH →→ K+ + OH- Ca(OH)₂ - Ca²+ + 2 OH Zwróć uwagę, że pierwsza reakcja została zapisana z użyciem strzałek w dwie strony. Wynika to z faktu, że kwas siarkowodorowy jest kwasem słabym (słabym elektrolitem), więc nie dysocjacja nie zachodzi całkowicie, a reakcja jest odwracalna. W przypadku soli dysocjacja polega na rozpadzie na kation metalu i anion reszty kwasowej. Aby podkreślić, że reakcja zachodzi pod wpływem wody, można zapisać jej wzór nad strzałką, choć nie jest to wymagane. Fe₂(SO4)3 → 2 Fe³+ + 3 SO² KNO3 → K* + NO3 Aby sól uległa dysocjacji musi być rozpuszczalna w wodzie. Zakładamy wtedy dysocjację 100%. Co prawda niewielkie ilości formy zdysocjowanej są zawsze obecne w roztworze (opisuje to iloczyn rozpuszczalności), ale w przypadku soli nierozpuszczalnych są to ilości zaniedbywalne. Dlatego sole typu AgCl czy BaSO4 nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej i nie są zapisywane w formie jonowej. W zależności od rodzaju soli udział wody może ograniczyć się do roli katalizatora reakcji lub w kolejnym etapie wziąć udział w reakcji hydrolizy. Hydroliza Dysocjacja = rozpad na jony pod wpływem wody Hydroliza = reakcja z wodą (woda jest substratem reakcji) Wyróżniamy cztery rodzaje soli: 1 Sole mocnej zasady i mocnego kwasu, np. NaCl 2 Sole mocnej zasady i słabego kwasu, np. Na2CO3 3 Sole słabej zasady i mocnego kwasu, np. NH4Cl 4 Sole słabej zasady i słabego kwasu, np. (NH4)2CO3 Jak wiesz z powyższych akapitów, sole rozpuszczalne ulegają całkowitej dysocjacji. Powstają więc kationy metalu (chyba, że mówimy o soli zasady amonowej) i reszty kwasowej. Dalej, w zależności od tego czy te jony pochodzą od mocnej zasady lub kwasu, mogą pozostać w formie zdysocjowanej lub przereagować z wodą. 1. Sole mocnej zasady i mocnego kwasu NaCl → Na+ + Cl¯ Wiemy, że mocne kwasy i zasady ulegają 100% dysocjacji i pozostają w formie zdysocjowanej. Dlatego w tym przypadku udział wody zakończy się na dysocjacji i sól nie ulegnie reakcji hydrolizy. 2. Sole mocnej zasady i słabego kwasu Na₂CO3 → 2 Na* + CO3²- Ponieważ jon Na+ pochodzi od mocnej zasady pozostanie w formie zdysocjowanej (bo zasada sodowa ulega w roztworze wodnym całkowitej dysocjacji, a reakcja nie jest odwracalna). Jednak CO32- jon ulega dalszej reakcji z wodą (tzw. cofnięcie dysocjacji). H,O + CO* OH + HCO3 Ponieważ reakcji z wodą uległ anion, jest to przykład hydrolizy anionowej. 3. Sole słabej zasady i mocnego kwasu NHẠCH NHủ + CI Ponieważ jon Cl- pochodzi od mocnego kwasu pozostanie w formie zdysocjowanej. Jon NH4+ ulega dalszej reakcji z wodą, ponieważ pochodzi od słabej zasady. H₂O + NH₂+ H+ NH3 H₂O. Ponieważ reakcji z wodą uległ kation, jest to przykład hydrolizy kationowej. 4. Sole słabej zasady i słabego kwasu 2. Nhữ + CO → (NH4)2CO3 W przypadku soli słabej zasady i słabego kwasu oba jony będą ulegały hydrolizie: 2. Nhữ+ CO + H2O = NHg - H,O + HCO. Jest to przykład hydrolizy kationowo-anionowej. Zwróć uwagę, że o ile dysocjacja soli jest procesem nieodwracalnym, o tyle hydroliza jest reakcją odwracalną. Zaznaczamy to pisząc strzałkę w dwie strony. W hydrolizie biorą udział jony pochodzące od słabych elektrolitów, a woda nie pełni już roli katalizatora, ale jest substratem reakcji. Elektrolity słabe nie ulegają dysocjacji całkowitej, często tylko część cząsteczek ulega rozpadowi na jony. W jaki sposób możemy jednak określić jaka część rzeczywiście dysocjacji ulega? Dziś kilka słów o stopniu i stałej dysocjacji. Dysocjacja-stopień Z pomocą przychodzi stopień dysocjacji a, czyli stosunek liczby cząsteczek, które uległy dysocjacji do całkowitej liczby cząsteczek, jaka została wprowadzona do roztworu: ∞ = n zd по Biorąc pod uwagę, że moc elektrolitu wiąże się bezpośrednio z liczbą cząsteczek, która ulega dysocjacji, często nachodzi nas pokusa, aby skorzystać z a do porównania mocy kwasów lub zasad. Trzeba pamiętać, że stopień dysocjacji zależy od stężenia (wynika to z prawa rozcieńczeń Ostwalda, o którym kilka słów poniżej), więc można stosować tę wartość tylko w przypadku roztworów o jednakowym stężeniu. Stala dysocjacji Dużo lepszym parametrem do porównywania mocy kwasów będzie stała dysocjacji. Jak sama nazwa wskazuje stała dysocjacji jest stała, więc nie zmienia się w zależności od stężenia. Stałe dysocjacji poszczególnych kwasów i zasad są opisane w tablicach chemicznych. Trzeba jednak pamiętać, że dotyczy to określonych warunków temperatura ma wpływ na wartość stałej. Stała dysocjacji jest tak naprawdę stałą równowagi reakcji dysocjacji, a jej wzór, tak jak w przypadku każdej stałej równowagi, jest ściśle związany z równaniem reakcji. Dla reakcji dysocjacji kwasu azotowego (III) HNO₂ + H₂O = H₂O* + NO₂¯ będzie wyglądała następująco (nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia molowe): + [HNO₂][H₂O] Jeżeli rozpatrujemy roztwory o niskich stężeniach (a z takimi mamy zwykle do czynienia w liceum), to zakładamy, że stężenie rozpuszczalnika jest stałe. Wtedy możemy tę część równania pominąć. Dlatego finalnie wzór na stałą dysocjacji kwasu azotowego (III) przyjmie formę _[H₂0+][NO₂] [HNO₂] Analogicznie stałą dysocjacji amoniaku będzie opisywało równanie: K= [NH BICH,0] a po uproszczeniu K= Jak widać z powyższych równań, im wyższe jest stężenie jonów w roztworze, tym wyższa stała dysocjacji. Oznacza to, że moc kwasów lub zasad rośnie wprost proporcjonalnie do odpowiadających im stałych dysocjacji. Jednak co w przypadku elektrolitów mocnych? Skoro zakładamy, że w przypadku mocnych elektrolitów dysocjacja zachodzi w 100%, to liczba cząsteczek niezdysocjowanych (a więc mianownik) powinna wynosić O. Dlatego w rzeczywistości ma sens dla roztworów słabych elektrolitów.. Dysocjacja wieloetapowa Warto pamiętać, że kwasy wieloprotonowe (z więcej niż jednym wodorem w cząsteczce) będą dysocjowały wieloetapowo, a każdemu etapowi będzie odpowiadała inna wartość stałej dysocjacji. Pierwszy etap ma z reguły najwyższą stałą dysocjacji, a dla każdego kolejnego, będzie ona niższa. Podobną sytuację zaobserwujemy przy wodorotlenkach o kilku grupach -OH w cząsteczce. Przykładem dysocjacji wieloetapowej może być dysocjacja kwasu fosforowego (V): [OH-][NH] [NH₂] H₂PO4 + H₂O H₂PO₂ + H₂O HPO₂ + H₂O H₂O* + H₂PO₂ H₂O* + HPO² H₂O* + PO₁³- K₁ = 7,51 10³ K₂ = 6,23 108 K3 gdzie: a stopień dysocjacji C stężenie molowe elektrolitu = 2,2-10- Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo rozcieńczeń Ostwalda: K=X²C 1-2 Dla słabych elektrolitów (a < 5%) wzór można stosować uproszczoną wersję wzoru: K= x²C Skąd takie uproszczenie? Wyobraź sobie, że masz 100 zł. Jeśli wydasz złotówkę, 2 lub 4 złote, to w zasadzie nadal myślisz, że "masz stówę". Wydatki są bardzo małe w porównaniu do całości. Tak samo tutaj - zakładamy, że tak małe "straty" praktycznie nie wpływają znacząco na całościowy wynik. Dlatego pomijamy mianownik. Tu chodzi o zwykłe uproszczenie obliczeń, pełny wzór będzie poprawny w każdym przypadku, tylko trochę upierdliwy. Dysocjacja - jest to rozpad cząsteczek kwasów, zasad i soli na jony. Zachodzi ona w podwyższonej temperaturze w wyniku oddziaływań z cząsteczkami wody lub też pod wpływem wysokiej temperatury. Z procesem tym związane są pojęcia stałej oraz stopnia dysocjacji. Stała dysocjacji - jest stosunkiem iloczynu stężeń jonów, które powstały podczas procesu