Alkacymetria

• Stopień i stała dysocjacji

Stopień dysocjacji jest to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do ogólnej liczby cząsteczek danego elektrolitu (przed dysocjacją) w danej objętości. Stopień dysocjacji jest liczbą ułamkową
(α < 1), która określa jaka część ogólnej liczby rozpuszczonych cząsteczek elektrolitu uległa rozpadowi na jony.

$\alpha = \ \frac{n}{N}$ lub w procentach $\alpha = \ \frac{n}{N}\ \bullet 100\%$

n - liczba cząsteczek zdysocjowanych, N – całkowita liczba cząsteczek

Stopień dysocjacji jest zależny od:

• natury użytego rozpuszczalnika np. HCl rozpuszczony w wodzie wykazuje duży stopień dysocjacji, a w benzenie mały.

• stężenia substancji rozpuszczonej; stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

• od temperatury; możliwe jest zarówno zmniejszenie jak i zwiększenie np. wraz ze wzrostem temperatury chlorowodór wykazuje zmniejszenie stopnia dysocjacji, natomiast woda wzrost.

• od obecności innych elektrolitów w roztworze.

Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów, na które rozpadł się dany elektrolit, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Jest wyznaczana dla słabych elektrolitów (α < 0,05).

$$\frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack\lbrack A^{-}\rbrack}{\lbrack HA\rbrack} = K$$

Stałą dysocjacji charakteryzuje lepiej dany elektrolit niż stopień dysocjacji, gdyż nie zależy od stężenia roztworu, lecz wyłącznie od temperatury i natury rozpuszczalnika.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

$$K = \ \frac{\alpha^{2}}{1 - \ \alpha}\ $$

K =  α² • C

$$\alpha = \ \sqrt{\frac{K}{C}}$$

Stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stężenia tego elektrolitu w roztworze i wprost proporcjonalny do pierwiastka kwadratowego ze stałej dysocjacji.

• Iloczyn jonowy wody, pH

Iloczyn jonowy wody określa zależność między stężeniami jonów H⁺ i OH^- bez względu na to, skąd te jony pochodzą – z samej wody, czy też z jakiegoś kwasu lub zasady. Ze stałości K_W wynika, że ile razy zwiększy się stężenie H⁺_, tyle razy musi się zmniejszyć stężenie OH^-

Wyprowadzenie wzoru:

$K = \frac{\left\lbrack H_{3}O^{+ \ } \right\rbrack\lbrack OH^{-}\rbrack}{{\lbrack H}_{2}{O\rbrack}^{2}}$ K = 1,8·10^-16

α = 2·10^-8

1l = 1dm³ = 1000g V = 1dm³ m = 1000g M_wody = 18$\frac{g}{\text{mol}}$ $C = \frac{m}{M;V}$

I [H₂O] = $\frac{1000g}{18\frac{g}{\text{mol}};1\text{dm}^{3}}$ = 55,55 $\frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$

II $K = \frac{\left\lbrack H_{3}O^{+ \ } \right\rbrack\lbrack OH^{-}\rbrack}{{\lbrack H}_{2}{O\rbrack}^{2}}$ K ∙ [H₂O] = [H₃O⁺][OH^-]

K_w = [H₃O⁺][OH^-] = 55,55 · 1,8·10^-16 = 1·10^-14 $\frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$

Wykładnik wodorowy (pH) jest to ujemny logarytm ze stężenia jonów wodorowych

pH =   − log[H⁺]

• Współczesne poglądy na kwasy i zasady:

  • Teoria Arrheniusa:

Kwasy są to substancje, które w roztworze wodnym odszczepiają jony wodorowe, a zasady to te, które odszczepiają jony wodorotlenowe.

• teoria Brőnsteda i Lowrey’ego:

Kwasami są te substancje, które mają zdolność do oddawania protonu innej substancji (donory protonów), a zasadami są te substancje, które mają możliwość przyłączenia protonu (akceptory protonów). Kwasami i cząsteczkami mogą być nie tylko cząsteczki obojętne, lecz również jony, zarówno kationy jak i aniony.

