Wykład 8
Bufory, sole hydrolizujące,
alkacymetria
Mieszaniny buforowe.
Mieszaniny buforowe (roztwory buforowe, bufory) - są roztworami o ściśle
określonym składzie, które charakteryzują się zdolnością zachowywania stałej
wartości pH podczas rozcieńczania lub zatężania roztworu, a także podczas
dodawania niewielkich ilości nawet mocnych kwasów i zasad.
Do buforów należą:
�� mieszaniny roztworów słabych kwasów i ich soli z mocnymi zasadami, np.:
bufor octanowy: CH3COOH + CH3COONa
�� mieszaniny roztworów słabych zasad i ich soli z mocnymi kwasami, np.:
bufor amonowy: NH3 (aq) + NH4Cl
�� mieszaniny roztworów dwóch soli kwasu wieloprotonowego, różniących się
liczbą atomów wodoru obecnych w tych solach, np.:
bufor fosforanowy: Na2HPO4 + NaH2PO4.
 Każdy z podanych tu układów stanowi układ, który w świetle teorii
Brłnsteda jest układem protonodawca  protonobiorca.
W buforze octanowym:
protonodawcą jest kwas octowy CH3COOH
protonobiorcą jest sól tego kwasu CH3COONa
(anion tej soli CH3COO- jest sprzężoną zasadą słabego kwasu
CH3COOH) )
Zadaniem buforu jest przeciwdziałanie zmianom pH podczas
rozcieńczania, jak i podczas dodawania niewielkich ilości
mocnego kwasu lub mocnej zasady.
Mechanizm działania można wyjaśnić w oparciu o teorię
Brłnsteda:
Jeżeli do roztworu kwasu octowego dodajemy stopniowo roztworu
mocnej zasady (np. NaOH) zachodzi reakcja:
CH3COOH + OH- CH3COO- + H2O
Protonodawca zatem chroni roztwór przed zmianą pH podczas
dodawania do tego roztworu zasady.
Powstające w tej reakcji jony octanowe są już obecne w buforze i to
w dużej ilości wynikającej z obecności w nim zdysocjowanej soli ,
więc i pH roztworu praktycznie biorąc nie ulega zmianie (co wykażą
dalsze obliczenia).
Z kolei po dodaniu kwasu do roztworu buforu octanowego niewielkiej
ilości mocnego kwasu protonobioca, czyli jony octanowe chronią
roztwór przed zminą pH wiążąc jony H3O+ w reakcji:
CH3COO- + H3O+ CH3COOH + H2O
( w uproszczeniu zamiast H3O+ można napisać H+)
W tej reakcji powstaje bardzo słaby kwas octowy, który praktycznie nie
dostarcza do roztworu jonów [H+] lub poprawniej mówiąc [H3O+],
wiec pH praktycznie biorąc nie ulega zmianie.
Układ ten jest wiec chroniony przed zmianą pH obustronnie przez
protonobiorcę (wiążącego kationy H+) i protonodawcę 
wiążącego aniony OH-
Bufor octanowy
Protonodawca
Układ buforowy  bufor octanowy
CH3COOH + OH-
CH3COO- + H2O
CH3COOH/CH3COO-
Protonobiorca
CH3COO- + H3O+
CH3COOH + H2O
protonodawca
protonobiorca
Bufor amonowy
W buforze amonowym:
Protonobiorca NH3� H2O
Protonodawca NH4Cl
Reakcja protonobiorcy:
NH3 + H3O+ NH4+ +H2O
NH3� H2O / NH4Cl
Reakcja protonodawcy:
NH4+ + OH- NH3 + H2O
protonodawca
protonobiorca
Bufor fosforanowy
" H2PO4- / HPO42-
Protonodawca : H2PO4-
Protonobiorca: HPO42-
Reakcja protonodawcy:
H2PO4- + OH- HPO42- + H2O
donor
protonu
Reakcja protonobiorcy:
HPO42- + H3O+ H2PO4- +H2O
akceptor protonu
Rozpatrzmy bufor octanowy
Dla tego buforu przyjmijmy następujące oznaczenia:
stężenie molowe kwasu octowego CH3COOH oznaczmy jako ck
a stężenie molowe octanu sodu CH3COONa, czyli soli sodowej tego kwasu,
oznaczmy jako cs .
