W roztworze zawierającym osad elektrolitu trudnorozpuszczalnego ustala się równowaga pomiędzy elektrolitem w stanie stałym i jego jonami w roztworze. AnBm(stały) n[A^m+] + m[B^n-] Proces biegnący w prawo to rozpuszczanie, a w lewo to wytrącanie osadu. W stanie równowagi szybkość tych procesów jest taka sama, a roztwór nad osadem jest roztworem nasyconym. Proszę zauważyć, że równowagę pomiędzy osadem i budującymi go jonami w roztworze opisaliśmy jednym równaniem (tak jak proces jednoetapowy), pomimo że w procesie rozpadu cząsteczki osadu powstaje -n- identycznych kationów i -m- identycznych anionów. Czy postąpiliśmy słusznie? Czyż nie należało zapisać równowag dla kolejnych stadiów przechodzenia jonów do roztworu? Żeby rozstrzygnąć tę wątpliwość warto zastanowić się nad tym czy roztwór nad osadem, który jest względem niego nasycony, zawiera dużo czy wprost przeciwnie, mało jonów? Na wstępie naszego opisu zaznaczyliśmy, że rozważamy przypadek elektrolitu trudnorozpuszczalnego (zgadzamy się z tymi czytelnikami którzy to pojęcie uznają za mgliste, czy też nieprecyzyjne). Oznacza to, że pozostający w równowadze z osadem roztwór jest bardzo rozcieńczony. Pamiętając, że stopień dysocjacji wzrasta z rozcieńczeniem roztworu można założyć, że w tym przypadku dysocjacja przebiega całkowicie i jednoetapowo. Nie twierdzimy, że tak jest. Zakładamy jednak, że taka teza jest zbliżona do rzeczywistości, i tę tezę wykorzystamy w dalszych rozważaniach. Stałą równowagi tego układu, zgodnie z prawem działania mas, zapisujemy jako Wielkość występująca w mianowniku powyższego wyrażenia dotyczy znajdującej się w roztworze czystej fazy stałej, a w warunkach równowagi (równe szybkości rozpuszczania i wytrącania) musi to być wartość stała. Zatem włączamy tę wartość do wartości stałej równowagi K, mnożąc powyższe równanie przez mianownik prawej strony i otrzymujemy wtedy: K · [AnBm]stały = [A^m+]^n ·[B^n-]^m = Irozp = const Należy wyraźnie podkreślić, że nasze rozważania dotyczące równowagi w układzie ciało stałe - ciecz prowadzimy zakładając niezmienność temperatury i ciśnienia. Jest bowiem dla nas oczywiste, że zmiana temperatury roztworu może zmienić nie tylko szybkość procesu rozpuszczania osadu (wymusi to zmianę szybkości procesu wytrącania dla osiągnięcia nowej równowagi), ale zmianie ulegnie również objętość roztworu, co musi zmienić stężenie substancji (jonów) w roztworze. Iloczyn rozpuszczalności jest więc stałą równowagi pomiędzy nierozpuszczonym elektrolitem (osadem), a jego jonami w roztworze i wyraża się go jako iloczyn podniesionych do potęgi równej współczynnikom stechiometrycznym stężeń molowych jonów elektrolitu trudnorozpuszczalnego w roztworze nasyconym. Wartość iloczynu rozpuszczalności jest wielkością stałą w stałej temperaturze. W praktyce pojęcie iloczynu rozpuszczalności dotyczy elektrolitów, których rozpuszczalność w temperaturze pokojowej jest mniejsza niż 0,01 mol/dm^3. Elektrolitem takim może być zarówno sól jak i kwas lub wodorotlenek. Implikacje wynikające z wyrażenia na iloczyn rozpuszczalności:  Przewidywanie czy w danym roztworze pojawi się osad Sprawdzamy relację pomiędzy iloczynem stężeń jonów wchodzących w skład osadu, a znajdujących się w roztworze (iloczyn jonowy) i wartością iloczynu rozpuszczalności: osad pojawi się gdy: Ijonowy = [A^m+]^n · [B^n-]^m > Irozp brak osadu gdy: Ijonowy = [A^m+]^n · [B^n-]^m < Irozp; roztwór nienasycony równowaga: Ijonowy = [A^m+]^n · [B^n-]^m = Irozp; roztwór nasycony  Zależność pomiędzy rozpuszczalnością i iloczynem rozpuszczalności: Jeżeli rozpuszczalność elektrolitu AnBm wynosi s mol/dm^3 to iloczyn rozpuszczalności wyrażony za pomocą tej wielkości ma postać: Irozp = (ns)^n · (ms)^m = n^n·m^m·s^n+m np. dla A2B3: IA2B3 = (2s)^2 · (3s)^3 = 108s^5 Z drugiej strony, jeżeli znamy wartość iloczynu rozpuszczalności dla danego elektrolitu (z tablic) to rozpuszczalność tego elektrolitu wyliczamy następująco: np. dla AB3: IAB3 = s · (3s)^3 = 27s^4 stąd:  Zmiana rozpuszczalności trudnorozpuszczalnego elektrolitu Elektrolit trudnorozpuszczalny składa się z dwu rodzajów jonów. Aby obniżyć w roztworze stężenie jednego z nich dodajemy do tego roztworu jonu drugiego w postaci elektrolitu doskonale rozpuszczalnego zawierającego ten jon. Np. w roztworze trudnorozpuszczalnego elektrolitu AB chcemy zmniejszyć stężenie jonu B^-. Dodajemy więc elektrolitu dobrze rozpuszczalnego AC. Obowiązują zależności: IAB = [A^+] · [B^-] = s^2 a po dodaniu elektrolitu AC: IAB = [A^+z AB + A^+z AC] · [B-] = (s* + x) s* gdzie s* - nowa rozpuszczalność AB po dodaniu elektrolitu AC (jest to równocześnie stężenie jonu B^- w roztworze nasyconym) Proszę zauważyć, że w podanych wyżej zależnościach lewa strona w obydwu równaniach to wartość IAB, a więc skoro lewe strony w obydwu równaniach są sobie równe to prawe strony też są sobie równe, zatem: s^2 = (s* + x) s* czyli s* < s co oznacza, że rozpuszczalność trudnorozpuszczalnego elektrolitu zmniejszyła się - jest to efekt wspólnego jonu. Efekt wspólnego jonu ( technologiczna nazwa – efekt wysalania) jest to zmniejszenie rozpuszczalności elektrolitu trudnorozpuszczalnego spowodowane dodaniem elektrolitu doskonale rozpuszczalnego zawierającego wspólny jon. UWAGA! Wartość iloczynu rozpuszczalności po dodaniu elektrolitu o wspólnym jonie pozostaje stała.