• teoria rozpuszczalnikowa Franklina:

Rozpuszczalniki niewodne np. ciekły NH₃, SO₂ wykazują duże podobieństwo do wody i ulegają autodysocjacji z utworzeniem kationu i anionu. Wszystkie substancje, które w tego rodzaju rozpuszczalnikach zwiększają stężenie charakterystycznego dla danego rozpuszczalnika kationu (NH₄⁺ w NH₃, SO²⁺ w SO₂) są kwasami, a gdy zwiększają stężenie dla charakterystycznego dla danego rozpuszczalnika anionu (NH₂^-, SO₃^2-) są zasadami. Teoria rozpuszczalnikowa uwzględnia istnienie kwasów, które w swej cząsteczce nie zawierają wodoru. Produktami zobojętnienia takiej substancji jest sól i odtworzona cząsteczka rozpuszczalnika.

• teoria Lewisa:

Kwasy są to substancje, które mogą przyjąć jedną lub więcej par elektronów od innego atomu, lub grupy atomów z utworzeniem wiązania koordynacyjnego, a zasady to substancje, które dysocjują wolną parą elektronową i mogą ją oddawać.

• teoria Usanowicza:

Kwasem jest związek chemiczny odszczepiający kation, przyłączający anion lub elektrony, natomiast zasadą jest związek chemiczny odszczepiający anion, przyłączający kation lub oddający elektrony.

• Roztwory buforowe: skład, działanie, pojemność buforowa

Roztwory buforowe są to roztwory, których pH nie zmienia się po dodaniu niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad oraz pod wpływem rozcieńczania przez wodę.

Bufory utrzymują stałość, stabilność organizmu i pozwalają mu reagować na bodźce z otoczenia np. krew.

Bufor kwasowy

- składa się ze słabego kwasu i jego soli np. bufor octowy.

CH₃COOH + CH₃COONa

• Dodanie mocnego kwasu:

CH₃COO^- + H₃O⁺ → CH₃COOH + H₂O - pH pozostaje na stałym poziomie, ponieważ słaby kwas w małym stopniu ulega dysocjacji.

• Dodanie mocnej zasady:

CH₃COOH + OH^- → CH₃COO^- + H₂O - pH utrzymuje się na stałym poziomie, ponieważ nie wzrasta stężenie OH^-

- słabe kwasy przekazują proton jonowi OH^- z dodanej zasady.

- zasada sprzężona ze słabym kwasem przyjmuje proton od H₃O⁺ dostarczanych przez kwas.

Bufor zasadowy

- składa się ze słabej zasady i jej soli np. bufor amoniakalny

NH₃ ∙ H₂O + NH₄Cl

• Dodanie mocnego kwasu:

NH₃ + H₃O⁺ → NH₄⁺ + H₂O - pH zostaje na stałym poziomie, ponieważ nie wzrasta stężenie jonów H₃O⁺

• Dodanie mocnej zasady:

NH₄⁺ + OH^- → NH₃↑ + H₂O - pH utrzymuje się na stałym poziomie, ponieważ nie wzrasta stężenie jonów OH^-

- słaba zasada przyłącza proton od H₃O⁺ z dodanego kwasu

- kwas sprzężony ze słabą zasadą przekazuje proton do OH^- pochodzący z dodanej zasady

• Wybór buforu - równanie Hendresona-Hasselbacha,

$pH\ \approx \text{pK}_{A} + \ log\left( \frac{C_{0}\text{\ zasady}}{C_{0}\text{\ kwasu}} \right)$

• Pojemność buforowa (β)

Jest to liczba moli mocnego kwasu lub zasady, która wprowadzona do 1 dm³ roztworu buforowego zmienia jego pH o jednostkę. Największą pojemność buforową mają roztwory, których stosunek stężeń soli i kwasu (lub zasady) jest równy jedności. Zależy ona również od stężenia roztworu buforowego; im większe jego stężenie, tym większa pojemność buforowa.