Częściowa dysocjacja elektrolityczna kwasu octowego (słaby kwas) przebiega
wg równania:
CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
lub prościej
CH3COOH CH3COO- + H+
Stałą stężeniową dysocjacji tego słabego kwasu opisuje wzór:
[CH3COO -] [H+]
Ka =
[CH3COOH]
Stan równowagi dysocjacji słabego kwasu w obecności anionów
całkowicie zdysocjowanej na jony soli jest przesunięty w lewą stronę,
czyli zgodnie z tzw. regułą przekory dysocjacji kwasu jest cofnięta
(zmniejszona).
W tej mieszaninie jest duże stężenie anionów CH3COO-
pochodzących z całkowitej dysocjacji soli, a pomijalnie małe stężenie
tych anionów pochodzących z dysocjacji kwasu.
Zatem, nie popełnimy błędu przyjmując, że:
[CH3COO-] jest równe stężeniu soli: cs
natomiast
[CH3COOH] jest równe stężeniu kwasu, bo jest on
praktycznie niezdysocjowany.
Zatem równanie na stałą dysocjacji możemy zapisać w postaci:
[H+ ]
cs
Ka =
ck
Przekształcając to równanie względem [H+] otrzymamy:
Ka ck ck
[H+ ] = Ka cs
=
cs
zatem pH jest równe:
ck
pH = pKa - log
gdzie pKa = -log Ka
cs
Otrzymane równanie nosi nazwę równania Hendersona- Hasselbalcha
i pozwala obliczyć pH roztworu buforowego, stanowiącego mieszaninę
słabego kwasu oraz jego soli z mocną zasadą.
Z podanego równania wynika, że pH takiego buforu zależy tylko od:
�� stałej dysocjacji słabego kwasu
i od
��stosunku stężeń składników buforu.
Ponieważ ck = nk/ v i cs = ns/v
a kwas i zasada znajdują się w jednej i tej samej objętości, można
wzór ten podać również w postaci:
nk
gdzie pKa = -log Ka
pH = pKa - log
ns
nk - kiczba moli kwasu w roztworze
ns - liczba moli soli w roztworze
Sprawdz
my teraz, że dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu lub mocnej
zasady do mieszaniny buforowej praktycznie wpływa na wartość pH
roztworu.
Załóżmy, że mamy 1 dm3 roztworu buforowego, w którym ck = cs =
0,1mol/dm3
Wartość Ka dla kwasu octowego w temperaturze 2980K wynosi 1,74 � 10-5,
czyli pKa = 4,76
zatem
0,1
pH = 4,76 - log
= 4,76
0,1
Jeżeli do roztworu wyjściowego o pH 4,76 dodamy 0,01 mola NaOH ,
tak aby objętość roztworu praktycznie nie uległa zmianie, to zajdzie reakcja:
CH3COOH + Na+ + OH- CH3COO- + Na+ + H2O
ubywa kwasu octowego i przybywa nowa porcja soli- octanu sodu
liczba moli kwasu w roztworze o objętości 1 dm3 po dodaniu NaOH:
nk= 0,1mola- 0,01mola = 0,09 mola
ck= 0,09 mol/dm3,
natomiast liczba moli soli ( ns= 0,1mola + 0,01mola) = 0,11 mola ,
czyli cs = 0,11 mol/dm3
czyli pH jest równe:
0,09
pH = 4,76 - log
= 4,85
0,11
Gdyby taka samą ilość zasady 0,01 mola dodano do 1 dm3 czystej wody,
nastąpiłby wzrost pH o 5 jednostek  czyli od wartości pH = 7 do
wartości pH 12,
ponieważ dla roztworu NaOH o stężeniu 0,01 mol/dm3
pOH = -log 0,01= 2
pH =14-2 =12
Analogiczne rozumowanie można przeprowadzić gdy do 1 dm3 buforu, w
którym ck = cs = 0,1 mol/dm3 - dodamy 0,01 mola mocnego kwasu (np.