Ostatnia modyfikacja: poniedziałek, 10 marzec 2008, 12:49

 

Jesteś zalogowany(a) jako Karolina CHMIELARCZYK (Wyloguj)

rc-mchn

Zadanie 1.
BaSO₄ jest używany jako środek kontrastowy przy wykonywaniu zdjęć rentgenowskich przewodu pokarmowego. I_BaSO4 = 1,1x10^-10 (25^oC). Oblicz:
a) rozpuszczalność tej soli w g/100 cm³;
b) rozpuszczalność BaSO₄ w roztworze Ba(NO₃)₂ o stęż. 2,0x10^-4 mol/dm³;
c) jaka masa BaSO₄ rozpuści się w 5,0 dm³ roztworu Na₂SO₄ o stęż.2,0x10^-4 mol/dm³.

Ad.a
Korzystając z zależności pomiędzy iloczynem rozpuszczalności i rozpuszczalnością dla BaSO₄ wyliczamy rozpuszczalność tej soli w mol/dm³

I_BaSO4 = s² = 1,1x10^-10 stąd s = 1,049x10^-5 mol/dm³
wobec tego rozpuszczalność tej soli w g/100 cm³ wynosi
x_BaSO4 = s x M_BaSO4 / 10 = 1,049x10^-5 x (137,34+32,06+64) /10 = 2,4484x10^-4 g/100cm³

Ad.b
W tym przypadku rozpuszczamy BaSO₄ w roztworze wodnym już zawierającym jeden z rodzaju jonów wchodzących w skład naszego trudnorozpuszczalnego elektrolitu. Z punktu widzenia równowagi rozpuszczania BaSO₄ jest to sytuacja, w której obecność jonów Ba²⁺ pochodzących od Ba(NO₃)₂ przesuwa położenie równowagi rozpuszczania w kierunku powstawania osadu BaSO₄. Wskutek tego rozpuszczalność BaSO₄, ale nie iloczyn rozpuszczalności, zmniejsza się. Wartość iloczynu rozpuszczalności BaSO₄ musi pozostać stała (nie zmieniliśmy temperatury!).
Mamy więc równanie:
I_BaSO4= ([Ba²⁺] _{z BaSO4} + [Ba²⁺] _{z Ba(NO3)2}) [SO₄^2-]
I_BaSO4= (s* + Ba²⁺ _{z Ba(NO3)2} ) s*
gdzie s* to rozpuszczalność BaSO₄ w obecności wspólnego jonu.
Liczbowo:
1,1x10^-10 = (s* + 2,0x10^-4)s*
wartość s* obliczona z równania kwadratowego wynosi 5,515x10^-7 mol/dm³

Proszę zwrócić uwagę na następujące fakty:

• stężenia jonów Ba²⁺ i SO₄^2- w tym roztworze nie są takie same

• rozpuszczalność BaSO₄ w obecności wspólnego jonu jest mniejsza niż w wodzie ( w wodzie - 1,049x10^-5 ; w powyższym przykładzie 5,515x10^-7 czyli 19 razy mniej)

Ad.c
Mamy tu znów roztwór wodny zawierający wspólny jon z BaSO₄, który w tym roztworze chcemy rozpuścić. Tym razem wspólnym jonem jest anion SO₄^2-.
Mamy więc równanie:
I_BaSO4= [Ba²⁺]([SO₄^2-]_{z BaSO4} + [SO₄^2-] _{z Na2SO4})
I_BaSO4= s* (s*+ SO₄^2- _{z Na2SO4})
gdzie s* to rozpuszczalność BaSO₄ w obecności wspólnego jonu.
Liczbowo:
1,1x10^-10 = s*(s* + 2,0x10^-4)
wartość s* obliczona z równania kwadratowego wynosi 5,515x10^-7 mol/dm³

Wynik liczbowy, który uzyskaliśmy jest identyczny z otrzymanym w poprzednim przypadku. To nic dziwnego, gdyż stężenie wspólnego jonu w obydwu przypadkach było takie samo. Różnica polegała na tym, że w pierwszym był to kation, a w drugim przypadku anion.

Uwaga praktyczna
W sytuacji, gdy stężenie wspólnego jonu jest o wiele większe od rozpuszczalności trudnorozpuszczalnego elektrolitu w wodzie (np.100 razy), możemy w równaniu w miejsce sumy stężeń (s*+ C_{wspólny jon}) zostawić tylko składnik sumy, który dominuje czyli C_{wspólny jon.} Wtedy równanie kwadratowe upraszcza się do równania pierwszego stopnia.



Zadanie 2.
Jony fluorkowe w wodzie pitnej zmieniają hydroksyapatyt, Ca₅(PO₄)₃OH - budulec zębów, w fluoroapatyt o wzorze chemicznym Ca₅(PO₄)₃F.
I_{hydroksyapatytu}=1,0x10^-36 ; I_{fluoroapatytu}=1,0x10^-60

Oblicz:
a) ile razy mniejsza jest rozpuszczalność (w mol/dm³) fluoroapatytu od hydroksyapatytu
b) ile mg jonów Ca²⁺ z fluoroapatytu przechodzi do 100 cm³ roztworu nasyconego

Należy rozważyć następujące równowagi:
Ca₅(PO₄)₃OH_(s)5Ca²⁺_(r)+3PO₄^3-_(r)+OH^-_(r)
Ca₅(PO₄)₃F_(s)5Ca²⁺_(r) + 3PO₄^3-_(r) + F^-_(r)

Ad.a
Proszę zwrócić uwagę, że w obydwu przypadkach mamy taką samą formę matematyczną wyrażenia na obliczenie wartości iloczynu rozpuszczalności

I_{hydroksyapatytu} = [5Ca²⁺]⁵ [3PO₄^3-]³ [OH^-]= 3125x27x1x s⁹= 84375 s⁹

I_{fluoroapatytu} = [5Ca²⁺]⁵ [3PO₄^3-]³ [F^-]= 3125x27x1x s⁹ = 84375 s⁹

wobec tego

s _{hydroksyapatytu /} s _{fluoroapatytu =}

Ad.b
Obliczamy rozpuszczalność fluoroapatytu w mol/dm³
s = mol/dm³
a masa jonów wapniowych [mg/100 cm³]
m_Ca = s x 5 M_Ca x 1000/10 = 6,109x10^-8 x 5 x 40,08 x 1000/10 =1,224x10^-3



Zadanie 3
W pewnym roztworze znajdują się jony Ba²⁺ i Pb²⁺, stężenie każdego z nich wynosi 10^-2 mol/dm³. I_BaSO4=1,1x10^-10 ; I_PbSO4=1,6x10^-8
Oblicz:

• Przy jakim najmniejszym stężeniu jonów SO₄^2- pojawi się osad PbSO₄;

• Jakie będzie w tym momencie stężenie jonów Ba²⁺ w roztworze ?

• Ile % jonów Ba²⁺ będzie wtedy w osadzie BaSO₄ ?