dysocjacji. elektrolitycznej, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych pozostających w równowadze chemicznej jonami. Dla reakcji dysocjacji wyrażonej schematem AB, aA++ bB wzór na stałą dysocjacji wyglądać będzie w następujący sposób: [A+]a[B]b K₁=[Aa Bb] Stała dysocjacji - to wielkość charakterystyczna dla danego elektrolitu i jest miarą jego mocy. Nie zależy od początkowego stężenia elektrolitu, natomiast zależna jest od temperatury i wzrasta wraz z jej wzrostem. Stopniem dysocjacji - nazywamy z kolei stosunek liczby cząstek zdysocjowanych na jony (nz) do całkowitej liczby moli cząstek elektrolitu wprowadzonych do roztworu (nw). Oblicza się go ze wzoru n zd ∞ = no (wynik można pomnożyć razy 100%, aby uzyskać wartość stopnia dysocjacji w procentach). Stopień dysocjacji przyjmuje wartości pomiędzy 0 ≤ a ≤ 1 (0% ≤ a ≤ 100%). Wartość ta zależy od rodzaju elektrolitu (dla mocnych elektrolitów a = 1, natomiast w przypadku elektrolitów słabych przyjmuje wartości mniejsze od 1), stężenia roztworu (wzrasta, gdy stężenie elektrolitu się zmniejsza, a w roztworach bardzo rozcieńczonych jest bliskie 1), temperatury (wzrasta nieznacznie wraz ze wzrostem temperatury) oraz obecności innych substancji w roztworze (dodanie do roztworu jonów, które powstają w czasie dysocjacji zmniejsza a i cofa proces dysocjacji). Prawo rozcieńczeń Ostwalda Prawo rozcieńczeń Ostwalda opisuje zależność między stałą dysocjacji i stopniem dysocjacji, dla kwasów jednoprotonowych i zasad jednowodorotlenowych ma postać: Dla stabych elektrolitów można zastosować wzór uproszczony, który ma postać: (1-x)~1 K stała dysocjacji [-] a - stopień dysocjacji wyrażony w postaci ułamka dziesiętnego Co stężenie początkowe [] pH Woda jedynie w niewielkim stopniu ulega dysocjacji. Iloczyn jonowy wody jest wartością stałą nie tylko w wodzie, ale także w roztworach kwasów i zasad, a wynosi 10-14. 2 K=x².6 Dysocjacja cząsteczki wody (w sposób uproszczony) przebiega następująco: H₂O = H+ + OH- Pojecie pH wprowadził Sorensen ze względu na wygodę, bo zamiast 104 stosuje się 14. pH jest ujemnym logarytmem określającym stężenie kationów wodorowych. Roztwory kwaśne mieszczą się w zakresie do 7, obojętne są równe 7, a zasadowe powyżej 7 (Tabela 1): 10-6 10-s 40-4 лог 10-1 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 St. [OH-] 10-14 10- 10-12 10-11 100 10-3 Stężenie 10-1 H+ 1 0 PH 1 10-8 102 103 104 105 106 10-7 2 kwaśne K=x².6 3 4 5 6 7 10 9 10 obojętne zasadowe 11 12 13 14 Wskaźniki kwasowo - zasadowe Bardzo ważne jest szybkie i precyzyjne odróżnienie środowiska kwasowego od zasadowego. W tej materii wykorzystywane są indykatory (wskaźniki) barwiące się na określone kolory w zależności od pH. Do tego celu używa się substancji, których jony zmieniają zabarwienie w stosunku do obojętnych cząsteczek. Powszechnie znanymi i stosowanymi są: papierki uniwersalne, fenoloftaleina, oranż metylowy czy błękit metylenowy. W poniższej tabeli (Tabela 2) zamieszczono zmianę zabarwienia indykatora pod wypływem różnego środowiska: środowisko zasadowe obojętne Papierek uniwersalny niebieski pomarańczowy czerwony Oranż metylowy Fenoloftaleina bezbarwny bezbarwny kwaśne czerwony żółty żółty malinowy Teorie kwasowo zasadowe Powstały w głównej mierze w związku z odkryciem zjawiska dysocjacji. Do najważniejszych z nich należą: Teoria Arrheniusa, głosząca, że Kwasy to substancje typu HnR, które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji na kationy wodorowe H+ i aniony reszty kwasowej R- Zasady to substancje typu: M(OH)m, które ulegają reakcji dysocjacji w roztworze wodnym na kationy metalu M+ i aniony wodorotlenowe OH- Sole