kwasu solnego) , tak aby objętość roztworu nie uległa zmianie. Zajdzie
wówczas reakcja anionów octanowych , stanowiących mocną sprzężoną
zasadę z kationami H3O+ (prościej H+) :
CH3COO- + H3O+ CH3COOH + H2O
lub prościej
CH3COO- + H+ CH3COOH
W roztworze nastąpi wzrost stężenia kwasu do 0,11 mol/dm3 ,
a zmniejszy się stężenie jonów octanowych (czyli stężenie soli) do
0,09 mol/dm3 .
W tym przypadku pH będzie wynosiło:
0,11
pH = 4,76 - log
= 4,67
0,09
Gdyby taka samą ilość kwasu dodano do 1 dm3 czystej wody,
nastąpiłby spadek pH o 5 jednostek  czyli od wartości pH = 7 do
wartości pH 2,
ponieważ dla roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,01 mol/dm3
pH = -log 0,01 = 2
Rozcieńczanie lub zatężanie buforu nie wpływa na zmianę wartości pH buforu,
w tych warunkach iloraz stężeń składników:
ck/cs nie ulegnie zmianie (następuje takie samo zmniejszenie lub przy zatężaniu
równoczesne zwiększenie stężenia obu składników buforu - kwasu i soli).
Rozpatrzmy bufor amonowy
W analogiczny sposób jak dla buforu octanowego można przeprowadzić
wyprowadzenie wzoru na pH buforu amonowego.
Bufor amonowy zawiera amoniak rozpuszczony w wodzie i chlorek
amonu.
Rozpatrzmy roztwór buforu octanowego, w którym stężenie molowe amoniaku
rozpuszczonego w wodzie czyli NH3 aq (potocznie określanego jako
wodorotlenek amonu,co jak wiemy nie jest prawidłowe) wynosi cz, a
stężenie molowe chlorku amonu wynosi cs.
Dysocjację elektrolityczną tej słabej zasady opisuje równanie:
NH3 + H2O NH3 (aq) (NH4+ + OH-)
[NH4+] [OH-]
Kb =
[NH3aq]
Ponieważ stan równowagi tej reakcji jest przesunięty w lewo, dysocjacja jest
cofnięta, w związku z obecnością w roztworze dużej ilości jonów NH4+
pochodzących z całkowitej dysocjacji soli NH4Cl (mocny elektrolit całkowicie
zdysocjowany na jony), nie popełnimy istotnego błędu przyjmując, że
c(NH4+) = cs (stężenie molowe soli)
c (NH3 aq) = cz (stężenie molowe zasady)
Równanie na stałą dysocjacji zasady możemy więc zapisać w postaci:
[OH- ]
cs
Kb =
cz
po przeksztalceniu względem [OH-]
otrzymamy:
Kb cz cz
[OH- ]
= =
Kb
cs
cs
po zlogarytmowaniu otrzymamy:
cz
pOH = pKb - log
cs
Z iloczynu jonowego wody wiemy, że
pOH = 14  pH
zatem
cz
pKb - log
14 - pH =
cs
więc:
cz
nz
pH = 14 - pKb + log
cs = 14 - pKb + log ns
W podanych wzorach na stężenie jonów OH- i na pH można w miejsce
ilorazu cz /cs wstawić stosunek nz/ns
(podobnie jak w we wzorze dla buforu octanowego), ponieważ objętości roztworów
soli i zasady są takie same (licznik i mianownik tego ułamka jest dzielony
przez tę samą wartość tj. objętość roztworu, w której znajduje się zasada i sól).