• [HA] = 10[A^-]

pH ≈ pK_A + log $\frac{\lbrack A^{-}\rbrack}{10\lbrack A^{-}\rbrack}$ = pK_A + log$(\frac{1}{10})$ = pK_A – 1

• [A^-] = 10[HA]

pH ≈ pK_A + log$\frac{10\lbrack HA\rbrack}{\lbrack HA\rbrack}$ = pK_A + log10 = pK_A +1

• Wskaźniki pH – działanie i zakres działania, oraz budowa fenoloftaleiny, oranżu metylowego, czerwieni metylowej

Wskaźniki pH - związki, które mają właściwości zmiany barwy w zależności od pH roztworu. Wykorzystuje się je do określania odczynu roztworu. W uproszczeniu są to słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki niezdysocjowane. Rozróżnia się wskaźniki jednobarwne (tylko jedna odmiana jest barwna np. fenoloftaleina), dwubarwne i wielobarwne.

Zakres zmiany barwy wskaźnika powinien następować w zakresie skoku miareczkowania.

Wskaźnik – wymagania:

1. Zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną.

2. Zmiana barwy musi występować w wąskim zakresie zmian wartości pH, przy czym zakres ten musi obejmować stan, gdy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych.

• Fenoloftaleina – przy pH niższym od 8,1 jest bezbarwna, 8,1 – 10 wykazuje przejściową barwę różową, a powyżej 10 ma barwę buraczkowoczerwoną. Używa się jej w postaci 0,1% roztworu w 70% etanolu.

• Oranż metylowy – sól sodowa kwasu dimetyloaminoazobenzenosulfonowego. W pH poniżej 3,1 ma barwę czerwonopomarańczową, 3,1 – 4,4 zabarwienie „cebulkowe”, powyżej 4,4 barwę żółtą. Używa się go w postaci 0,1% roztworu wodnego.

• Czerwień metylowa – Pod względem budowy chemicznej jest podobna do oranżu metylowego, z tą różnicą, że jest solą analogicznego kwasu karbonowego. Wykazuje przejściową barwę pomarańczową przy pH 4,2 - 6,2, odmiana kwaśna ma zabarwienie czerwone, a zasadowa żółte. Używa się jej w postaci 0,2% roztworu w 90% etanolu.

• Wskaźniki mieszane

W niektórych oznaczeniach zamiast pojedynczych wskaźników stosuje się tzw. wskaźniki mieszane. Są to mieszaniny 2 wskaźników, albo wskaźnika z jakimś barwnikiem. Umożliwia to dokładniejsze uchwycenie końcowego punktu miareczkowania, ponieważ zmiana barwy zachodzi w znacznie węższym zakresie pH. Przykładem wskaźnika mieszanego jest roztwór oranżu metylowego z indygokarminem; w środowisku zasadowym wykazuje barwę żółtozieloną, w środowisku kwaśnym fioletową, przy pH 4 występuje barwa szara. Bardzo użyteczne są wskaźniki uniwersalne, które zmieniają kilkukrotnie barwę wraz ze zmianą pH np. wskaźnik uniwersalny Bogena (mieszanina fenoloftaleiny, czerwieni metylowej, dimetyloaminoazobenzenu, błękitu bromotymolowego, błękitu tymolowego).

• Analiza miareczkowa

Polega na tym, że do roztworu zawierającego oznaczoną substancję wprowadza się niewielkimi porcjami równoważną chemicznie ilość odczynnika w postaci roztworu mianowanego (titranta), tj. roztworu o dokładnie znanym stężeniu. Zawartość oznaczanej substancji oblicza się na podstawie zmierzonej dokładnie objętości zużytego roztworu mianowanego. W celu rozpoznania momentu, w którym została doprowadzona ilość odczynnika, równoważna chemicznie ilość składnika oznaczanego, wprowadza się do roztworu miareczkowanego tzw. wskaźnik (indykator) odpowiedni dla danego typu oznaczenia.

• Klasyfikacja metod miareczkowych:

  • według typu reakcji zachodzących:

    • Alkacymetria – opiera się na reakcjach kwas – zasada i obejmuje łącznie metody oznaczeń przy użyciu mianowanych roztworów zasad i kwasów.

    • Kompleksometria – metody oparte na tworzeniu się trwałych, łatwo rozpuszczalnych związków kompleksowych.

    • Metody wytrąceniowe (precypitometria) – wykorzystuje się reakcje, w których jony łączą się dając związki trudnorozpuszczalne.

