1. Wyniki

   1. Odczyn w roztworach soli

Lp.	Sól	pH	Równanie reakcji kationu jako kwasu i anionu jako zasady
1	Na2HPO4	8,65	HPO4^2− + H2O → H2PO4^− + OH^− H2PO4^− + H2O → H3PO4 + OH^− możliwa dodatkowa reakcja wpływająca na pH HPO4^2− → H^+ + PO4^3− odczyn zasadowy
2	Na2SO3	9,13	SO3^2− + H2O → HSO3^− + OH^− HSO3^− + H2O → H2SO3 + OH^− odczyn zasadowy
3	NH4Cl	7,30	NH4^+ + H2O → NH4OH + H^+ odczyn kwaśny (błąd pomiarowy wynika prawdopodobnie ze złego przygotowania elektrody pomiarowej)
4	Na2CO3	10,4	CO3^2− + H2O → HCO3^− + OH^− HCO3^− + H2O → H2CO3 + OH^− odczyn zasadowy
5	CH3COONa	8,45	CH3COO^− + H2O → CH3COOH + OH^− odczyn zasadowy
6	NaHCO3	8,52	HCO3^− + H2O → H2CO3 + OH^− możliwa dodatkowa reakcja wpływająca na pH HCO3^− → CO3^2− + H^+ odczyn zasadowy
7	KCl	8,06	Reakcja hydrolizy nie zachodzi, ponieważ sól pochodzi od mocnego kwasu i mocnej zasady

1. Wyznaczanie stałej kwasowej

   1. Wartości doświadczalne

C_ZnCl2 = 0, 2 [M]

pH = 3, 42

pKa = 6, 14

1. Wartości teoretyczne (literaturowe)

C_ZnCl2 = 0, 2 [M]

pKa = 9, 60

pH = 5, 15

1. Wpływ stężenia soli na pH roztworu

NH4Cl
Cmol[M]
pH
pKa
Na2CO3
Cmol [M]
pH
pKa

1. Wpływ dodatku kwasu lub zasady na wartość pH roztworu buforowego i nie buforowego

   1. Roztwór NaCl (C_mol = 0, 1 [M],  pH = 7)

Lp.	Ilość dodanego HCl [cm^3]	pH roztworu NaCl
1	0,0	9,72
2	0,5	9,48
3	1,0	6,75
4	1,5	4,08
5	2,0	3,41
6	2,5	3,22
7	3,0	3,05
8	3,5	2,94
9	4,0	2,84
10	4,5	2,82
11	5,0	2,78

1. Roztwór buforu amonowego NH₄Cl * NH₃ (C_molNH4Cl = 0, 1 [M],  C_molNH3 = 0, 1 [M],  pKa = 9, 2)

Lp.	Ilość dodanego HCl [cm^3]	pH roztworu buforu amonowego	Cmolzasady(kwasu) • 10^5[M] dla którego pHbuforu = pHzasady(kwasu)
1	0,0	9,56	3,63
2	0,5
3	1,0	9,51	3,24
4	1,5
5	2,0	9,46	2,88
6	2,5
7	3,0	9,42	2,63
8	3,5
9	4,0	9,39	2,45
10	4,5
11	5,0	9,35	2,24
12	6,0	9,34	2,19
13	7,0	9,28	1,91
14	8,0	9,24	1,74
15	9,0	9,20	1,58
16	10,0	9,14	1,38
17	11,0	9,08	1,20
18	12,0	9,02	1,05
19	13,0	8,96	0,91
20	14,0	8,87	0,74
21	15,0	8,81	0,65
22	16,0	8,71	0,51
23	17,0	8,59	0,39
24	18,0	8,44	0,28
25	19,0	8,28	0,19
26	20,0	7,80	0,06
27	21,0	6,17	0,07
28	22,0	5,40	0,40
29	23,0	4,95	1,12
30	24,0	4,45	3,55
31	25,0	3,79	16,22
32	26,0	3,45	35,48
33	27,0	3,19	64,57
34	28,0	3,04	91,20
35	29,0	2,94	114,82
36	30,0	2,85	141,25
37	31,0	2,80	158,49
38	32,0	2,76	173,78
39	33,0	2,72	190,55
40	34,0	2,66	218,78
41	35,0	2,63	234,42
42	36,0	2,60	251,19
43	37,0	2,58	263,03

1. Wpływ wzajemnego stosunku molowego składników mieszaniny buforowej na jej wartość pH

CmolNH4Cl [M]	0,02	0,04	0,06	0,08
CmolNH3 [M]	0,08	0,06	0,04	0,02
pH buforu	10,24	9,95	9,64	9,34

1. Obliczenia

   1. Wyznaczanie stałej kwasowej

      1. Wartości doświadczalne

         1. Metoda pierwsza

Zn²⁺ + H₂O ⇋ ZnOH⁺ + H⁺

$$K_{Zn^{2 +}} = \frac{\left\lbrack \text{Zn}\text{OH}^{+} \right\rbrack\left\lbrack H^{+} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack}$$

[ZnOH⁺] = [H⁺]

$$K_{Zn^{2 +}} = \frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack^{2}}{\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack}$$

