W –10: Równowaga

chemiczna -Podstawy

• W stanie równowagi reakcja „do przodu” i

reakcja „do tyłu” przebiegają z jednakową
szybkością – inaczej z lewej strony na prawa
stronę i z prawej strony na lewą (patrząc na
równanie reakcji)

• stężenia reagentów nie zmieniają się w

czasie pomimo, że obie reakcje zachodzą

• Równowagę symbolicznie zaznaczamy za

pomocą podwójnych strzałek lub znaku
równości

Równowaga chemiczna

• Z reakcją zawsze są związane:
•

termodynamiczne bodźce

• termodynamiczne przepływy (inaczej

mówiąc szybkość reakcji chemicznej)

• Bodźcem termodynamicznym

wywołującym przepływ reakcji
chemicznej jest

powinowactwo

chemiczne

.

Równowaga chemiczna

• Reakcje chemiczne zdążają i

dochodzą do stanu równowagi
chemicznej

statyka chemiczna

• Przebieg reakcji w czasie

kinetyka chemiczna

Równowaga chemiczna

• Każda reakcja zachodzi według

pewnego równania
stechiometrycznego.

• Równania stechiometryczne wyrażają:

– Stosunki stechiometryczne
– Kierunek reakcji
– Wyrażają prawo zachowania masy

)

(

HI

2

)

(

I

)

(

H

2

2

g

g

g







Równowaga chemiczna

• Uważamy za przychód produkty

reakcji

• Uważamy za rozchód substratu

reakcji

• Kierunek z lewa na prawo dodatni
• Kierunek z prawa na lewo ujemny

Równowaga chemiczna

• Dla reakcji syntezy amoniaku:
• -3 i –1 dla substratów oraz +2 dla

produktów

• Wymnażając współczynniki

stechiometryczne prze masy
cząsteczkowe i sumując
otrzymujemy wartość zero.

Znaczenie równowagi

chemicznej

• Równowaga w roztworach kwasów, zasad, soli.
• Gdzie wymiana protonu zachodzi tak szybko,

że zawsze zachowany jest stan równowagi.

• Równowagi wymiany protonu utrzymywane w

komórkach organizmów zapewniają

zachowanie przez białka zdolności życia.

• Nawet niewielkie przesunięcie

równowagowego stężenia jonów wodorowych

może spowodować uszkodzenie komórki,

chorobę lub śmierć.

Rozkład cztero tlenku azotu do dwutlenku azotu.
Zmiana stężenia następuje względnie szybko w
początkowym okresie, natomiast zostaje
zahamowana w momencie dojścia do stanu

równowagi.

• Skład mieszaniny w stanie równowagi

nie zależy czy reakcję rozpoczynamy

od substratów czy od produktów.

Równowaga
pomiędzy N

2

O

4

i

NO

2

.

Skład mieszaniny odpowiadający stanowi
równowagi osiągany jest niezależnie od
mieszaniny wyjściowej pod warunkiem że
stężenie wyjściowe substratów jest takie same jak
stężenie produktów (wynikające ze
stechiometrii)w stanie równowagi. Czysty NO

2

jest koloru brązowego natomiast czysty N

2

O

4

jest

bezbarwny. Kolor bursztynowy świadczy o
obecności obu składników.

• Istnieje prosta zależność pomiędzy

stężeniem substratów a stężeniem
produktów wyrażona prawem
działania mas.

• Wyrażenie nosi nazwę ilorazu

reakcji i wyprowadza się je na
drodze termodynamicznej.

• Rozpatrzmy równowagę:

)

(

HI

2

)

(

I

)

(

H

2

2

g

g

g







Wykonano cztery
eksperymenty
Różne ilości
substratów i
produktów
wprowadzono do
zbiornika
reakcyjnego o
objętości 10 L w
temp. 440C.W
momencie
osiągnięcia stanu
równowagi w
zbiorniku
znajdowały się
różne ilości
reagentów.

• Wartość liczbową wyrażenia

ilustrującego prawo działania mas

nazywamy ilorazem reakcji Q.

49.5

Average

49.5

0.311

0.0442

0.0442

IV

49.4

0.100

0.0135

0.0150

III

49.8

0.280

0.0450

0.0350

II

49.4

0.156

0.0222

0.0222

I

]

][I

[H

[HI]

]

[HI

]

[I

]

[H

Expt.