Aby wytrącił się osad siarczanu(VI) ołowiu(II) musi być spełniony warunek

iloczyn jonowy [Pb²⁺][SO₄^-2] > iloczyn rozpuszczalności PbSO₄

a więc po podstawieniu wartości liczbowych:
0,01[SO₄^2-] > 1,6x10^-8 stąd [SO₄^2-]_min > 1,6x10^-6

W tym momencie w roztworze są obecne także jony Ba²⁺, których stężenie można wyliczyć z zależności:
I_BaSO4 = [Ba²⁺]_max[SO₄^2-]_min co daje [Ba²⁺]_max = I_BaSO4 / [SO₄^2-]_min

[Ba²⁺]_max = 1,1x10^-10 / 1,6x10^-6 = 6,875x10^-5

Wobec tego w osadzie BaSO₄ będzie wtedy jonów Ba²⁺ :

100% - Zadanie 3.
Zmieszano 100,0 cm³ roztworu AgNO₃ o stęż. 1,0x10^-4 mol/dm³ oraz taką samą objętość roztworu zawierającego 0,6001 g jonów CO₃^2-. I_Ag2CO3 =6,2x10^-12
Czy uzyskamy osad węglanu srebra ?

Rozważamy równowagę w układzie Ag₂CO₃ 2Ag⁺ + CO₃^2-

Aby odpowiedzieć na postawione w zadaniu pytanie musimy porównać dwie wartości liczbowe:
iloczyn jonowy jonów wchodzących w skład ewentualnego osadu Ag₂CO₃ oraz iloczyn rozpuszczalności Ag₂CO₃;
aby osad powstał musi być spełniony warunek I_Ag2CO3 < I_jonowy

Obliczamy stężenia jonów Ag⁺ i CO₃^2- po zmieszaniu roztworów:
[Ag⁺] = 0,5 C_AgNO3 = 0,5x10^-4 = 5x10^-3
[CO₃^2-] = 0,5 m_CO3 / M_CO3 = 0,5 (0,6001/60,01) = 5x10^-3

iloczyn jonowy : [Ag⁺]² [CO₃^2-] = (5x10^-3)² (5x10^-3) = 1,25x10^-7
iloczyn rozpuszczalności : [Ag⁺]² [CO₃^2-] = 6,2x10^-12

tak więc il. jonowy > il. rozpuszczalności
1,25x10^-7 > 6,2x10^-12
Po pomieszaniu roztworów o podanych objętościach i stężeniach uzyskamy osad Ag₂CO₃.



Zadanie 4.
Dodajemy jedną kroplę roztworu NaCl o stęż. 0,0100 mol/dm³ do 10 cm³
a) roztworu AgNO₃ o stęż. 0,0040 mol/dm³
b) roztworu Pb(NO₃)₂ o stęż. 0,0040 mol/dm³
Czy otrzymamy osad AgCl lub PbCl₂ ?
I_AgCl=1,6x10^-10 ; I_PbCl2 =1,6x10^-5 ( 1 kropla = 0,05 cm³)

Ad.a
Po dodaniu kropli NaCl do roztworu AgNO₃ może powstać osad AgCl o ile zostanie spełniony warunek
iloczyn jonowy [Ag⁺][Cl^-] > iloczyn rozpuszczalności AgCl

Obliczamy stężenie jonów Cl^- w uzyskanym roztworze:
[Cl^-] = (v_kropli x C_NaCl)/ V_całkowita = (0,05x10^-3x 0,0100)/10,05x10^-3 = 4,975x10^-5
oraz stężenie jonów Ag⁺
[Ag⁺] = (V_AgNO3/V_całkowita)C_AgNO3 = (10x10^-3/ 10,05x10^-3)0,0040= 3,980x10^-3

iloczyn jonowy: [Ag⁺][Cl^-] = 3,980x10^-3 x 4,975x10^-5 = 1,980x10^-7
iloczyn rozpuszczalności AgCl = 1,6x10^-10
wobec tego osad AgCl powstanie

Ad.b
Po dodaniu kropli NaCl do roztworu Pb(NO₃)₂ może powstać osad PbCl₂ o ile zostanie spełniony warunek
iloczyn jonowy [Pb²⁺][Cl^-]² > iloczyn rozpuszczalności PbCl₂

Obliczamy stężenie jonów Cl^- w uzyskanym roztworze:
[Cl^-] = (v_kropli x C_NaCl)/ V_całkowita = (0,05x10^-3x 0,0100)/10,05x10^-3 = 4,975x10^-5
oraz stężenie jonów Pb²⁺
[Pb²⁺] = (V_Pb(NO3)2/V_całkowita)C_AgNO3 = (10x10^-3/ 10,05x10^-3)0,0040= 3,980x10^-3

iloczyn jonowy: [Pb²⁺][Cl^-]² = 3,980x10^-3 x (4,975x10^-5)² = 9,851x10^-12
iloczyn rozpuszczalności PbCl₂= 1,6x10^-5
wobec tego osad PbCl₂ nie powstanie.



Zadanie 4.
Do 3 cm³ nasyconego roztworu MgCO₃ dodano 10 kropli roztworu KOH o stężeniu masowym 10 g/kg. Uzasadnij obliczeniami czy powstanie osad Mg(OH)₂.
Objętość 1 kropli = 0,05 cm³ ; I_MgCO3 = 10^-5 ; I_Mg(OH)2 = 5x10^-12

I znów musimy sprawdzić czy spełniony jest warunek iloczyn jonowy [Mg²⁺][OH^-]² > I_Mg(OH)2

Obliczamy więc faktyczne stężenie jonów Mg²⁺ i jonów OH^- po zmieszaniu roztworów.

[Mg²⁺] w nasyconym roztworze węglanu magnezu to
ale po dodaniu 10 kropli = 0,5 cm³ KOH trzeba uwzględnić rozcieńczenie
[Mg²⁺] = (3/3,5) x 3,1623x10^-3 = 2,7105x10^-3

Roztwór KOH o stężeniu masowym 10g/kg to roztwór, który zawiera 10 g KOH w 1 kg roztworu, czyli jest on bardzo rozcieńczony, stąd można przyjąć, że gęstość tego roztworu wynosi 1 g/cm³.
Oznacza to, że 10 g KOH znajduje się w 1dm³ roztworu, czyli stężenie molowe KOH = OH^- wynosi:
[OH^-] = 10/56,11= 0,1782
ale po zmieszaniu z roztworem nasyconym MgCO₃ i uwzględnieniu rozcieńczenia będzie to
[OH^-] = (0,5/3,5) x 0,1782 = 2,5457x10^-2

wobec tego
iloczyn jonowy [Mg²⁺][OH^-]² = 2,7105x10^-3 x (2,5457x10^-2)² = 1,7566x10^-6
a to jest dużo więcej niż wynosi iloczyn rozpuszczalności Mg(OH)₂ - 5x10^-12
Wniosek: osad wodorotlenku magnezu powstanie. (6,875x10^-5x100% /10^-2)= (100-0,6875)% = 99,3125%