Dla buforu amonowego można podobnie jak dla buforu octanowego wykazać, że:
v� rozcieńczanie
v� zatężanie
v� dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu
v� dodatek niewielkiej ilości mocnej zasady
nie wpływa istotnie na zmianę pH roztworu buforowego.
Zdolność roztworu buforowego do zapobiegania zmianom pH , jest
charakterystyczną wielkością zwaną pojemnością buforową �.
Pojemność buforowa jest wyrażona wzorem:
n
b� =
v D�pH
gdzie: n - liczba moli jednoprotonowego kwasu lub jednowodorotlenowej zasady
dodana do roztworu buforowego
v - objętośc roztworu buforowego (dm3)
D�pH - zmiana wartości pH
Miarą pojemności buforowej � jest liczba moli n jednoprotonowego mocnego
kwasu lub mocnej jednowodorotlenowej zasady, która dodana do 1 dm3
roztworu buforowego (bez zmiany jego objętości) powoduje zmianę pH
roztworu o jednostkę.
Zdolność buforu do przeciwstawiania się zmianom pH jest ograniczona.
Bufor spełnia swoje zadanie dopóki istnieją jeszcze obok siebie słaby kwas
i jego sól (lub odpowiednio słaba zasada i jej sól).
Pojemność roztworu buforowego jest wprost proporcjonalna do stężenia
roztworu buforowego. (Im większe jest stężenie roztworu buforowego , tym
większa jest pojemność buforowa, czyli tym więcej może on związać mocnego
kwasu lub mocnej zasady).
Największą odporność na dodatek mocnego kwasu lub mocnej zasady
wykazuje bufor, w którym stężenie kwasu (lub odpowiednio zasady) jest w
przybliżeniu równe stężeniu soli.
Roztwory buforowe znajdują zastosowanie tam, gdzie wymagane jest
utrzymanie w miarę stałego pH.
Znajdują zastosowanie przy produkcji leków, kosmetyków, produktów,
spożywczych, barwników. Utrzymanie właściwego pH ma znaczenie
dla przebiegu wielu reakcji chemicznych.
Układy buforowe odgrywają również istotną rolę w przebiegu procesów
zachodzących w organizmach żywych, zapewniając utrzymanie
właściwego pH płynów fizjologicznych (np. krwi).
Szczególnie ważną role odgrywają tu bufory: wodorowęglanowy,
białczanowy, hemoglobinowy. Natomiast bufor fosforanowy służy
głównie jako bufor wewnątrzkomórkowy.
Przykład 16
Oblicz pH roztworu buforowego, otrzymanego w wyniku zmieszania 200 cm3 ,
roztworu NH3 (aq ) o stężeniu 0,1 mol/dm3 z 500 cm3 roztworu NH4Cl o stężeniu
0,1 mol/dm3. Wartość stałej dysocjacji NH3 (aq ) Kb = 1,8 � 10-5 (czyli pKb =
4,74).
Mamy do czynienia z buforem amonowym. Aby obliczyć pH takiego roztworu
buforowego określonego wzorem:
cz
nz
pH = 14 - pKb + log
cs = 14 - pKb + log ns
Musimy obliczyć stężenie (lub liczbę moli) zasady i soli w roztworze otrzymanym,
w sporządzonym roztworze buforowym:
Do buforu wprowadzono:
nz = 0,1 mol/dm3 � 0,200 dm3 = 0,02 mola zasady
ns =0,1 mol/dm3 � 0,500 dm3 = 0,05 mola soli
Objętość końcowego roztworu wynosi 0,200 dm3 + 0,500dm3 = 0,700 dm3
Aby obliczyć stężenia zasady i soli w otrzymanym roztworze buforowym,
należy podzielić zarówno liczbę moli zasady jak i liczbę moli soli przez tę
samą objętość.