to substancje typu: MnRm, które ulegają reakcji dysocjacji na kation metalu M+ i anion reszty kwasowej. R- Teoria Brunsteda (donorowo - akceptorowa) mówi że: Kwas jest substancją mogącą oddawać proton Zasada jest substancją mogącą przyjmować protony Oprócz tych wymienionych istnieje wiele innych koncepcji definicji kwasów i zasad, np. teoria Lewisa, które nie maja już takiego ścisłego związku z dysocjacją. pH - to ilościowe określenie kwasowości oraz zasadowości roztworu wodnego. pH możemy wyrazić za pomocą wzoru: pH = -log₁0[H+] Wartość pH to ujemny logarytm dziesiętny z aktywności jonów wodorowych. Istotne zatem jest stężenie jonów wodorowych [H+]. Jednostka- mol/dm3. Dla przykładu- wartość pH = 2 oznacza, że dm3 znajduje się 102 moli jonów H+. Ujemnej potęga sugeruje, że im mocniejszy jest roztwór badany, tym mniejsza musi być wartość pH. Wartość pH równa jeden świadczy o tym, że mamy do czynienia z silnym kwasem. Wartość pH równa 14 oznacza silną zasadę. Skala pH przyjmuje wartości 0-14. PH + pOH = 14 POH= -log[OH-] Ujemny znak logarytmu w definicji pH przyjęło pierwotnie dla uniknięcia operowania liczbami ujemnymi: POH to wykładnik koncentracji jonów wodorotlenowych (OH-) w badanym roztworze. 1M roztwór HCI ma pH= 0, zaś 1M roztwór NaOH ma pH=14. Roztwory kwaśne mają zawsze pH mniejsze niż 7, zaś zasadowe większe niż 7. Woda destylowana powinna mieć pH=7, ale w rzeczywistości jest niższe, dlatego ze zawiera dwutlenek węgla - gaz zawarty w powietrzu, który wykazuje dobrą rozpuszczalność w wodzie. Reakcje zachodzące w roztworach Do zrozumienia sensu skali pH należy odpowiednio zinterpretować reakcje, które zachodzą w wodzie. Cząsteczki wody destylowanej (H2O) samorzutnie ulegają reakcji dysocjacji, w wyniku której powstają jony H+ oraz OH-. Reakcja przebiega następująco: H2O H+ + OH- Jak widać reakcja charakteryzuje się odwracalnością, ale równowaga jest przesunięta bardziej w lewo. Jest to strona wody niezdysocjowanej. Koncentracja jonów wodorowych (H+) w wodzie w temperaturze 20°C wynosi dokładnie 10 mol/dm3. Czyli wstawiając do wzoru: pH = -log[H+] otrzymamy pH wody, które wynosi 7. W roztworze kwasu solnego zachodzi reakcja: HCI H+ + CI- Dla kwasu solnego HCl, który jest bardzo silny równowaga reakcji przesuwa się w prawo. Strona prawa jest reprezentowana przez jony H+ oraz Cl-. Gdy dodamy do jednego dm3 wody jeden mol kwasu solnego, to wówczas otrzymamy pH=0, gdyż koncentracja jonów H+ będzie równa 1 mol/dm3. Gdy dodamy do jednego dm3 wody jeden mol NaOH, to otrzymamy pH=14, gdyż koncentracja jonów H+ wynosi 10 mol/dm3. Jony wodorotlenowe powodują przesunięcie równowagi reakcji dysocjacji wody. Minus przy logarytmu dziesiętnym w definicji skali pH został wprowadzony, aby uniknąć liczb ujemnych. Zachodzi zależność: im jest większa kwasu tym niższe pH. Paradoksalnie pH można określić jako miarę zasadowości roztworu. Wskaźniki Do oznaczenia pH używamy odpowiednich wskaźników. Są to substancje, zmieniające swoją barwę pod wpływem pH. Do podstawowych wskaźników należą; - oranż metylowy; - fenoloftaleina - błękit bromotymolowy; - czerwień metylowa - lakmus; - wywar z kapusty czerwonej. W laboratorium często stosowane są papierki uniwersalne, które są nasączone mieszaniną wskaźników i są w stanie zmienić kolor w zależności od odczynu roztworu. Są bardzo wygodne w użyciu i popularne. Nie zajmują dużo miejsca i pozwalają w szybki sposób określić pH badanego roztworu. Do papierka dołączona jest barwna skala, na podstawie, której określamy pH. Odczyn badanego roztworu oznaczamy poprzez zanurzenie papierka wskaźnikowego i porównanie jego zabarwienia z wzorcową barwą