2

2

2

2

2



Średnia

• przebieg reakcji może być

oceniony w dowolnym momencie

• W stanie równowagi (440 C) iloraz

reakcji wynosi 49.5.

]

I

][

H

[

[HI]

2

2

2



Q

• Wartość 49,5 nosi nazwę stałej

równowagi i jest wielkością
charakterystyczną dla układu:

• Równowaga jest osiągana wtedy,

kiedy wartość Q będzie równa
wartości stałej K

c

• Rozpatrzmy równanie:

C)

440

(

5

.

49

]

I

][

H

[

[HI]

o

2

2

2





c

K

gG

fF

eE

dD









• Wykładniki w wyrażeniu na stałą

równowagi są identyczne z
współczynnikami
stechiometrycznymi

• W stanie równowagi:

• Zapisujemy zawsze produkty w

liczniku i substraty w mianowniku.

c

]

[

]

[

]

[

]

[

K

E

D

G

F

e

d

g

f



• Różne operacje matematyczne

mogą być wykonane na wyrażeniu

– Zmiana kierunku reakcji

c

c

K

PCl

Cl

PCl

K

Cl

PCl

PCl

Cl

PCl

PCl

K

PCl

Cl

PCl

c

1

]

[

]

][

[

]

][

[

]

[

5

2

3

'

2

3

5

2

3

5

5

2

3

















– Mnożenie równania reakcji

2

2

5

2

2

2

3

"

2

3

5

2

3

5

5

2

3

]

[

]

[

]

[

2

2

2

]

][

[

]

[

c

c

K

PCl

Cl

PCl

K

Cl

PCl

PCl

Cl

PCl

PCl

K

PCl

Cl

PCl

c

















– Kiedy równania są dodawane

stronami – stałe równowagi są
mnożone

2

1

4

2

2

2

4

2

3

2

2

2

3

2

2

2

4

2

2

2

2

2

2

2

2

2

2

1

2

2

2

]

[

]

[

]

[

4

4

2

:

y

otrzymujem

stronami

dodaniu

po

]

[

]

[

]

[

4

3

2

]

[

]

[

]

[

2

2

c

c

c

c

c

K

K

O

N

NO

K

NO

O

N

O

O

N

NO

K

NO

O

O

N

O

N

O

N

K

O

N

O

N




























• równanie gazu doskonałego może

być wykorzystane do
przedstawienia ciśnień cząstkowych

• Stałą równowagi obliczoną na

podstawie ciśnień cząstkowych
oznaczamy symbolem K

p

RT

C

RT

V

n

P

nRT

PV











• Wielkość stałej równowagi jest miarą

przebiegu reakcji.

• Możemy stwierdzić ogólnie że: (albo K

c

lub K

P

)

• Należy pamiętać o aktywności. Tylko

przy stężeniach <10

-3

mol l

-1

można

posługiwać się stężeniami.

i

]

][

[

]

[

)

(

2

)

(

3

)

(

3

2

3

2

2

2

3

3

2

2

2

2

3

H

N

NH

P

c

P

P

P

K

H

N

NH

K

g

NH

g

H

g

N











Wielkość K i stan równowagi. Duża ilość produktu
i mała substratu w stanie równowagi daje dużą
wartość K>>1.
Kiedy ilości produktu i substratu są podobne
wtedy K=1.
Kiedy K<<1, większość stanowi substrat i bardzo
mało jest produktu.

1



K

• Pomiędzy stałymi istnieje

zależność:

















g

n

gdzie

)

(

zatem

)

(

g

n

c

P

m

RT

K

K

RT

C

RT

V

n

P

nRT

PV

• W reakcjach homogenicznych substraty

i produkty są w tej samej fazie

• W reakcjach heterogenicznych istnieją

minimum dwie fazy

• Rozkład węglanu sodu

• W reakcjach heterogenicznych

osiąganie stanu równowagi zachodzi w
ten sam sposób jak w reakcji
homogenicznej.

)

(

)

(

)

(

)

(

2

2

2

3

2

3

g

CO

g

O

H

s

CO

Na

s

NaHCO

heat







 



• Jeżeli umieścimy NaHCO

3

w zamkniętym

naczyniu, można osiągnąć równowagę
homogeniczną:

• Równowagę w układach zawierających

czyste ciecze i tylko ciała stałe można
uprościć.