Dzielenie licznika i mianownika ułamka przez tę samą liczbę nie zmienia
wartości tego ułamka, zatem , jak podano we wzorze na pH buforu
amonowego nie trzeba obliczać stężeń zasady i kwasu tylko można operować
liczbą moli zasady i soli w roztworze buforowym.
cz
nz
pH = 14 - pKb + log
cs = 14 - pKb + log ns
0,02
0,700
pH = 14 - 4,74 + log = 14 - 4,74 + log 0,02 = 8,86
0,05
0,05
0,700
Przy obliczaniu powyższego przykładu można wykorzystać
także wzór na stężenie anionów OH- dla buforu amonowego, a następnie
obliczyć pOH tego buforu i korzystając z zależności :
pH = 14  pOH, podać wartość pH tego roztworu
cz
nz
[OH- ] Kb bufor amonowy
=
cs = Kb
ns
Wstawmy obliczone poprzednio liczby moli zasady i soli do tego równania:
nz = 0,02 mola
ns = 0,05 mola
nz
0,02
[OH- ]
=
Kb
ns = 1,8 10-5 0,05 = 7,2 10-6 (mol/dm3)
pOH = - log
7,2 = 5,14
10-6
pH =
14 - 5,14 = 8,86
pH soli hydrolizujących
W wyniku rozpuszczenia soli w wodzie otrzymujemy roztwór, który ma odczyn:
�� kwaśny w przypadku soli mocnego kwasu i słabej zasady (hydroliza
kationowa)
�� zasadowy w przypadku soli słabego kwasu i mocnej zasady (hydroliza
anionowa)
�� obojętny lub zbliżony do obojętnego w przypadku soli słabego kwasu i
słabej zasady (hydroliza kationowo-anionowa).
Wiemy również, że sole mocnych kwasów i mocnych zasad (ponieważ jony
powstałe w wyniku dysocjacji tych soli nie reagują z cząsteczkami wody)
nie hydrolizują i odczyn ich roztworu wodnego jest obojętny.
Jeżeli rozpatrzymy roztwór NH4Cl to w świetle teorii Brłnsteda- Lowry ego,
mamy do czynienia z reakcją kationu tej soli z cząsteczkami wody:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
kwas 1 zasada 2 zasada 1 kwas 2
Z kolei w roztworze CH3COONa reakcji z cząsteczkami wody ulega anion tej
soli, natomiast kation nie reaguje.
Przebiegająca reakcja w świetle teorii Brłnsteda- Lowry ego, jest reakcją kwas
zasada:
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
zasada 1 kwas 2 kwas 1 zasada 2
Rozpuszczenie w wodzie octanu amonu CH3COONH4 prowadzi do reakcji
zarówno kationu jak i anionu tej soli z cząsteczkami wody:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Do chwili ustalenia wspólnego stanu równowagi.
Oprócz tego zachodzi reakcja:
H3O+ + OH- 2 H2O
Dla soli słabych wieloprotonowych kwasów np. K2CO3 hydroliza przebiega z
utworzeniem anionów wodorosoli a następnie dalej cząsteczek słabego
kwasu:
CO32- + H2O HCO3- + OH-
HCO3- + H2O H2CO3 (poprawniej: H2O . CO2 ) + OH-
odczyn roztworu staje się zasadowy
Dla soli słabych wielowodorotlenowych zasad np. Fe Cl3 hydroliza biegnie
poprzez utworzenie kationów hydroksosoli a w końcu cząsteczki słabej
zasady:
Fe3+ + 2H2O Fe(OH) 2+ + H3O+
Fe(OH) 2+ + 2H2O Fe(OH)2+ + H3O+
Fe(OH)2+ + 2H2O Fe(OH)3 + H3O+
odczyn roztworu staje się kwaśny
Można zatem na postawie przedstawionych przykładów stwierdzić, że w
świetle teorii Brłnsteda i Lowry ego hydrolizie ulegają tylko te sole,
których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w
środowisku wodnym.