odpowiadającą określonej wartości pH. Jeżeli kolor będzie różowy, to wówczas mamy do czynienia z roztworem kwaśnym, jeżeli kolor jest niebieski, to mamy do czynienia z roztworem zasadowym. Wskaźniki uniwersalne wskazują wartości pH z dokładnością do 1/2 jednostki pH. Dokładniejsze oznaczenie koncentracji jonów H+ w roztworzy jest możliwe przy zastosowaniu pehametru. Schematyczny wzór wskaźnika, jeżeli to słaby kwas ma postać- H-R, jeżeli zaś wskaźnik to słaba zasada, to wzór wygląda- R-OH. Po wprowadzeniu indykatora do badanego wodnego roztworu następuje dysocjacja. Mamy do czynienia ze stanem równowagi między cząsteczkami oraz jonami. Za przykład weźmy oranż metylowy. Anion R- barwi. badany roztwór na żółto, ale niezdysocjowane cząsteczki HR barwią roztwór na czerwono. Prz źmy reak które przebiegają. W wyniku obecności kwasu, kationy wodoru powodują przesunięcie równowagi reakcji w lewo oraz zauważalne jest czerwona zabarwienie. W wyniku obecności zasady, jony wodorotlenowe mogą połączyć się z jonami H+ i równowaga reakcji przesuwa się w prawo, co powoduje zmianę zabarwienia roztworu na żółto. Podobnie mogą zachowywać się inne indykatory. Jedynie barwa ulega zmianie. Potencjometria Znacznie dokładniejszą metodą pomiarów pH jest potencjometria. Siła elektromotoryczna ogniwa (SEM ogniwa) o takich samych elektrodach, tylko umiejscowionych w roztworach różniących się stężeniem jonów H+, jest wprost proporcjonalna do logarytmu ilorazu tych stężeń- teoria Nernsta. Praktycznie wygląda to tak: zanurzamy pierwszą elektrodę w roztworze o określonym pH. Na podstawie tego możemy obliczyć pH drugiego badanego roztworu. Zanurzając elektrodę pomiarową (elektrodę szklaną) do roztworu wodnego powoduje uzyskanie SEM pomiędzy tą elektrodą oraz roztworem i wartość SEM jest miarą stężenia jonów H+. Do pomiaru SEM niezbędny jest tzw. potencjał odniesienia. Aby go uzyskać musimy zanurzyć elektrodę zwaną elektrodą kalomelową (elektroda odniesienia) Najpopularniejszą elektrodą używaną do mierzenia pH jest elektroda szklana, która wykazuje odporność na metale ciężkie, utleniacze oraz reduktory. Membrana elektrody szklanej ma kształt bańki i wykonana jest ze specjalnego szkła, które jest przenikalne wyłącznie dla jonów H+ Wewnątrz elektrody jest roztwór o znanej wartości pH, do którego wprowadzamy elektrodę kalomelową, ewentualnie chlorosrebrową, jako kontakt elektryczny. Wyznaczenie pH roztworu jest możliwe przez zależność stężenia jonów H+ po obu stronach elektrody szklanej (pomiar SEM). Elektrodę szklaną możemy także stosować w niewodnych roztworach. Praktyczne wykonanie pomiaru pH nie jest trudne: do roztworu wstawiane są elektrody, zaś wynik pomiaru jest odczytywany ze skali pH-metru. pH jest wielkością stężenia jonów wodorowych. Zamiast żmudnego miareczkowania: sporządzania oraz mianowania roztworów roboczych, poza tym męczącego miareczkowania, nie wystarczy zmierzyć wartość pH roztworu i obliczyć stężenie kwasu? Odczyn roztworu Odczyn roztworu to cecha każdego roztworu dzięki niemu dowiadujemy się o nadmiarze jonów H+- odczyn kwaśny lub nadmiar jonów OH- - odczyn zasadowy, a gdy są w równowadze -odczyn obojętny. Jest to bardzo ważne pojęcie. Determinuje czasami przebieg, szybkość oraz rodzaj powstających produktów. Czasami określone reakcje mogą zachodzić tylko w ściśle określonym pH. Roztwory o pH od 1 do 6 mają odczyn kwasowy (zawierają nadmiar jonów wodorowych), zaś roztwory o pH od 8 do 14 maja odczyn zasadowy (zawierają nadmiar jonów wodorotlenowych). Roztwór o pH. równym 7 jest obojętny. Woda destylowana powinna mieć pH=7, ale w rzeczywistości ma zwykle niższe, gdyż zawiera pewne