    • Redoksymetria – skupia metody wykorzystujące reakcje utleniania – redukcji. Miareczkowanie mianowanymi roztworami utleniaczy nazywamy oksydymetrią, natomiast gdy titrantem jest roztwór reduktora mówimy wtedy o reduktometrii.

  • według sposobu indykacji:

    • metody z indykacją wzrokową – stosuje się wskaźniki optyczne (takie które zmieniają barwę).

    • metody z indykacją instrumentalną – za pomocą urządzeń pomiarowych np. potencjometria, konduktometria, miareczkowanie amperometryczne.

  • według sposobu przeprowadzenia miareczkowania:

    • bezpośrednie – oznaczany składnik miareczkuje się roztworem mianowanym odczynnika; jest tu potrzebny tylko jeden roztw. mianowany.

    • odwrotne – do badanego roztworu dodaje się odczynnik w nadmiarze, a następnie odmiareczkowuje się niezużytą część odczynnika innym, odpowiednim roztworem mianowanym; potrzebne są tu zatem 2 roztwory mianowane. Metoda ta stosowana jest głównie kiedy reakcje przebiegają powoli (red-oks, r. kompleksowania) lub kiedy nie można dobrać właściwego wskaźnika do miareczkowania bezpośredniego.

    • podstawieniowe – miareczkuje się nie oznaczany składnik, lecz jego podstawnik, tj. substancję będącą produktem reakcji składnika oznaczanego z jakimkolwiek odczynnikiem.

• Krzywe miareczkowania – mocnego kwasu mocną zasadą, słabego kwasu mocną zasadą, słabej zasady mocnym kwasem oraz kwasy wieloprotonowe

Krzywa miareczkowania - wykres w układzie współrzędnych; na osi X nanosi się objętość zużytego titranta ­­
(w cm³) lub % miareczkowania; oś Y – wartości liczbowe parametru związanego z oznaczanym składnikiem. W alkacymetrii zmiennym parametrem jest odczyn środowiska (pH).

Punkt końcowy (PK) – praktycznie koniec miareczkowania, widoczny dzięki:

1. Zmianom w roztworze (zmętnienie, zabarwienie, zmiana zabarwienia)

2. Zmianie barwy wskaźnika

3. Zmianom rejestrowanym graficznie lub cyfrowo

Punkt równoważnikowy (PR) – teoretyczny punkt końca miareczkowania, gdy do roztworu miareczkowanego dodano równoważną ilość odczynnika (titranta).

Zasadniczo PK i PR powinny się pokrywać. W praktyce jednak punkt końcowy miareczkowania następuje tuż przed lub tuż po punkcie równoważnikowym. Różnica pomiędzy tymi punktami nazywa się błędem miareczkowania.

Skok miareczkowania – różnica wartości pH (potencjału red-oks, przewodności elektrolitycznej itp.) zmiareczkowanego roztworu w punktach odpowiadających doprowadzeniu 99,9% oraz 100,1% teoretycznej ilości roztworu mianowanego.

• Roztwór mianowany – roztwór o dokładnie znanym stężeniu. Jego stężenie, wyrażone liczbą gramów danej substancji zawartej w 1 ml roztworu, lub też liczą gramów substancji oznaczanej odpowiadającą 1ml tego roztworu nazywamy mianem. Np. jeśli 1 l roztworu azotanu srebra zawiera 16,988 g AgNO₃, to miano tego roztw. jest równe 0,016988 g/ml. Przeważnie jednak stężenie roztworów mianowanych wyrażane jest ich molowością, czyli liczbą moli substancji rozpuszczonej w 1 l roztworu.

Najprostszym i najlepszym sposobem przyrządzenia roztworu mianowanego jest rozpuszczenie w wodzie odpowiedniej, dokładnie odważonej ilości danej substancji (mola lub jego części) i rozcieńczenie otrzymanego roztworu do odpowiedniej objętości. Sposób ten może być stosowany tylko w przypadku posiadania odczynnika absolutnie czystego. W przypadku braku takiego odczynnika sporządza się roztwór o stężeniu zbliżonym do żądanej molowości następnie ustala się jego dokładne miano.