Roztwory buforowe są to roztwory elektrolitów, których obecność w środowisku reakcji zapewnia praktycznie stałą wartość pH w układzie (pomimo przebiegu reakcji z wydzielaniem lub konsumowaniem jonów H^+ lub OH^-). Jeśli do układu zawierającego roztwór buforowy dodajemy z zewnątrz jonów H^+ lub OH^- lub go rozcieńczamy (zatężamy), ale temperatura układu pozostaje stała, również wartość pH układu się praktycznie nie zmieni. W skład klasycznego roztworu buforowego wchodzą: słaby elektrolit + mocny elektrolit - elektrolity te posiadają wspólny kation, ale nie H^+ ; lub wspólny anion, ale nie OH^-. Wobec tego w praktyce jest to np. układ: NH3H2O + NH4NO3 (wspólny kation; słaba zasada i jej sól) HCOOH + HCOONa (wspólny anion; słaby kwas i jego sól) Jak to działa? Przeanalizujmy układ ze słabą zasadą NH3H2O. Załóżmy, że mamy roztwór, który powstał przez zmieszanie jednakowych objętości roztworu zasady o stężeniu Czas i NH4NO3 o stężeniu Csoli. W roztworze wodnym, wskutek samorzutnego procesu dysocjacji będziemy mieli następującą sytuację: Proszę zauważyć, że w tym układzie: 1) Proces dysocjacji w równaniu pierwszym, jako proces odwracalny, można opisać za pomocą stałej równowagi. Natomiast w drugim równaniu, dysocjacja soli (elektrolit mocny) jest procesem nieodwracalnym. 2) Obydwa procesy dysocjacji dają ten sam jon NH4^+. Wobec tego w wyrażeniu na stałą równowagi dla procesu pierwszego musi się pojawić suma, która dotyczy stężenia jonu NH4^+ pochodzącego z dwóch źródeł. Wobec tego KNH3H2O= W wyrażeniu tym stężenie jonu NH4^+, który pochodzi z roztworu soli (sól istnieje w roztworze wyłącznie w postaci jonów) jest dużo większe niż stężenie tego samego jonu, którego źródłem jest zasada. O stężeniu jonów amonowych z zasady decyduje wartość jej stałej dysocjacji. Co więcej, obecność w układzie NH4^+, które są dostarczane przez roztwór mocnego elektrolitu czyli NH4NO3, powoduje cofnięcie dysocjacji, to jest przesunięcie położenia równowagi dysocjacji zasady w kierunku formy niezdysocjowanej. W praktyce można więc założyć, że w rozpatrywanym układzie oraz a zatem KNH3H2O stąd [OH^-] Znając wartość stężenia jonów OH^- w układzie, korzystamy z iloczynu jonowego wody i obliczamy wartość pH. Uwaga! 1) Stosunek wartości stężeń molowych składników buforu czyli dotyczy, jak wyraźnie zaznaczono, roztworu buforowego. Oznacza to, że aby poprawnie obliczyć tę wartość należy wziąć pod uwagę stosunek objętości w jakim zmieszano składniki buforu. Tylko w przypadku mieszania jednakowych objętości jest to wartość taka sama jak wartość . 2) Stosunek wartości stężeń molowych składników buforu czyli można wyrazić jeszcze inaczej: : W zagadnieniach obliczeniowych korzystamy z poszczególnych członów tego wyrażenia, w zależności od tego jakimi danymi liczbowymi dysponujemy. Stosując identyczne rozumowanie do układu: HCOOH + HCOONa (wspólny anion; słaby kwas i jego sól) otrzymamy następujacą zależność KHCOOH stąd [H^+] Znając wartość stężenia jonów H^+ w układzie, obliczamy wartość pH. Jaki jest mechanizm działania roztworu buforowego? Jak to się dzieje, że pomimo dodawania do układu, w którym znajduje się roztwór buforowy jonów H^+ bądź OH^- nie obserwujemy zmiany wartości pH? Proszę zauważyć, jeśli do układu opisanego poniższymi zależnościami, dodamy z zewnątrz (lub wydzielą się w reakcji chemicznej zachodzącej w danym układzie) jonów H^+ (np. dodamy HNO3) to "wymusimy" następujące skutki a) jony H^+ natychmiast przereagują z jonami HCOO^- dając niezdysocjowany HCOOH (położenie równowagi dysocjacji HCOOH przesunie się w lewo) b) spowoduje to zmiany ilościowe : wzrośnie stężenie HCOOH, obniży się stężenie HCOO^- Jak to policzyć ? Jeśli wiemy ile H^+ dodaliśmy, to należy przeliczyć tę wartość na stężenie molowe. Np. do 350 cm^3 roztworu, w którym jest bufor dodaję 10 cm^3 roztworu HNO3 o stężeniu 0,1 mol/dm^3. W takim razie stężenie molowe "dodatkowych" jonów H^+ wynosi mol/dm^3 , wartość tę oznaczymy w dalszych, ogólnych, rozważaniach jako x . Wobec tego o tę właśnie wartość zwiększyło się w układzie stężenie niezdysocjowanego HCOOH, ale równocześnie o tę samą wartość zmniejszyło się stężenie jonów HCOO^-. Teraz należy policzyć wartość pH w układzie, aby przekonać się czy faktycznie się nie zmieniła. Korzystamy z zależności ogólnej [H^+] z następującymi poprawkami [HCOOH]= Ckw + x [HCOO^-] = Csoli - x czyli [H^+] Z matematycznego punktu widzenia wartość stężenia jonów H^+ w układzie uległa zmianie, ale po przeliczeniu jej na pH jest to zazwyczaj zmiana na drugim miejscu po przecinku, co z praktycznego punktu widzenia jest do zaniedbania. A co będzie jeśli do układu zawierającego rozważany roztwór buforowy dodamy z zewnątrz (lub wydzielą się w trakcie reakcji) jonów OH^- (np. dodamy roztworu KOH)? a) jony OH^- natychmiast przereagują z jonami H^+ dając niezdysocjowaną cząsteczkę wody (położenie równowagi dysocjacji kwasu przesunie się w prawo) b) spowoduje to następujące zmiany ilościowe: zmaleje stężenie niezdysocjowanego kwasu HCOOH; wzrośnie stężenie jonów HCOO^- co można zapisać jako [HCOOH]= Ckw - x [HCOO^-] = Csoli + x zaś pH w tej nowej sytuacji obliczymy z zależności [H^+] W tym momencie można zadać pytanie, jak duża zmiana wartości pH w układzie z roztworem buforowym jest do zaakceptowania? W praktyce przyjmuje się jako