K

NaHCO

O

H

CO

CO

Na

g

O

H

g

CO

s

CO

Na

s

NaHCO











2

3

2

2

3

2

2

2

3

2

3

]

[

]

][

][

[

równowagi

stałt

)

(

)

(

)

(

)

(

2

– W czystych cieczach i c. stałych

stosunek ilości substancji do
objętości pozostaje stały.

Stężenie substancji w
c. stałym jest stałe.
Podwojenie liczby
moli podwaja
objętość, lecz

stosunek

moli do

objętości pozostaje
ten sam.

• Prawo działania mas w odniesieniu

do reakcji heterogenicznych
zapisywane jest bez stężenia
czystego c. stałego lub czystej
cieczy.

• Stałe równowagi w tablicach

reprezentują kombinację stałych.

]

[

]

[

]

][

[

3

2

2

3

2

2

CO

Na

NaHCO

K

O

H

CO

K

c





• Zgodnie z regułą Le Châtelier:

Jeżeli zewnętrzne czynniki zakłócą równowagę,

układ zareaguje zmianą, która przeciwdziała
zewnętrznemu czynnikowi, i jeżeli możliwe układ
powróci do stanu równowagi

• Kilka typowych czynników

(powodujących stres)

• Dodanie lub usunięcie substratu lub

produktu

• Równowaga przesunie się w sposób powodujący

usunięcie substrat lub produkt który został
dodany.

• Równowaga przesuwa się tak żeby zastąpić

substrat lub produkt.

–

Zmiana objętości

• redukcja objętości reakcji gazowej powoduje,

że reakcja powoduje zmniejszenie liczby moli
gazu

• niewielkie zmiany ciśnienia mają niewielki

wpływ na reakcje zawierające tylko ciecze lub
ciała stałe.

–

Zmiana temperatury

• wzrost temperatury powoduje przesunięcie

reakcji w kierunku endotermicznym
(pochłaniającym ciepło)

• zmniejszenie temperatury przesuwa reakcję w

kierunku, który produkuje egzotermiczną
zmianę

– Katalizatory nie wpływają na stan

równowagi

• katalizator powoduje szybsze osiąganie

stanu równowagi, lecz nie zmienia rozkładu
stężeń substratów i produktów

– dodanie gazu obojętnego przy

zachowaniu stałej objętości

• jeżeli dodany gaz nie może reagować ani z

substratami ani z produktami, uważany jest
za obojętny względem substancji

• wtedy nie ma zmiany stężenia tak że, Q

równe jest K nie przesunięcia w stanie
równowagi

• Obliczenia dotyczące stanu

równowagi mogą być podzielone
na dwie kategorie:

1)

Obliczenie stałej równowagi na
podstawie znanych stężeń lub
ciśnień

2)

Obliczenie jednego lub więcej
stężeń równowagowych lub
cząstkowych ciśnień na podstawie
znajomości K

c

or K

P

• Rozpatrzmy rozkład N

2

O

4

• Obliczenie stałej równowagi jest

bardzo łatwe

3

2

4

2

2

2

c

2

4

2

o

4

2

2

4

2

10

61

.

4

(0.0292)

)

0116

.

0

(

]

[

]

[

i

mol/L,

0116

.

0

]

[

mol/L

0292

.

0

]

[

równowagi

stanie

w

to

C,

25

w

butelce

L

1

w

mol

0.0350

jeżeże

)

(

2

)

(



















O

N

NO

K

NO

O

N

O

N

g

NO

g

O

N

• Częściej mamy sytuację gdzie

podane są warunki początkowe i
stała równowagi:

• Jeżeli podana jest K

P

, to równowaga

będzie wyrażona w postaci ciśnień
cząstkowych

• Jeżeli K

c

opisuje układ, to równowaga

będzie opisana w postaci stężenia (mol/L)

– Przykład: octan etylu, CH

3

CO

2

C

2

H

5

,

produkowany jest z kwasu octowego i
etanolu w reakcji:

W 25

o

C, K

c

=4.10 dla tej reakcji.

Zakładamy, że 0.100 mola octanu etylu i
0.150 mola wody sa wprowadzone do
naczynia reakcyjnego o objętości 1,00
L. Jakie są stężenia w stanie
równowagi?

Strategia rozwiązania: posłużymy się

następującym schematem.