ilości dwutlenku węgla pochłanianego z powietrza. pH wówczas wynosi 4-5. Roztwór neutralny (obojętny), to roztwór charakteryzujący się równowagą jonów H+ oraz jonów OH-. pH roztworu obojętnego może być inne niż 7. Koncentracja jonów wodorowych to pierwiastek kwadratowy z iloczynu jonowego wody. Wartość liczbowa tego iloczynu nie jest równa 1014, zależy od wartości mocy jonowej badanego roztworu, ale także od temperatury. W temperaturze wyższej niż 20°C iloczyn jonowy wody jest różna od wartości 1014. Dla przykładu wartość iloczynu w temperaturze 80°C jest równa około 10-¹³ [H+] = [OH-] = 10¹ mol/dm3, roztwór ma odczyn obojętny; [H+] > 10 mol/dm3, roztwór ma odczyn kwasowy; [H+] < 10 mol/dm3, roztwór ma odczyn zasadowy. Przyjmuje się, że jednostka pH jest bezwymiarowa. Wartość liczbowa pH zależy m.in. od tego, czy aktywność wyrażone jest w: molach na litr, czy jako stężenie procentowe. Poprawnym wymiarem pH jest logarytm wymiaru stężenia. Ponieważ w chemii jednostką stężenia jest stężenie molowe (M = mol/dm3), zatem w praktyce problem ten jest tak nieistotny. Symbol "p" jednostki pH pochodzi od słowa łacińskiego: potentio = potęga (jej wykładnik ze zmienionym znakiem). Skalę pH wprowadził w 1909 roku duński biochemik Sørensen, Możemy zamieniać [H*]na pH i odwrotnie, używając poniższych równań: pH = -log [H+] [H-10-PH = Możemy zamieniać [OH-] na pOH i odwrotnie, używając poniższych równań: pOH = -log [OH-] [OH-]-10-POH -рон = Dla każdego roztworu wodnego w 25°C : pH+pOH = 14 Dla każdego 10-krotnego wzrostu stężenia [H*], następuje spadek pH o 1 jednostkę i vice versa. Zarówno moc kwasu, jak i stężenie wpływają na [H*] i pH. W roztworach wodnych, kwas definiujemy jako substancję chemiczną, zwiększającą stężenie H*(aq), podczas gdy zasada zwiększa stężenie jonów OH˜(aq) stopień dysocjacji stała dysocjacji K. a HAH+A liczba moi cząsteczek zdysogowanych na jony [H+]> [OH-] D hudsony nzdys. n wprow. [H+][A-] = [HA] całkowita liczba moli cząsteczek wprowadzonych do roztworu Dla słabych elektrolitów (a < 5%) wzór (m można stosować uproszczoną wersję wzoru: K= x² C₂ x= α = V. 32 Ст [4+]=[ou] 7 obojstry 1²√32²-4560 26 2 C₂ [H] Cm=W=² ng=Cmi Vr 3 = = = ₂ K-EA Vr КСо e ky 400 K 400 X²C stężenie Dla słabych elektrolitów K=₁7₁²-2 pH = -log [H] [H+] = 10-PH [H*] <[OH-] = początkowe 14 zasadomy [OH-] = 10-14 [H*] stężenie cząsteczek zdysocjowanych na jong stężenie cząsteczek wprowadzonych do roztworu Czdys. Cwprow. K= [H+] = [OH-] czysta H₂O + zasada 10-14 [OH]=Cm pOH = -log [OH] [OH-] = 10-POH pH+pOH = 14 uzysta H₂O + kwas [H]= (m²α| [OH-] = " т [H+]² Um-[H]* n = m log₁0 a" = log² Loga · 6 = loga + logb |Log == loga - Log b a) 9.69. Obliczyć stężenie molowe jonów wodorowych w roztworze o: a) pH = 3, b) pH = 0, c) pH = 10, d) pH = 3,5, e) pH = -1.... b) [H+] = 100 = 1 mo pH = -log[H+] THI 10 PH : [H+]=103 = 0,001 9.70. Ile razy należy zwiększyć (lub zmniejszyć) stężenie jonów wodorowych, aby pH: a) wzrosło o 1, b) zmalało o 1? PH=log [H] [H+] = 10-PH. a) zmniejszyć 10 razy. b) zwiększyć 10 razy pH = -log(0,05) 9.71. Ze wzrostem temperatury wzrasta stopień dysocjacji wody. Czy spowoduje to zmianę odczynu wody? wzrost temperatury i stopnia dysocjacji nie spowoduje zmiany odczynu wody. b) NaOH →H+ + a² ·PH +pOH = 14. 