zakres działania danego roztworu buforowego obszar, w którym spełniona jest zależność pH= pKKw + 1 lub pH= pKKw - 1 (dla buforu zawierającego słaby kwas) albo pOH=pKzas + 1 lub pOH=pKzas - 1 (dla buforu zawierającego słabą zasadę) co oznacza, że w wyrażeniu [H^+] ułamek określający stosunek liczności kwasu i soli musi spełniać warunek 0,1 < < 10 w przeciwnym wypadku mamy do czynienia z roztworem zawierającym obok siebie różne kationy i aniony. Proszę zauważyć, że biorąc pod uwagę zakres działania danego roztworu buforowego i jego skład, można wyliczyć jaka jest graniczna wartość -x- , która nie spowoduje jeszcze przekroczenia obszaru działania roztworu buforowego. Nie można bowiem oczekiwać, że np. roztwór o objętości 350 cm^3 zawierający bufor będzie się dalej zachowywał jak roztwór buforowy po dodaniu 200 cm^3 roztworu HCl o stężeniu 0,5 mol/dm^3. Jak wytłumaczyć fakt, że roztwór buforowy nie zmienia pH podczas rozcieńczania (zatężania)? Wystarczy przeanalizować w zależności ogólnej [H^+] zmianę stężeń składników buforu po dodaniu (odjęciu) wody. Ponieważ dodanie wody w takim samym stopniu rozcieńczy i kwas i sól, więc stosunek wartości stężeń po dokonanej zmianie jest taki jak przed zmianą. Wartość pH nie zmieni się. Przypadek "szczególny" klasycznego roztworu buforowego. Bardzo często sporządza się w praktyce roztwór buforowy korzystając z dwóch soli (w stanie stałym) i wody. Sole te muszą jednak spełniać jeden warunek. Mianowicie są to sole tego samego wielozasadowego (wieloprotonowego) słabego kwasu różniące się zawartością jonu wodorowego w cząsteczce. Wobec tego są to albo dwie wodorosole, albo wodorosól i sól obojętna tego samego kwasu. Przykłady : NaHCO3 i Na2CO3, KHS i Na2S, KH2PO4 i K2HPO4. Sposób obliczania wartości pH dla takich roztworów jak i przewidywanie zakresu pH, w którym dany roztwór buforowy działa efektywnie, jest analogiczny do podanego wcześniej dla układu słaby kwas i jego sól (wspólny anion). Jedyny "problem" (obyśmy mieli tylko takie problemy) to poprawny wybór, która sól w tym układzie pełni rolę kwasu (czytaj: odszczepia jon wodorowy). Zatem np. w układzie KHS i Na2S kwasem będzie oczywiście KHS, a solą o wspólnym z tym kwasem anionem Na2S. Spróbujmy odpowiedzieć na pytanie: Ile g Na2S należy dodać do 150 cm^3 roztworu KHS o stężeniu 0,2 mol/dm^3 , tak aby pH uzyskanego roztworu buforowego wynosiło 12,9 ? 1) zapisujemy nasz układ buforowy obydwie sole dysocjują całkowicie w roztworze wodnym KHSK^+ + HS^- Na2S2K^+ + S^2- faktycznym roztworem buforowym jest układ który opisać można zależnością [H^+] (1) gdzie x= nsoli = msoli/Msoli stąd msoli = x MNa2S (2) 2) Aby policzyć z zależności (1) wartość -x- należy w miejsce [H^+] wstawić wartość liczbową wynikającą z oczekiwanej (zadanej w temacie zadania) wartości pH. Ponieważ pH = 12,89 to [H^+] = 10^-12,89 Po podstawieniu do równania (1) Kkw = 1,288x10^-13 (jest to stała drugiego stadium dysocjacji H2S czyli dysocjacji jonu HS^-; z tablic) otrzymujemy 10^-12,89=1,288x10^-13(0,150x0,2)/x stąd x=0,03 zaś masa soli, o którą pytano w zadaniu wynosi msoli = 0,03x78,1=2,343 [g] Czytelnik zechce zwrócić uwagę, że sporządziliśmy roztwór buforowy na bazie słabego kwasu, a odczyn tego roztworu jest wyraźnie zasadowy. Czy to prawda? Sporządzanie roztworów buforowych w laboratorium - wskazówki praktyczne Zdarzyć się może sytuacja, w której konieczne będzie zastosowanie roztworu buforowego typu: słaby kwas i jego sól, ale nie będzie akurat w pracowni roztworu tego słabego kwasu. Co zrobić? Należy wobec tego użyć roztworu mocnego kwasu i soli słabego kwasu, którego nam brakuje. Otrzymamy wtedy potrzebny nam kwas "in statu nascendi" zgodnie z reakcją HCl + CH3COOK = KCl + CH3COOH Nam potrzebny jest jednak układ CH3COOH + CH3COOK i to, o określonym stosunku liczności kwasu do liczności soli. Jak łatwo się domyślić trzeba wziąć więcej soli niż mocnego kwasu, tak aby uzyskać układ HCl + CH3COOK = KCl + CH3COOH + CH3COOK(nadmiar) Pozostaje teraz jedynie policzyć ile wziąć roztworu HCl i ile moli CH3COOK, aby uzyskać żądaną wartość pH w otrzymywanym tą drogą roztworze buforowym. Zadanie: Mamy do dyspozycji roztwór KOH o stężeniu 0,1000 mol/dm^3 oraz NH4Cl w postaci ciała stałego. Należy sporządzić 300 cm^3 roztworu buforowego o pH=9,25. KNH3H2O=1,78x10^-5 1) jeśli pH=9,25 to [H^+]=5,62x10^-10 2) korzystając z ogólnej zależności [OH^-] oraz iloczynu jonowego wody [H^+] [OH^-] = 10^-14 obliczymy wartość ==1 3) Z drugiej strony zachodzi równość z której można wyliczyć masę soli, która musi zostać zużyta do otrzymania NH3.H2O . Mianowicie, proszę zauważyć, 1 mol KOH daje w reakcji z 1 molem NH4Cl 1 mol NH3.H2O zakładając, że objętość roztworu buforowego będzie pochodziła tylko od roztworu KOH weźmiemy go 300 cm^3, czyli "wyprodukujemy" VKOH x CKOH = nKOH = nNH3H2O= 0,300x0,1000= 0,0300 mola NH3.H2O wobec tego zużyjemy w tym celu 0,0300 mola NH4Cl Jednocześnie w roztworze buforowym musi sie znaleźć NH4Cl, który jest jego składnikiem wobec tego nsoli w roztworze buforowym wynosi także 0,0300 4) Masa NH4Cl, którą trzeba dodać do 300 cm^3 KOH wynosi więc mNH4Cl = (0,0300 + 0,0300)x MNH4Cl = 0,06 x 53,5 = 3,21[g] Odpowiedź: Aby uzyskać 300 cm^3 roztworu buforowego o pH=9,25 należy do 300 cm^3 roztworu KOH o stężeniu 0,1 mol/dm^3 dodać 3,21 g NH4Cl.