)

(

)

(

)

(

)

(

2

5

2

2

3

5

2

2

3

l

O

H

l

H

C

CO

CH

l

OH

H

C

l

H

CO

CH









Substraty i produkty (ICE)

• 1. Stężenia początkowe reagentów
• 2. Zmiany stężeń konieczne, by

układ osiągnął stan równowagi

• 3. Stężenia w stanie równowagi

x

x

0.250x

-

0.0150

x

x)

-

x)(0.150

-

(0.100

4.10

x

-

0.150

x

-

0.100

x

x

)

(

E

x

-

x

-

x

x

)

(

C

0.150

0.100

0

0

)

(

I

wtedy

ala,

przereagow

ktora

ilosc

Niech

cieklym.

stanie

w

sa

reagenty

Wszyskie

2

2

2

c

2

5

2

2

3

5

2

2

2























K

M

M

M

O

H

H

C

CO

CH

OH

H

C

H

CO

CH

x

• Uzyskujemy równanie

kwadratowe.

:

zatem

2

4

,

0

2

2

a

ac

b

b

x

c

bx

ax















0401

.

0

x

and

121

.

0

x

i

0

0.0150

-

x

0.250

x

3.10

lub

4.10

x

x

0.250x

-

0.0150

-

2

2

2

c



















K

• Ponieważ ujemne stężenia nie mają

sensu:

• Podobną procedurę można zastosować

kiedy ciśnienia są wyrażone jako
ciśnienia cząstkowe i podana jest wartość
K

P

M

x

O

H

M

x

H

C

CO

CH

M

x

OH

H

C

M

x

H

CO

CH

x

011

.

0

150

.

0

]

[

060

.

0

100

.

0

]

[

0401

.

0

]

[

0401

.

0

]

[

m

equilibriu

at

and

0401

.

0

2

5

2

2

3

5

2

2

3























• Często można dokonać uproszczeń

Przykład: reakcja azotu i tlenu

prowadząca do tlenku azotu:

gdzie K

c

=4.8x10

-31

.

W powietrzu w 25

o

C i przy p = 1 atm,

stężenie N

2

i O

2

początkowo wynoszą

0.033 M i 0.00810 M. Oblicz stężenie w
stanie równowagi?

Strategia rozwiązania: stała równowagi

jest bardzo mała zatem niewiele
reagentów przekształci się w produkty.

)

(

2

)

(

)

(

2

2

g

NO

g

O

g

N







18

-

2

2

31

c

2

2

10

8.01

or x

00810)

(0.033)(0.

4x

,

x)

-

x)(0.00810

-

(0.033

(2x)

10

8

.

4

2x

x

-

0.00810

x

-

0.033

)

E(

x

x

x

)

C(

0

0.00810

0.033

)

(

I

2



























K

M

M

M

NO

O

N

Kwasy i zasady

• Równowaga w roztworach K i Z jest

jedną z ważniejszych równowag
chemicznych.

• Związana jest z przeniesieniem protonu
• Przeniesienie zachodzi łatwo
• Roztwory K i Z można traktować jako w

stanie równowagi i obliczać stężenia
korzystając z wartości stałej równowagi.

Kwasy i zasady

• Cel: obliczyć stężenie jonów

wodorowych

• Znaczenie stężenia jonów wodorowych
• Procesy życiowe
• Procesy geochemiczne
• Syntezy przemysłowe
• Reakcje biochemiczne

Definicja pH

• pH=-log a(H

+

)

• Np.. [H

+

]=2,0 10

-3

mol l

-1

• pH= - log(2,0 ·10

-3

) = 2,70

• pH jest tym wyższe, im mniejsze jest

stężenie jonów wodorowych w roztworze

• Zastąpienie aktywności stężeniem

molowym jest ryzykowne i słuszne jedynie
w przypadku roztworów bardzo
rozcieńczonych

Kwasy i zasady

• Zmiana pH osocza krwi o więcej niż

0,4 w stosunku do normalnej
wartości 7,4 stanowi śmiertelne
zagrożenie dla ludzkiego organizmu.
Określ graniczne wartości stężenia
jonów wodorowych, w obrębie
których możliwe jest utrzymanie
funkcji życiowych.