9.72. Obliczyć wartość pOH roztworu, którego pH = 1. PH + POH=14 1+pOH = 14 POH = 13 9.73. Obliczyć wartości pH podanych roztworów, przyjmując a = 100%: a) kwasu solnego o stężeniu 0,05 mol/dm³, b) NaOH o stężeniu 1 mol/dm³. af x= 100%. c) [H+] = 10-10 d) [H*3=1035 = 10 6 = 0,05 mol/dm³ pH= 1,3 pOH = -log (1)=0 PH=14 V₁ = Ws стает =0,014 N₁ = Cm. Vr = 0,01-0,2 = 0,002 molo [H+] = 0,004 mol = [OH-] a HU→H* + U 0,05 0,05 0,004 0,1 e) [H+] = 10-¹)= 10 10 = (103 = √²+ 402-40².10 = 1000 TO = 3,16.10-4 9.74. Obliczyć pH roztworu Ba(OH)2 (a = 100%) o stężeniu 2 - 10 mol/dm³. Ba(OH)₂ → ·Ba²+ + 2OH- pOH = -log (4-10-4)= 3,4 pH +3,4=14 pH = 10,6 2. (2.10-) 4.10-9 9.75. Jaką objętość 0,1-molowego roztworu NaOH należy dodać do 200 cm³ 0,01-molowego roztworu H₂SO4, aby pH roztworu osiągnęło wartość 7? pH=7 Cm₂ = 0,1 m obojętny, czyli Vr = 200 cm³ = 0,2 dm³ [04]=[4] [OH-] un Jeżeli stopień dysocjacji wynosi 100%, to stężenie jonów wodorowych będzie równe stężeniu kwasu. Liczymy zatem pH 12-7=5 Jeżeli stopień dysocjacji wynosi 100%, to stężenie jonów wodorotlenkowych będzie równe stężeniu zasady. Liczymy zatem POH = 0,04 dm³ = 40m² 9.76. Stężenia molowe jonów wodorotlenkowych w dwóch roztworach są nastę- pujące: A. [OH] = 10, B. [OH] = 10. W którym roztworze jest: 1) większe stężenie jonów H', 2) wyższe pH roztworu? -1) B 2) A H₂SO₂ → 2H+ + SO₂² &9,002: = 9004 NaOH → Na+ + OH- 0,004 9.77. O ile zwiększy się pH czystej wody po dodaniu 0,01 mola NaOH do 1 dm³ wody? NaOH → N₂ + + OH- и калон 0,01 това V₁=1dm³ Com = 12 = 0,01 = 0,01 m pOH = -log [ou] pOH = -log (0,01)=2 pH= 14-004 pH=12 Waesto 5 9.78. Obliczyć stopień dysocjacji jednowodorotlenkowej zasady, wiedząc, że jej 0,1-molowy roztwór ma pH = 10. POH = 14-10=4 pH=10 [0w] = 10-pott = 10^4 [OH-] = Cm x d = 10-4 = 16~3 = 0,001 =0,1% 9.79. Obliczyć pH roztworu jednohydronowego kwasu o stężeniu 0,01 mol/dm³, je- żeli stopień dysocjacji przy tym stężeniu wynosi 4,2%. Cm = 0,01 m2 = 4,2% [H+] = 2 = 0,014,2²% = 4,2∙10-4 pH = -log[H+] pH = -log(4₁2·104) PH=3,38 9.80. Obliczyć pH roztworu kwasu azotowego(III) (K=210) o stężeniu: a) 0,1 mol/dm³, *b) 0,01 mol/dm³. a) Im к K = lm α² α ²³= x 2 = √²h = √²-10-²² = 0,045 = 4,5% [+] = = 0,1-0,045 = 0,0045 ma pH = -log (0,0045) = 2,35 9.81. O ile zmieni się pH po dziesięciokrotnym rozcieńczeniu 0,1-molowego roztwo- ru jednohydronowego kwasu: L=100 %. 1) stanowiącego mocny elektrolit, [H*] = 2) stanowiącego słaby elektrolit (K = 10 )? PH₂ = -log[HF] = -log (0,1)= 1 po 40-tustapen toisen 0,1 m: 10 = 0,01 32=10-5 = 01/²2 = 10000 > 400 K= m+d² 0,1. 2:10-4 = 500 7400, więc K = 0,15. 5.10-3 un K=_ Em = 0,15 mol dm³ = 30 < 400 n= C-0² (₁-2) 2= 9.82. Obliczyć wartość pH roztworu kwasu jednohydronowego o stężeniu 0,15 mol/dm³, wiedząc, że stała dysocjacji tego kwasu wynosi 5. 10³. K=5.10-3 jetny n= K-Kα - Cm x ² =0 -Cm 2² - k-2 +K=0 -015.x²=0,0052 +9005=0 in = us wzór uproszczony m = M M 10-5 91 = 0,01 M 0,05 40 POH = -log (0,0025) -2, ( 6 pH = 11,4 -PH₂ = -log (0,01) = 2 9.83. Obliczyć pH roztworu otrzymanego po rozpuszczeniu 0,05 g NaOH w 0,5 dm³ wody. - 0,00125 0,05. [4²] = (₂-α = 0,1·0,01= 0,001 · PH₁ = -log[H²]. 0,1:10=0,01 K = Um 2² A=0,003025 که وت & =900125mda *9.84. Obliczyć pH roztworu zawierającego 5,1 103 g jonów OH w 1 dm³. 5,1·10-3 = 0,0003 17 1 = -log. (9001 m²=² ) = 3. 2 = 0,₁17=171.. [H+] = C₁ = 0,15 -0,17 = 90255 pH = -log (902 ss) = 1,6 [OH-] = = 90003 20,000 3 we 1 POH = -log[OH-] = log (0,0003) = 3,5² pH = 10,48 = 9002s x = 9.85. Obliczyć stałą dysocjacji kwasu octowego, wiedząc, że w roztworze tego kwasu o stężeniu 0,1 mol/dm³ pH wynosi 2,9. [H²] = 10-²⁹ = 0,00126 CH] um = = 0₁10₁0126² = 1,6∙10-5 乂: 900126 b) a= = 0,01 2.10-4 K = 42 3(1-α)=(-2² K-3-²2 20 -0,01²-2-104 - 2+2·10% =0 4= 6²-40c = (-2.10-4) ²-4 (-901)-2-10-4 A=8,04-10-6 50 <400, Węc nie użyjong двибо недо wzov √ = 0,0028 α = -(-2.10-1)-90028 2.