Ostatnia modyfikacja: środa, 13 luty 2008, 00:29

Hydroliza jest to reakcja jakiejkolwiek cząstki z wodą. Do reakcji hydrolizy zaliczyć można np. następujące reakcje

Na + H2O = NaOH + H2
Ca + H2O = Ca(OH)2 + H2
Al4C3 + H2O = Al(OH)3 + CH4

w których jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji. Wobec tego hydroliza przebiega do momentu wyczerpania substratu, którego liczność była mniejsza (reagent limitujący). W tym przypadku reakcje hydrolizy są nieodwracalne.(Jest jeszcze jedna cecha wspólna tych reakcji – zawsze w ich wyniku powstaje wiązanie kowalencyjne w jednym z produktów.)

Woda może także wchodzić w reakcje z jonami powstałymi w wyniku dysocjacji soli rozpuszczalnych w wodzie. W tym przypadku jest to proces wtórny, który ma miejsce po zjawisku dysocjacji (stąd stwierdzenie hydroliza soli nie jest poprawne).

NH4+ + H2O NH3 • H2O + H+

CO32 - + H2O HCO3- + OH- i HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

Według teorii jonowej (Arrheniusa) hydroliza jest reakcją pomiędzy wodą i anionami pochodzącymi od słabych kwasów (hydroliza anionowa) lub kationami pochodzącymi od słabych zasad (hydroliza kationowa). W wyniku hydrolizy powstaje słaby kwas (zasada) cząsteczkowy lub jonowy oraz uwalnia się z wody jeden z jonów ją budujących.
Rodzaj tego jonu decyduje o tym czy w układzie mamy relację [H+] > [OH-] czy też [H+] < [OH-], co oznacza odczyn kwasowy lub zasadowy roztworu.

W świetle teorii Broensteda ostatnie dwa równania to równania opisujące proces dysocjacji słabego kwasu kationowego i słabej zasady anionowej . (Czytelnik proszony jest o ustalenie sprzężonych par kwas-zasada w tych reakcjach.)
Z punktu widzenia teorii protonowej jest to przeniesienie protonu ze słabego kwasu kationowego na cząsteczkę wody (w tej teorii zapisujemy H3O+, a nie H+) lub z cząsteczki wody do słabej zasady anionowej. Wobec tego reakcja hydrolizy według tej teorii to szczególny przypadek reakcji protolitycznej. Reakcja protolityczna to synonim reakcji kwas-zasada. Z tego względu w teorii Broensteda–Lowry’ego nie występuje termin hydroliza.

W praktyce, omawiając skutki tego procesu czyli odczyn roztworu, nadal używa się terminu hydroliza jonu. Ponadto należy podkreślić, że zapisane jonowo , jak w teorii Arrheniusa, równanie reakcji hydrolizy formalnie oddaje sens tej reakcji zgodnie ze współczesnymi poglądami .

Reakcje hydrolizy jonów są reakcjami odwracalnymi . Można wobec tego ilościowo opisywać je za pomocą wartości stałej równowagi, którą nazywamy stałą hydrolizy. Analogicznie do procesu dysocjacji, obok stałej hydrolizy istnieje pojęcie stopnia hydrolizy, który oznaczamy zwykle jako β.

Zagadnienia obliczeniowe dotyczące procesu hydrolizy sprowadzają się do podania zależności pozwalających na obliczenie pH lub pOH roztworu soli, gdy wiadomo jedynie jaka to sól i jakie jest jej stężenie w badanym roztworze.

Zadanie 1: Obliczyć pH roztworu wodnego NaNO2 , jeśli jego stężenie wynosi 0,2 mol/dm 3. KHNO2 = 4,0x10 -4[mol/dm 3]

1. zapisujemy dysocjację soli w wodzie
NaNO2 Na+ + NO2-

2. zapisujemy hydrolizę jonu(ów)
NO2- + H2O HNO2 + OH-

w naszym przypadku kation, czyli Na+, nie ulega hydrolizie , bo
Na+ + H2O Na+ + OH- + H+

i powstający wodorotlenek sodu jest w tych warunkach całkowicie zdysocjowany
czyli H2O OH- + H+
co jest po prostu procesem dysocjacji wody i wnosi do roztworu tyle samo jonów H+ co OH-.

Wobec tego obliczenia będą dotyczyć równania hydrolizy anionu NO2-; spodziewamy się, że odczyn roztworu będzie zasadowy, czyli pH>7.

NO2- + H2O HNO2 + OH-
stała równowagi dla tego procesu ma postać K=, ale to jeszcze nie jest stała hydrolizy.

Stałą hydrolizy nazwiemy to wyrażenie po małym przekształceniu, mianowicie jeśli włączymy stężenie wody (które jest stałe w układzie) do lewej strony równania, wtedy iloczyn stężenia niezdysocjowanej wody i stałej K daje również wartość stałą i to jest właśnie stała hydrolizy Kh. Teraz możemy zapisać

Kh =

Z praktycznego punktu widzenia, równanie to daje odpowiedź na pytanie jakie jest stężenie [OH-] tylko o ile znamy wartość Kh. Wtedy bowiem można zapisać

Kh = , gdzie x = [OH-]

cały problem w tym, że w danych naszego zadania nie mamy wartości Kh, a co gorsza, w tablicach gdzie łatwo znaleźć wartości Kdys , wartości stałych hydrolizy brak.
Co robimy w tej sytuacji?

Przyjrzyjmy się jeszcze raz wyrażeniu Kh =
jeżeli pomnożymy i podzielimy prawą stronę równania (to jest ułamek !)przez tę samą wartość, to nie zmienimy wartości całego wyrażenia. Niech tą wartością będzie stężenie jonów [H+], otrzymamy wtedy

Kh =

Zanotujmy: Stała hydrolizy jest ilorazem dwóch innych stałych: iloczynu jonowego wody i stałej dysocjacji słabego kwasu, który powstaje w wyniku hydrolizy.

Teraz powróćmy do naszego zadania. Mamy do dyspozycji dwie zależności matematyczne na Kh

=Kh = , gdzie x = [OH-]

i wyliczenie wartości stężenia jonów [OH-] oraz pH wymaga tylko podstawienia danych liczbowych. Wobec tego


rozwiązanie tego równania kwadratowego daje wynik [OH-] =1,677x10-6[mol/dm3]
pH=14-(-log1,677x10-6) = 14-6+log1,677=8,23

(W tym miejscu uwaga ułatwiająca liczbowe rozwiązywanie zagadnienia: jeśli iloraz Kh/Cpocz < 4x10-4 to można przyjąć, że Cpocz - x = Cpocz )

W naszym zadaniu

więc [OH-]=
stąd pH=14-6+log2,236=8,35


Zadanie 2: Obliczyć przy jakiej wartości stężenia NH4Br stopień hydrolizy jonu amonowego w roztworze osiąga wartość 0,2%.Stała dysocjacji zasady amonowej wynosi 1,8x10-5[mol/dm3].