Stan równowagi w roztworze soli hydrolizujących może być opisany (przez
analogię do procesu dysocjacji elektrolitycznej) poprzez dwie wielkości:
stałą hydrolizy i stopień hydrolizy.
Wartość pH roztworów soli hydrolizujących
Sól słabego kwasu i mocnej zasady (np. CH3COONa, KNO2)
W roztworze wodnym tego typu soli zachodzi reakcja (hydroliza anionowa):
A- + H2O HA + OH-
W związku z tym, że liczba moli powstającego słabego kwasu HA jest równa
liczbie moli powstających jonów wodorotlenkowych OH-.
nHA = nOH-
stężenia molowe obu produktów są sobie równe:
cHA = c OH-
Równocześnie w roztworze zachodzi proces częściowej dysocjacji
powstałego słabego kwasu HA
HA H+ + A-
Stała dysocjacji tego kwasu opisana jest wzorem:
[H+] [A-]
Ka =
[HA]
W związku z tym, że stężenie anionów powstałych w wyniku dysocjacji
kwasu HA jest znacznie mniejsze niż stężenie anionów A-
pochodzących z dysocjacji soli, która jest całkowicie zdysocjowana na
jony, możemy przyjąć, że stężenie anionów A-, jest równe stężeniu
soli cs.
Po wstawieniu do równania na stała dysocjacji słabego kwasu w miejsce
stężenia anionów stężenia soli cs, oraz w miejsce cHA stężenia
jonów OH- (cOH- ) otrzymamy:
[H+] cs
Ka =
cOH-
Z definicji iloczynu jonowego wody wynika, że:
Kw
cOH-
=
[H+]
Po wstawieniu ostatniego wyrażenia do wzoru na Ka otrzymamy:
[H+]2 cs
Ka =
Kw
Po przekształceniu powyższego wyrażenia otrzymamy wzór
na stężenie jonów wodorowych [H+]
Ka Kw
[H+] =
cs
Po zlogarytmowaniu i pomnożeniu przez -1 otrzymamy:
1
1 1
pKw + log
pH = pKa +
cs
2
2 2
gdzie pKw = -log Kw
pKa = - log Ka
W temperaturze 298K pKw = 14, zatem
1
1
+
log
pKa +
cs
7
pH =
2
2
W analogiczny sposób można wyprowadzić wzór na pH soli mocnego
kwasu i słabej zasady, który przyjmie postać:
Kw cs
[H+] =
Kb
Po zlogarytmowaniu i pomnożeniu przez - 1 otrzymamy:
1
1 1
log Kw +
log
pH = - log Kb -
cs
2
2 2
stosując zapis pKw i pKb zamiast -log Kw i - log Kb otrzymamy:
1
1 1
pKw -
log
pH = pKb -
cs
2
2 2
W temperaturze 298K pKw = 14, zatem
1
1
-
log
pKb -
cs
7
pH =
2
2
Z kolei wyprowadzenie wzorów na pH roztworu soli słabego kwasu i
słabej zasady daje następujące równania:
Kw Ka
[H+] =
Kb
Po zlogarytmowaniu otrzymamy:
1
1 1
log Kw +
log
log Kb -
pH = Ka
2
2 2
stosując zapis pKw , pKb pKa zamiast -log Kw ,- log Kb i - logKa otrzymamy:
1
1 1
-
pKb
pH = pKw + pKa
2
2 2
W temperaturze 298K pKw = 14, zatem
1
1
+
pKb
pKa -
7
pH =
2
2
Uwaga:
Nie trzeba dokładnie zapamiętać zlogarytmowanych wzorów na pH buforów,
zwłaszcza, że obliczenie pH jest możliwe po zlogarytmowaniu wyliczonego
stężenia jonów H+ na podstawie znacznie prostszych wzorów określających
odpowiednio:
stężenie kationów H+ [H+]  dla buforu będącego mieszaniną
roztworów słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą, np.:
ck
nk
bufor octanowy
[H+ ] Ka
=
cs = Ka
ns
czy
OH- [OH- ]  buforu będącego mieszaniną roztworów: słabej zasady i
jej soli z mocnym kwasem, np.