(-0,01) = 9,13 = 13% · [H + ] = (m⋅ 2 = 0,01 · 0,13 = 0,0013 pH = -log (90013)=288 K Um " · [H+] = 0,01 • 0,03 = 0,0003 pH = -log (0,0003) =3,5 0₁1=0,0126 = 1,26 % 10-5 0,01 = 0,03 9.86. Pomiary doświadczalne wykazały, że pewien roztwor jednohryaronowego kwa- su ma pH=3 i α = 4%. Obliczyć stężenie molowe roztworu. x=4% = 0,04 [H*] = Com pH = -log [4²] [49 = 10-PH = 10-3 mol (m = = 0,04 = 0,025 m [HT 9.87. Obliczyć stopień dysocjacji HCN (K= 7,5-10-¹0) w roztworze o pH = 5. [H] = 10-5 K(1-4)= [4*Jα (= [ht] K[=comic [.x² [H*]x К-Ка= [назас [4+] = 10 ³ = 0,001 2 = [H+J Cm 9.88. Obliczyć stężenie roztworu kwasu jednohydronowego, jeżeli pH tego roztworu wynosi 3, a stała dysocjacji K = 1,8- 105. *=1,8-10-5 K = cm. x ² = (m. ([²)² = 1-α 4- [ pH=3 PHI CHƠI10-2001 đến (m = [4+1 = 0,01 = 0,5 ma * 9.89. Obliczyć stałą dysocjacji kwasu azotowego(III), wiedząc, że jego roztwór o pH = 2 ma stopień dysocjacji 2%. J[= Cm ²2² = 0,5 · (0,02)² = 0,0002 = 2·10 HA → H+ +U² NaOH K=Cm.1² → Not + OH-. [H+]² Cm-[H+] 9.90. Obliczyć pH roztworu kwasu fluorowodorowego (K=6,3 10), w którym sto- pień dysocjacji wynosi 2,5%. 2=2,5% = 0,025 [H+] = C-α = 1,008·0,025 =0,0252 de "N₂04 = 0,1 m 0,44 dm³ = 0,044 mida HU + NaOH → Na Cl + H₂O K = [H²] α + Ka = 7,5-10-10 = 10-5-7,5-10-10 7,5.10 10 1,000075.10-5α. [H+] = WH+ 0,006 9,69 pH = -log (0,0087)=2,06 α=2% =0,02 <0,05 H+ +U² +Na+ +04° → Not +Cl² + H₂O H+ + OH → H₂O 2≈ 7,5·10 -³ = 0,0075% 9.91. Obliczyć pH roztworu uzyskanego przez zmieszanie 250 cm³ 0,2-molowego HCl i 440 cm³ 0,1-molowego NaOH. = 0,05 mola -9044 mola - 9006 moo V₁=250 mm ²³ +440mm³ = 650cm³ = 0,69 dm² =90087 Klm - J{[H+] = [H+]² Kum= [H+J² K. [H²] Cm= CHOJE - 7 CH+] = = 6,3-10-4 01025² = 1,008 0001²-1.8.10 5.900d 18-10-5 pH = -log[H+] PH=-log (40252)=16 Cm₁ = v WHce = Cmc • V₁Nice = 0,2 mol 0,25 dm³ = 0,05 mola на *0,055 Z.643 H₂SO4 2H² +50₂₂²~ M H₂SO4 = 2.1 and +32 + 4∙16 2nd = 98 mol 983 1 md 0,498 ĥ CC n = 9488·1mol 988 5. 10-3 md 2 dm3 (= n [H²] =2·25·10-³= 5∙10-3 mo тов pH = -log[H] = -log (5-10-3) = 2, 301 2.644 K = 6,56·10- 6,56·10-4 0,0164² = 2,5·10-3 md dm³. = 5.10-3 -4 x=1,64% =0,0164 K2=2².C C = k ~ 2,44 m HE H*+F¯ [4²] = 2,440,0 164=0,04 m dhn³ pH = -log[H+] = -log(0,04) ≈ 1,4. Z.645. K=5·10-8 C = K2 HUO 2=0,1% =0,001 = 0,05 m 5.10-8 0,0012 H+ + UO- [H+] = 0,05 0,001 = 5·10-5 mot pH= -log (5.10-5) = 4, 301 643. Sporządzono 2 dm³ roztworu zawierającego 0,49 g H₂SO4. Oblicz pH tego roztworu (α = 100%). V=2 dm³ 644 Stała dysocjacji elektrolitycznej kwasu fluorowodorowego wynosi K₁ = 6,56 10¹. W roztworze tego kwasu stopień dysocjacji elektrolitycznej wynosi a = 1,64%. Oblicz pH tego roztworu. 645/Stała dysocjacji elektrolitycznej HCIO wynosi K = 5-108. W roztworze tego kwasu stopień dysocjacji elektrolitycznej wynosi α = 0,1%. Oblicz pH tego roztworu. Z.646. pH=3 [4*]=10-3 dm3 2.647. K=10-1⁰ 10-3 -15% LHNQJ100 - [HNO₂] = 6,7 • 10³ = 0,0067 mo c=0,01 m 110-10 2= 0,01 = 9,0001 = 10-4 [H+] = 0,01 m²·0,001 = 10-6 pH = -log (10-6) = 6 x= 1.648. 200m² = 0,2 dm³ 1 dm³ 10-4 0,2 dm³ x=2.10-5 = 15% = 0,15 [4+] = 2·10²5 mol ~0,1 dm³ = 2·10 -4 pH₂=-log (2-10-4)=3,7 L= Z.649. c=0,001 pH=5 [H]=105= 0,00001 0,00001 0,001 K= HX H+ +X K = [H+ICX-] [HX] x -100% = 1%. [+]=[x] = 0,00001 0,000072 0,001 = 10-7 646 Oblicz stężenie molowe roztworu kwasu azotowego(III) o pH = 3 i stopniu dyso- cjacji elektrolitycznej α = 15%. 2²2 = 647/Stała dysocjacji elektrolitycznej pewnego słabego kwasu wynosi K₁=1-10-¹0. Oblicz pH tego roztworu, wiedząc, że jego stężenie wynosi 0,01 648 Do doświadczenia chemicznego użyto 200 cm³ roztworu kwasu chlorowodorowego o pH = 4. Oblicz pH roztworu tego kwasu po odparowaniu 100 cm³ wody. 649/Oblicz stałą i stopień dysocjacji elektrolitycznej roztworu slabego kwasu, którego roztwór o stężeniu 0,001 ml ma pH = 5.