1. zapisujemy dysocjację soli w wodzie
NH4BrNH4+ + Br -

2. zapisujemy hydrolizę jonu(ów)
NH4+ + H2O NH3H2O + H+

w naszym przypadku anion, czyli Br-, nie ulega hydrolizie , bo
Br- + H2O Br- + H+ + OH-
i powstający kwas bromowodorowy jest w tych warunkach całkowicie zdysocjowany
czyli H2O OH- + H+
co jest po prostu procesem dysocjacji wody i wnosi do roztworu tyle samo jonów H+ co OH-.

Korzystając z poprzedniego wyprowadzenia zależności pomiędzy stałą hydrolizy i stężeniem jonów w roztworze po hydrolizie możemy zapisać:

Kh ==

Zanotujmy: Stała hydrolizy jest ilorazem dwóch innych stałych: iloczynu jonowego wody i stałej dysocjacji słabej zasady, która powstaje w wyniku hydrolizy.

Możemy również zapisać, że

Kh = , gdzie x = [H+]

W tym miejscu powinniśmy zapisać zależność pomiędzy stężeniem jonów H+ powstałych w wyniku hydrolizy i stopniem hydrolizy .

Otóż [NH3H2O] = [H+] = Cpocz
zaś [NH4 +] = (1- )Cpocz
wobec tego

Kh=

W ostatnim równaniu jako jedyna niewiadoma występuje Cpocz, które mamy obliczyć, więc po podstawieniu danych liczbowych mamy

Kh=
skąd Cpocz = 1,378x10-4 [mol/dm3]



Zadanie 3. Obliczyć stopień hydrolizy i określić odczyn w roztworze azotanu(III) amonu o stężeniu 0,2 mol/dm3. KHNO2= 4,0x10-4[mol/dm3]; KNH3H2O= 1,8x10-5[mol/dm3]

1. zapisujemy dysocjację soli w wodzie
NH4NO2 NH4+ + NO2-

2. zapisujemy hydrolizę jonów
NH4+ + H2O NH3H2O + H+
NO2- + H2O HNO2 + OH-

Proszę zauważyć, w tym przypadku mamy hydrolizę kationowo-anionową, wskutek hydrolizy powstają zarówno jony H+ jak i OH-. Obie reakcje są odwracalne, a ich położenie równowagi może być różne. W konsekwencji nie można zakładać, że liczność H+ = OH-.

Stała hydrolizy,dla sumy reakcji hydrolizy kationu i anionu, jest iloczynem obydwu stałych hydrolizy

Kh=

po podzieleniu obydwu stron równania przez iloczyn [H+][OH-] mamy

Kh =

Zanotujmy: Stała hydrolizy, w przypadku hydrolizy anionowo-kationowej, jest ilorazem innych stałych: iloczynu jonowego wody i stałych dysocjacji słabej zasady i kwasu, które powstają w wyniku hydrolizy.

Ponadto, proszę zwrócić uwagę, że stopień hydrolizy w przypadku hydrolizy anionowo-kationowej nie jest funkcją stężenia jonów w roztworze soli.
Dla bardzo małych wartości stopnia hydrolizy (w praktyce poniżej 1%) prawdziwa jest zależność



oraz [H+]= lub [H+]=Kkw

i [OH-] = lub [OH-] =Kzas

Zanotujmy : dla przypadku hydrolizy anionowo-kationowej wartość stężenia jonów H+ i OH-, a także stopnia hydrolizy nie zależy od stężenia soli w roztworze; zależą one natomiast od wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i zasady.

Powróćmy do naszego zadania. Znając zależność pozwalającą wyliczyć oraz [H+], możemy teraz odpowiedzieć na zadane pytanie:



[H+]= =4,712x10-7[mol/dm3]

lub [H+] = Kkw = 1,1785x10-3x4,0x10-4 = 4,714x10-7[mol/dm3]

stąd wartość pH = 7-0,67=6,33, co w temp. pokojowej oznacza odczyn bardzo słabo kwasowy, praktycznie obojętny.

Jest regułą, że w roztworach soli, w których przebiega hydroliza zarówno kationu jak i anionu, odczyn bywa albo słabo kwasowy, albo słabo zasadowy. Można to bardzo łatwo przewidzieć. Wystarczy porównać wartości stałych dysocjacji słabego kwasu i zasady powstających w wyniku hydrolizy.

Jeśli Kkw > Kzas to jest odczyn kwasowy; jesli Kkw < Kzas to jest odczyn zasadowy.

Odczyn obojętny, po hydrolizie kationowo-anionowej, jest wtedy i tylko wtedy, gdy Kkw = Kzas.



Zadanie 4. Jaka powinna być wartość pH w roztworze NH4NO3 o stęż.0,05 mol/dm3, aby stopień hydrolizy jonu amonowego wynosił 0,5%. KNH3H2O = 1,8x10-5[mol/dm3]

1. zapisujemy dysocjację soli w wodzie
NH4NO3 NH4+ + NO3-

2. zapisujemy hydrolizę jonu
NH4+ + H2O NH3H2O + H+

Zanotujmy: odczyn , po hydrolizie powinien być kwasowy, czyli w temp. ok.22o C wartość pH < 7.

Aby policzyć stężenie jonów H+ w roztworze soli , po hydrolizie jonu NH4+,
a) sprawdzamy czy spełniony jest warunek Kh/Csoli < 4x10-4

=1,11x10-9

b) korzystamy z zależności pomiędzy stałą i stopniem hydrolizy

Kh=, która przy spełnionym warunku Kh/Csoli < 4x10-4 przyjmuje formę

Kh=

co daje
[H+] ==1,667x10-5

czyli pH= 4,78 - tak jak się spodziewaliśmy jest to wartość <7

ale równocześnie

=3,333x10-5

co daje = 3,333x10-3 % , a to jest o wiele mniej niż 0,5%.

Teraz należy zadać sobie pytanie: jak należy zmienić wartość pH, aby zwiększyć stopień hydrolizy kationu amonowego?
Z punktu widzenia układu będącego w stanie równowagi pytanie to brzmi: w jaki sposób zmienić stężenie jonów H+, aby spowodować przesunięcie położenia równowagi w kierunku powstawania NH3.H2O ?
Odpowiedź jest prosta: trzeba usuwać z układu jony H+ (obniżać ich stężenie).
Jak to zrobić w praktyce? Dodać mocnej zasady. Wtedy jony wodorowe wytwarzane w procesie hydrolizy zostaną związane przez jony OH- dając niezdysocjowaną wodę.( Kation z mocnej zasady nie hydrolizuje i nie będzie w niczym "przeszkadzał".)

A jak wyliczyć ile dodać tej zasady?