cz
nz
[OH- ] Kb bufor amonowy
=
cs = Kb
ns
oraz soli hydrolizujących:
a) soli słabego kwasu i mocnej zasady:
Ka Kw
[H+] =
cs
b) soli słabej zasady i mocnego kwasu:
Kw cs
[H+] =
Kb
c) soli słabego kwasu i słabej zasady:
Kw Ka
[H+] =
Kb
Ponieważ wzory te, podane powyżej (bez objaśnienia jakiego konkretnie
przypadku dotyczą), będą podane na egzaminie,
jeżeli będzie potrzeba skorzystania ich wykorzystania.
Przykład 17
Oblicz pH roztworu otrzymanego w reakcji 100 cm3 0,1 molowego kwasu
octowego (czyli kwasu o stężeniu 0,1 mol/dm3) oraz 100cm3 0,1 molowego
roztworu NaOH (czyli zasady o stężeniu 0,1 mol/dm3) . Stała dysocjacji kwasu
octowego Ka = 1, 75 � 10 -5 (temp.250C)
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
Zgodnie z równaniem reakcja przebiega w stosunki molowym 1:1, dając w tych
warunkach jako produkty 1 mol soli i mol wody .
Obliczmy liczbę moli kwasu i zasady, aby sprawdzić, czy w wyniku reakcji
mogła powstać tylko sól, czy też jeden z odczynników został dodany w
nadmiarze.
100 cm3 = 0,100dm3
Liczba moli użytego kwasu: nk = 0,1 mol/dm3 � 0,1 dm3 = 0,01 mola
Liczba moli użytej zasady: nz = 0,1 mol/dm3 � 0,1 dm3 = 0,01 mola
Zatem skoro spełniony jest warunek przebiegu reakcji zgodnie ze
stechiometrią równania (brak nadmiaru jednego z reagentów), zatem w wyniku
reakcji powstała 0,01 mola soli  octanu sodu.
Octan sodu jest solą hydrolizującą słabego kwasu i mocnej
zasady. Stężenie kationów H+ dla tej soli , co po obliczeniu
ujemnego logarytmu z tej wartości [H+] pozwoli na określenie
pH roztworu tej soli opisane jest równaniem:
Ka Kw
[H+] =
cs
Aby skorzystać z wzoru na stężenie kationów wodorowych, należy obliczyć
stężenie soli w roztworze powstałym w wyniku tej reakcji.
Zgodnie z przeprowadzonymi obliczeniami w roztworze wytworzyło się
0,01 mola octanu sodu. Sumaryczna objętość roztworu po zmieszaniu
100 cm3 kwasu octowego z 100 cm3 roztworu NaOH wynosi 200 cm3
roztworu soli, czyli 0,200 dm3. Stąd stężenie soli w roztworze wynosi:
0,01 mola : 0,200dm3 = 0,05 mol/dm3
Czyli [H+] w roztworze soli wynosi:
Ka Kw
[H+] =
cs
1,75 10-5 10-14 = 1,87 10-9
[H+] =
0,05
-log 1,87 � 10-9 = 8,73
pH roztworu otrzymanej soli w podanej reakcji wynosi 8,72.
Alkacymetria. Krzywe miareczkowania.
Reakcje przebiegające pomiędzy roztworami kwasów i zasad wykorzystywane
w ilościowej analizie chemicznej.
Oznaczenia substancji kwasowych za pomocą miareczkowania zasadą nazywa
się alkalimetrią (łac.alkalium = zasada, metrior = mierzę),
natomiast
oznaczanie substancji zasadowych za pomocą miareczkowania kwasami
nazywa się acydymetrią (łac. accidum = kwas).