Aby wyznaczyć miano otrzymanego roztworu miareczkuje się tym roztworem pewną odważoną ilość odpowiedniej substancji tzw. substancji podstawowej (wzorcowej). Substancja ta:

1. Musi być ściśle określonym indywiduum chemicznym

2. Musi być łatwa do otrzymania, oczyszczenia, suszenia i przechowywania w czystym stanie

3. Nie powinna być higroskopijna

4. Powinna być absolutnie czysta

5. Jej reakcja z roztworem mianowanym powinna przebiegać stechiometrycznie

6. Powinna mieć możliwie dużą masę

• Przygotowanie roztworów mianowanych HCl i NaOH oraz informacje dotyczące trwałości

Mianowany kwas solny – kwas solny w przybliżeniu 0,1 mol/l sporządza się najczęściej przez rozcieńczenie wodą odpowiedniej ilości kwasu stężonego. Aby obliczyć potrzebną ilość kwasu, konieczna jest przybliżona znajomość jego stężenia. Zwykle stężenia kwasów określa się na podstawie jego gęstości. Aby sporządzić 1l 0,1 molowego HCl należy odmierzyć cylinderkiem miarowym ok 8ml stężonego kwasu i rozcieńczyć czystą wodą do objętości 1l. Roztwory mianowane kwasu solnego mogą zachowywać niezmienione miano nawet rzez kilka lat.

Mianowany wodorotlenek sodu – na skutek znacznej higroskopijności wodorotlenku sodowego oraz łatwości, z jaką NaOH przyłącza CO₂ z powietrza, nawet bardzo czyste preparaty zawierają zawsze dość pokaźne ilości węglanu sodowego oraz wody. Z tego powodu nie można otrzymać mianowanego roztw. przez zwykłe rozpuszczenie dokładnie odważonej ilości substancji w określonej ilości wody. Konieczne jest więc sporządzenie roztw. o zbliżonym stężeniu i dokładne ustalenie jego miana. W celu sporządzenia 1l 0,1 molowego NaOH należy odważyć ok. 5 g chemicznie czystego NaOH. Odważony wodorotlenek spłukuje się dokładnie wodą destylowaną w celu usunięcia znajdującej się na powierzchni warstwy węglanu, po czym wrzuca do butli zawierającej 1 l świeżo przygotowanej i ostudzonej wody destylowanej. Mianowane roztwory NaOH stosunkowo szybko zmieniają swoje miano. Przyczyną jest rozpuszczanie szkła i pochłanianie CO₂ z powietrza. Głównymi produktami reakcji ze szkłem są krzemionka, wodorotlenek wapniowy i wodorotlenek sodowy (zwiększający miano roztw.) W przypadku pochłaniania CO₂ z powietrza zachodzi reakcja:

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

• Substancje podstawowe do nastawiania miana HCl i NaOH

HCl – najczęściej stosowaną substancją podstawową jest bezwodny węglan sodu. Odważa się z dokładnością 0,0001 g ok. 0,2 g węglanu sodowego, rozpuszcza się w 40 ml wody destylowanej, dodaje 2 krople roztw. oranżu metylowego i miareczkuje do barwy cebulkowej. Na podstawie ilości odważonego węglanu sodowego oraz objętości zużytego HCl oblicza się jego molowość . oznaczanie wykonuje się 3-4 razy i jako wynik końcowy podaje się średnią poszczególnych pomiarów.

Innymi stosowanymi substancjami mogą być:

1. Wodorowęglan potasu

KHCO₃ + HCl → KCl + H₂O + CO­₂

1. Tetraboran sodu lub potasu

Na₂B₄O₇ + 2HCl + 5H₂O → 4H₂BO₃ + 2NaCl

1. Szczawian sodu

Na₂C₂O₄ + 2HCl → 2NaCl + H₂C₂O₄

NaOH

Inne substancje podstawowe służące do nastawiania miana NaOH:

1. Wodoroftalan potasowy – miareczkowanie przeprowadza się wobec fenoloftaleiny lub błękitu tymolowego

2. Kwas benzoesowy – kwas ten jest słabo rozpuszczalny w wodzie, dlatego rozpuszcza się go w etanolu i dopiero wtedy miareczkuje w obecności fenoloftaleiny