Rozwiązanie

• Granice zmiany pH
• pH = 7,4 + 0,4 = 7,8
• pH = 7,4 – 0,4 = 7,0

• [H

+

] = 10^-pH=10^-7,0 = 100

nmol/L

• [H

+

] = 10^-pH=10^-7,8 = 15,8

nmol/L

Teoria Bronsteda i

Lowry’ego

• Kwasem Bronsteda, HA, jest donor

protonu:

• HA  H

+

+ A

-

• Zasadą Bronsteda, B, jest akceptor

protonu:

• B + H

+ 

BH

+

Teoria Bronsteda i

Lowry’ego

• Określ, które z wymienionych

związków są kwasami, a które
zasadami: H

2

SO

4

, HSO

-4

, SO

-24

• Kwas, bowiem: H

2

SO

4

 HSO

-4

+ H

+

• Kwas, bowiem: HSO

-4

 SO

-24

+ H

+

• Zasada, bowiem: SO

-24

+ H

+

 HSO

-4

Kwas sprzężony

• W roztworze wodnym kwas (solny lub

octowy) uczestniczy w następującej reakcji

wymiany protonu:

• HA(aq) + H

2

O© H

3

O

+

(aq) + A

-

(aq)

• Woda przyłącza proton kwasu i działa jak

zasada

• Jon H

3

O

+

oksoniowy (hydroniowy) też jest

kwasem a A

-

zasadą

• Jon H

3

O

+

kwasem sprzężonym z zasadą A

-

• A

-

zasada sprzężona z kwasem HA

Sprzężone kwasy i zasady

• Kwas

1

+zasada

2

kwas

2

+zasada

1

• Co jest zasadą sprzężoną z

amoniakiem, gdy ten pełni rolę
kwasu?

• NH

3

+ H

2

O NH

-2

+H

3

O

+

Równowaga

autoprotolityczna

• H

2

O + H

2

O H

3

O

+

(aq)+OH

-

(aq)

• Pomimo tego, że zachodzi bez przerwy

wymiana, całkowite stężenie jonów

oksoniowych i wodorotlenowych w czystej

wodzie jest stałe.

• W temp. 25 ° C stężenie jonów oksoniowych

i wodorotlenowych powstałych w wyniku

autoprotolizy wynoszą 1,0 · 10

-7

mol l

-1

• Jedna na 550

milionów cząsteczek H

2

O

oddaje proton innej cząsteczce wody

Czysta woda

• pH czystej wody w temp. 25 ° C wynosi:
• pH-log (1,0 · 10

-7)

= 7,0emperatury

• W przypadku wody można aktywność

zastąpić stężeniem

• Autoproliza – proces endotermiczny
• Zwiększenie temperatury sprzyja

zwiększeniu stężenia jonów oksoniowych

• pH wynosi 6,82 dla temp. 37 · ° C

Stałe kwasowe

• Równowagę wymiany protonu między Kw

Bronsteda a wodą można ilościowo opisać
za pomocą stałej równowagi:

• HA(aq) + H

2

O  H

3

O

+

(aq) + A

-

(aq)

• K=a(H

3

O

+

) a(A

-

)/a(HA) a(H

2

O)

• Wodę uczestniczącą w reakcji można

potraktować jako czystą fazę ciekłą, zatem
a=1

Stałe kwasowe

• K

a

=a(H

3

O

+

) a(A

-

)/a(HA)

• Stałą równowagi nazywamy stałą

kwasową kwasu HA.

• Dla przykładu:
• HF(aq) + H

2

O(c) H

3

O

+

(aq) + F

-

(aq)

• K

a

= a(H

3

O

+

) a(F

-

)/a(HF)= 3,5 · 10

-4

Stała kwasowa

• Wartość stałej kwasowej określa, jak

dalece zachodzi wymiana protonu: im
mniejsza jest wartość K

a

, tym słabsze

są właściwości protonodonorowe

• W teorii B – L, jonizacja oznacza

przeniesienie protonu. Zatem kwas
HF jest w roztworze jedynie
nieznacznie zjonizowany.

Wykładnik stałej

kwasowej

• Małe wartości  wygodniej posłużyć się

logarytmem

• pK

a

= - log K

a

• Im większa wartość pK

a

, tym słabsze są

protodonorowe właściwości kwasu

• Cząsteczka HCN jest znacznie słabszym

donorem protonu (względem H

2

O) niż

cząsteczka HF

• Cząsteczka CH

4

nie wykazuje żadnych

dostrzegalnych tendencji do oddania protonu

cząsteczce wody.

Słabe kwasy

• pK

a

= 4,19 dla kwasu

benzoesowego

• Oblicz pH i ułamek zjonizowanych

cząstek w roztworze o stężeniu
molowym A molL

-1

.