Podstawowymi roboczymi roztworami mianowanymi stosowanymi
alkacymetrii są roztwory HCl, H2SO4 , NaOH i KOH.
Związki te nie są substancjami podstawowymi, dlatego też wymagają
mianowania (czyli ustalenia dokładnego stężenia) w oparciu o miareczkowanie
z zastosowaniem roztworów sporządzonych z substancji podstawowych.
Substancjami stosowanymi jako substancje podstawowe w alkacymetrii są
między innymi: H2C2O4 � 2H2O, Na2CO3, Na2B4O7 � 10 H2O.
Metody alkacymetryczne są proste w wykonaniu. Znajdują zastosowanie
w analizach wykonywanych w wielu dziedzinach i gałęziach przemysłu
(przemysł chemiczny, spożywczy, kosmetyczny) a także w rolnictwie i ochronie
środowiska).
Podstawą oznaczeń są reakcje zobojętniania, a wskaz
nikami używanymi
w ocenie punktu końcowego miareczkowań alkacymetrycznych są wskaz
niki
pH omawiane już wcześniej w ramach tego wykładu.
W czasie miareczkowań alkacymetrycznych po każdej porcji dodanego kwasu
do roztworu zasady (acydemetria) lub po każdej porcji dodanej zasady do
miareczkowanego roztworu kwasu zmienia się stężenie jonów H3O+ (lub
zapisując to prościej H+) w analizowanym roztworze.
Przebieg tych zmian może być zilustrowany w postaci wykresu zależności pH
roztworu ilości dodanego kwasu (lub zasady).
Wykres taki nosi nazwę krzywej miareczkowania.
Możemy mówić o trzech typach miareczkowań alkacymetrycznych:
�� miareczkowaniu mocnego kwasu mocną zasadą (lub odwrotnie
miareczkowaniu mocnej zasady mocnym kwasem)
�� miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą
�� miareczkowaniu słabej zasady mocnym kwasem.
W oparciu o obliczenia można przedstawić krzywe miareczkowania i
dobrać wskaz
nik do miareczkowania
Krzywe miareczkowania 20cm3 HCl
za pomocą NaOH o identycznym Krzywe miareczkowania 20cm3 NaOH
stężeniu za pomocą HCl o identycznym stężeniu
Krzywe miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą i słabej zasady
mocnym kwasem mają bardzie skomplikowany przebieg.
Podczas miareczkowania przed punktem równoważności molowej mamy
do czynienia z buforami, a w punkcie równoważności molowej z
solami hydrolizującymi.
Powoduje to ograniczenia w doborze wskaz
ników miareczkowania.
Dla soli mocnego kwasu i słabej zasady  należy wybrać wskaz
nik zmieniający
zabarwienie poniżej pH 7 (np. oranż metylowy), a dla soli słabego kwasu i
mocnej zasady powyżej pH 7 (np. fenoloftaleinę).
Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą
Jest to krzywa obrazująca
przebieg
miareczkowania kwasu octowego
mocną zasadą NaOH.
Na krzywej tej wyróżniamy
pięć punktów tj. (A, B, PR, C, i D)
których znaczenie
jest następujące
punkt A podaje wartość pH
na starcie miareczkowania
punkt B odpowiada
połowicznemu zobojętnieniu kwasu
(bufor octanowy)
punkt PR
(punkt równoważności molowej)
(sól hydrolizująca)
punkty C i D określają zakres
zmian zabarwienia wskaz
nika
kwasowo-zasadowego
Miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem
Osiągnięcie punktu końcowego
miareczkowania będzie
określone przez
punkt równoważności
molowej PRM
dla pH < 7.
Dla tego przypadku
najodpowiedniejszym
wskaz
nikiem jest czerwień metylowa,
gdyż zmiana jej barwy zachodzi
dokładnie w granicach
skoku miareczkowania
(pH = 6,2 - 4,2).