3. Kwas szczawiowy – miareczkuje się go w obecności fenoloftaleiny

4. Wodorojodan potasowy – jest doskonałą substancją wzorcową, nie jest higroskopijna, ma dużą mase cząsteczkową. Można go miareczkować wobec dowolnego wskaźnika zmieniającego zabarwienie w pH 4-10

5. Wodorowinian potasu – miareczkuje się go wobec fenoloftaleiny na gorąco

6. Siarczan hydrazyny – miareczkuje się wobec czerwieni metylowej

• Oznaczanie Na2CO3 obok NaOH metodą Wardera i Winklera

Metoda Wardera – początkowo miareczkuje się roztwór Na₂CO₃ i NaOH mianowanym kwasem solnym wobec fenoloftaleiny. W miarę dodawania kwasu następuje zobojętnienie obu mocnych zasad Brӧnsteda: jonów OH^- i CO₃^2-. Zniknięcie zabarwienia fenoloftaleiny odpowiada stanowi, w którym zobojętnieniu ulega całkowita ilość wodorotlenku sodowego oraz połowa węglanu (do NaHCO₃)

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Na₂CO₃ + HCl → NaCl + NaHCO₃

Do odbarwionego roztw. dodaje się oranżu metylowego i w dalszym ciągu miareczkuje kwasem solnym, aż do zmiany barwy żółtej na cebulkową. Następuje wtedy zobojętnienie NaHCO₃

NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂CO₃

Jeśli wobec fenoloftaleiny zużyto a ml HCl, a wobec oranżu metylowego - b ml, to z tej ilości przypada na zobojętnienie Na₂CO₃ 2a ml, na zobojętnienie zaś NaOH (b-a) ml kwasu.
Metoda ta jest dokładna tylko w przypadku gdy zawartość NaCO₃ jest znacznie mniejsza od zawartości NaOH.

Metoda Winklera – jedną próbkę badanego roztw. miareczkuje się kwasem solnym wobec oranżu etylowego; następuje przy tym całkowite zobojętnienie zarówno NaOH jak i Na₂CO₃ (objętość zużytego kwasu = a ml). Do drugiej identycznej próbki dodaje się nadmiar roztw. chlorku barowego; jony CO₃^2- wytrącają się w postaci BaCO₃:

Ba²⁺ + CO₃^2- → BaCO₃

W roztworze pozostaje NaOH, który miareczkuje się kwasem solnym wobec fenoloftaleiny (b ml). Różnica (a-b) ml wskazuje objętość kwasu zużytego na zobojętnienie węglanu.

• Oznaczanie soli amonowych metodą destylacyjną i formalinową

Metoda destylacyjna

Oznaczanie metodą formalinową

• Miareczkowanie alkacymetryczne w roztworze niewodnym

Stosowana dla substancji organicznych (wielu lekarstw), których ze względu na słaby charakter kwasowy lub zasadowy bądź słabą rozpuszczalność w wodzie nie można miareczkować w roztworach wodnych. Użycie odpowiednio dobranych rozpuszczalników niewodnych pozwala nie tylko na oznaczenie substancji wykazujących w wodzie charakter słabych kwasów lub zasad , ale także niektórych substancji obojętnych, które w takich rozpuszczalnikach mogą wykazywać właściwości kwasowe lub zasadowe.

Podział rozpuszczalników:

• Protonogenne (oddają protony):

  • Kwas octowy

• Protonofilne (przyjmują protony):

  • Etylenodiamina

  • n – butyloamina

  • dimetyloformamid (DMF)

  • pirydyna

Oznaczenie aniliny

Odważyć na wadze analitycznej 0,3-0,5 g anilyny, rozpuścić ją w kolbie stożkowej w 50 ml bezwodnego kwasu octowego, dodać 2 krople 0,2% roztw. fioletu krystalicznego w chlorobenzenie i miareczkować 0,1 mol/l roztw. kwasu nadchlorowego do początku zmiany barwy z niebieskiej na niebieskozieloną.

CH₃COOH₂⁺ + C₆H₅NH₂ → C₆H₅NH₃⁺ + CH₃COOH

kwas zasada kwas zasada