• Użyjmy schematu ICE;

Słabe kwasy i mocne

kwasy

• Reagenty kwas proton reszta
• Stężenie pocz. A

0

0

• Zmiana stężenia –x +x +x
• Stężenie równowag.A-x x x

Słabe kwasy i mocne

kwasy

• Wartość x znajdujemy:
• K

a

=a(H

3

O

+

) a(A

-

)/a(HA)x· x/(A-x)

• Przekształcając otrzymamy:
• X

2

+ K

a

x – A K

a

= 0

• Rozwiązaniem będzie:
• X=[-K

a

± (K

a2

+4AK

a

)

0,5

]/2

Słabe i mocne kwasy

• Ponieważ x oznacza stężenie jonów

oksoniowych, musi mieć wartość dodatnią,
należy zatem przyjąć rozwiązanie ze
znakiem + w liczniku.

• Jeżeli A = 0,01 wówczas {H

+3

O} = 4,2 10

-4

i

pH  3,38

• Ponieważ zaniedbujemy efekt oddziaływań

międzyjonowych, dokładność takich obliczeń
rzadko kiedy przekracza 0,1 jednostki pH
zatem wynik zapisujemy pH = 3,4.

Stopień jonizacji

• Ze znajomości stałej można ocenić stopień

jonizacji.

• Stopień jonizacji = stężenie sprzężonej

zasady/ początkowe stężenie molowe kwasu

• Np.. Stopień jonizacji  x/A 4,2 10

-4

/0,010

= 4,2 10

-2

• Jedynie 4,2 % cząsteczek kwasu oddało

proton

• Kwas mlekowy 25% zjonizowany

Stopień jonizacji

• Rzadko obliczamy pH roztworu, pewna

metodą jest jego pomiar

• Ważne jest umiejętność

przewidywania czy pH będzie < od 7

czy >7 przy określonym nominalnym

stężeniu

• Uproszczenie w obliczeniach:
• K

a

 x

2

/A pH = 0,5 pK

a

– 0,5 log A

• Przybliżenie słuszne dla stopnia < 5%

Obliczanie pH roztworu

kwasu

• Jeżeli kwas jest mocny, przyjmujemy

całkowitą jego jonizację w

roztworze i obliczamy pH według

wartości stężenia kwasu, kładąc

• {H

3

O

+

} = [HA] dodany początkowo

• Jeżeli kwas jest słaby, sprawdzamy

wg równania stopień jonizacji =

(K

a

/A)

0,5

czy jest <

5%

Obliczanie pH roztworu

kwasu

• Jeżeli stopień > od 5% to

rozwiązujemy równanie w sposób
dokładny

• Jeżeli stopień jonizacji mniejszy od

5% to korzystamy ze wzoru
przybliżonego

Zadanie

• Do czystej wody dodano 1.5 x 10

-3

mola kwasu solnego celem
podniesienia stężenia jonów
wodorowych do wartości 1.5 x 10

-3

mola/L. Jakie jest stężenie jonów
hydroksylowych?

• [OH

-

]=1 x 10

-14

/ 1.5 x 10

-3

= 6.7 x

10

-12

mol/L

Związek pomiędzy K

a

i K

b

• HB+ H

2

O H

3

O

+

+ B

-

• BH + H

2

OBH

+

+ OH

-

• K

a

K

b

= {H

3

O

+

x B

-

/ HB x H

2

O}x

• {BH

+

x OH

-

/ BH x H

2

O =

• [H

3

O

+

] x [OH

-

] = K

w

Zadanie

• Stała dysocjacji zasadowa dla NH

3

wynosi: K

b

= 1,74 x 10

-5

w 25 °C.

Oblicz K

a

sprzężonego kwasu

NH

4+

.

• K

a

=K

w

/K

b

=1.00 x 10

-14

/1.74 x 10

-5

= 5.75 x 10

-10

Obliczenie pH

• Średni współczynnik `aktywności w 0,05

molowym roztworze HCl wynosi 0,83. Jakie
jest pH roztworu?

• pH = - log [5 x 10

-2

] = -log 5 +2 =-0,7 +2=

1,3

• pH = -log [0,83 x 5 x 10

-2

] = 1,38

• Jeżeli dodano do roztworu NaCl w ilości

takiej, że siła jonowa wyniosła 0,5; to wsp.
Aktywności wtedy wynosi 0,77; i pH = 1,41.