Zapiszmy jeszcze raz równanie hydrolizy

NH4+ + H2O NH3 • H2O + H+

proszę zauważyć, że w nowym, oczekiwanym przez nas stanie równowagi, gdy = 0,5% będzie

[NH4+]= Csoli - Csoli

[NH3 • H2O]=Csoli

[H+] = X

UWAGA! Wartość szukanego stężenia jonów wodorowych [H+] nie jest równa stężeniu [NH3 • H2O]

Wobec tego

Kh =

Po podstawieniu wartości liczbowych mamy

,

stąd X = 2,217x10-7 = [H+] czyli pH = 7-0,35 = 6,65 ; pH<7

Oznacza to, że aby uzyskać żądany stopień hydrolizy w roztworze wartość pH nie może być niższa od 6,65.


Zanotujmy:
Aby cofnąć proces hydrolizy kationowej należy wprowadzić do układu jony H+ z zewnątrz ( zakwasić roztwór- obniżyć wartość pH).
Aby zwiększyć stopień hydrolizy kationowej należy związać jony H+ (dodać zasady).
Aby cofnąć proces hydrolizy anionowej należy wprowadzić do układu jony OH- z zewnątrz (obniżyć kwasowość- podwyższyć wartość pH).
Aby zwiększyć sWoda jest rozpuszczalnikiem amfiprotycznym, co oznacza że może pełnić rolę zarówno kwasu jak i zasady.

Na gruncie teorii Arrheniusa dysocjację wody zapisujemy jako:

H₂O H⁺ + OH^-

i nazywamy autodysocjacją lub jonizacją wody.

Z kolei w teorii Bronsteda cząsteczka wody, jako cząsteczka rozpuszczalnika amfiprotycznego, może oddać proton lub go przyjąć. Takie przeniesienie protonu pomiędzy dwiema cząsteczkami wody zapisujemy jako:

H₂O + H₂O OH^- + H₃O⁺

kwas1 zasada2 zasada1 kwas2

i ten proces protolizy wody nazywamy autoprotolizą wody.

Z punktu widzenia zagadnień obliczeniowych nie ma znaczenia czy obecność jonów wodorowych zapisujemy jako H⁺, czy H₃O⁺ (tak naprawdę w roztworach wodnych nie występują w żadnej z tych form – ale o tym będzie mowa na kursie chemii fizycznej).
Pozostaniemy więc przy notacji najprostszej.

Proces autodysocjacji wody jest odwracalny i jego stała równowagi może być zapisana jako

K_H2O =

gdzie [H₂O] oznacza stężenie formy niezdysocjowanej czystej chemicznie wody (czytaj rozpuszczalnika). Stężenie to, jako wartość stała w danej temperaturze, może być włączone do wartości stałej równowagi, co daje

K_H2O [H₂O] = [H⁺] [OH^-] = K_wody (proszę zauważyć,dla wody K_H2OK_wody)

K_wody nazywamy iloczynem jonowym wody, który jak wynika z powyższych rozważań, ma wartość stałą w stałej temperaturze. Z doświadczenia wynika, że w temperaturze 22ºC , w chemicznie czystej wodzie [H⁺] = [OH^-] = 10^-7 mol/dm³. Stąd wartość iloczynu jonowego wody w tej samej temperaturze wynosi 10^-14 mol²/dm⁶. Oczywistym jest, że wartość K_wody zmienia się gdy zmienimy temperaturę. Należy w tym miejscu zauważyć, że wartość iloczynu jonowego wody, jako wielkość wyprowadzona ze stałej równowagi, pozostaje stała w każdym roztworze wodnym, pod warunkiem T= const. Wynika stąd, że gdy wartość [H⁺] wzrasta (maleje) to równocześnie stężenie [OH^-] maleje (wzrasta).

Uwaga! Stwierdzenie zaznaczone kolorem czerwonym oznacza, że jeśli tylko znamy temperaturę roztworu wodnego (a zatem można odczytać z tablic wartość K_wody) i znamy równocześnie stężenie np. jonu H⁺, to ZAWSZE wyliczymy stężenie jonów OH^- w tym roztworze, bez względu na to czy jest to roztwór cukru, soli czy egzotycznych soków.

Stężenia jonów [H⁺] lub [OH^-] , które są w roztworach wodnych wartościami bardzo małymi, od początku XX wieku podaje się jako pH i pOH roztworu. Pojęcie pH wprowadził w 1909 roku Soren Sorensen. (Ciekawostką jest, że wprowadził to pojęcie w celu kontroli jakości produktów w ….browarze Carlsberg!)
pH (z niem. potenz, z ang. power i łaciny Hydrogenium) jest to ujemny logarytm dziesiętny wartości stężenia molowego jonów wodorowych w danym roztworze, pH = -log [H⁺], z kolei, przez analogię pOH = -log [OH^-].(W dokładnych obliczeniach, biorących pod uwagę oddziaływania między jonami i cząsteczkami w badanym układzie, wartość stężenia molowego jonów zastępuje się wartością aktywności; wtedy w miejsce [H⁺] wpisujemy wartość [a_H+].)

Często mówi się o pH jako wykładniku stężenia jonów wodorowych, co wynika z relacji [H⁺] = 10^-pH. Natomiast nie jest poprawnym określenie „współczynnik” pH często używane „w telewizorni”.

Skala pH dotyczy roztworów wodnych i praktycznie zawiera się w granicach 0 14, ale nie ogranicza się do wartości z tego przedziału (pH może przyjmować zarówno wartości ujemne, jak i większe od 14; jednakże w praktyce występują one rzadko i niedokładnie opisują stan rzeczywisty układu). Niskie wartości pH dotyczą roztworów o charakterze kwasowym; wysokie wartości pH obserwujemy w roztworach zasadowych; roztwory o odczynie obojętnym mamy wyłącznie kiedy pH = pOH czyli [H⁺] = [OH^-].

Ćwiczenia obliczeniowe

A) Ile moli jonów OH^- znajduje się w 220 cm³ roztworu HClO₄ (stopień dysocjacji =1), o stężeniu 8,543% i gęstości 1,095g/cm³. M_HClO4 = 100,5 [g/mol]
(Odp. n_OH- = 0,2363x10^-14 [mol])

B) Pewien roztwór wodny mocnej zasady wykazuje w temperaturze pokojowej pOH=3,5. Do jego 320 cm³ dodano 180 cm³ roztworu innej mocnej zasady o pH=11,5. Potem całość uzupełniono wodą do objętości 1,500 dm³. Oblicz stężenie molowe jonów H⁺ w roztworze końcowym.
(Odp. 2,239x10^-11[mol/dm³])

C) Mieszamy 2,5 g mocnej zasady MeOH i 250 cm³ mocnego kwasu HX o stęż. 0,25 mol/dm³. Dodajemy tyle wody, że roztwór końcowy ma objętość 0,5 dm³; jego pH wynosi 2,25. Oblicz masę molową zasady.

(Odp. 41,876 [g/mol])

topień hydrolizy anionowej należy związać jony OH- (dodać kwasu).