−logK_Zn²⁺ = −log[H⁺]² + log[Zn²⁺]

pK_Zn²⁺ = 2pH +  log[Zn²⁺]

pK_Zn²⁺ = pK_a

pK_a = 2 • 3, 42 + log(0,2) = 6, 14

1. Metoda druga

$$pH = 7 - \frac{1}{2}pK_{b} - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack$$

$$\frac{1}{2}pK_{b} = 7 - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack - pH$$

pK_b = 14 − log[Zn²⁺] − 2pH

pK_b = 14 − pK_a

14 − pK_a = 14 − log[Zn²⁺] − 2pH

pK_a = 2pH +  log[Zn²⁺]

pK_a = 2 • 3, 42 + log(0,2) = 6, 14

1. Wartości teoretyczne (literaturowe)

   1. Metoda pierwsza

Zn²⁺ + H₂O ⇋ ZnOH⁺ + H⁺

$$K_{Zn^{2 +}} = \frac{\left\lbrack \text{Zn}\text{OH}^{+} \right\rbrack\left\lbrack H^{+} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack}$$

[ZnOH⁺] = [H⁺]

$$K_{Zn^{2 +}} = \frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack^{2}}{\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack}$$

[H⁺]² = K_Zn²⁺ • [Zn²⁺]

$$\left\lbrack H^{+} \right\rbrack = \sqrt{K_{Zn^{2 +}} \bullet \left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack}$$

$$- log\left\lbrack H^{+} \right\rbrack = - \frac{1}{2}\log K_{Zn^{2 +}} - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack$$

$$pH = \frac{1}{2}pK_{Zn^{2 +}} - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack$$

pK_Zn²⁺ = pK_a

$$pH = \frac{1}{2}pK_{a} - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack$$

$$pH = \frac{1}{2} \bullet 9,60 - \frac{1}{2}\log\left( 0,2 \right) = 5,15$$

1. Metoda druga

$$pH = 7 - \frac{1}{2}pK_{b} - \frac{1}{2}\log\left\lbrack \text{Zn}^{2 +} \right\rbrack$$

$$pH = 7 - \frac{1}{2} \bullet 4,40 - \frac{1}{2}\log\left( 0,2 \right) = 5,15$$

1. Wpływ stężenia soli na pH roztworu

   1. Stała kwasowa dla NH₄Cl

NH₄⁺ + H₂O ⇋ NH₄OH + H⁺

$$K_{\text{NH}_{4}^{+}} = \frac{\left\lbrack NH_{4}\text{OH} \right\rbrack\left\lbrack H^{+} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{NH}_{4}^{+} \right\rbrack}$$

[NH₄OH] = [H⁺]

$$K_{\text{NH}_{4}^{+}} = \frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack^{2}}{\left\lbrack \text{NH}_{4}^{+} \right\rbrack}$$

−logK_NH4⁺ = −log[H⁺]² + log[NH₄⁺]

pK_NH4⁺ = 2pH +  log[NH₄⁺]

pK_NH4⁺ = pK_a

pK_a = 2pH +  log[NH₄⁺]

pK_a = 2 • 7, 58 + log(0,1) = 14, 16

1. Stała kwasowa dla Na₂CO₃

CO₃²⁻ + H₂O ⇋ HCO₃⁻ + OH⁻

$$K_{CO_{3}^{2 -}} = \frac{\left\lbrack \text{HC}O_{3}^{-} \right\rbrack\lbrack\text{OH}^{-}\rbrack}{\lbrack\text{CO}_{3}^{2 -}\rbrack}$$

[HCO₃⁻] = [OH⁻]

$$K_{CO_{3}^{2 -}} = \frac{{\lbrack\text{OH}^{-}\rbrack}^{2}}{\lbrack\text{CO}_{3}^{2 -}\rbrack}$$

−logK_CO3²⁻ = −log[OH⁻]² + log[CO₃²⁻]

pK_CO3²⁻ = 2pOH + log[CO₃²⁻]

pK_CO3²⁻ = pK_b

pK_b = 2pOH + log[CO₃²⁻]

pK_b = 14 − pK_a

pOH = 14 − pH

14 − pK_a = 2(14 − pH)  + log[CO₃²⁻]

14 − pK_a = 28 − 2pH + log[CO₃²⁻]

−pK_a = 14 − 2pH + log[CO₃²⁻]

pK_a = −14 + 2pH − log[CO₃²⁻]

pK_a = −14 + 2 • 11, 25 − log(0,2) = 9, 20

1. Wpływ dodatku kwasu lub zasady na wartość pH roztworu buforowego i nie buforowego

   1. Stężenia mocnych zasad (pH_buforu = pH_zasady)

pOH = 14 − pH_zasady

pH_zasady = pH_buforu

pOH = 14 −  pH_buforu

pOH = −log[OH⁻]

[OH⁻] = 10^{−14 + pH_buforu}

$$\left\lbrack OH^{-} \right\rbrack = 10^{- 14 + 9,56} = 3,631 \bullet 10^{- 5}\ \lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

1. Stężenia mocnych kwasów (pH_buforu = pH_kwasow)

pH = −log[H⁺]

[H⁺] = 10^−pH

$$\left\lbrack H^{+} \right\rbrack = 10^{- 6,17} = 6,761 \bullet 10^{- 7}\ \lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

1. Wpływ wzajemnego stosunku molowego składników mieszaniny buforowej na jej wartość pH

   1. Stężenie NH₄Cl

$$C_{mol(1)} = 0,1\lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

V₍₁₎ = 5 [cm³] = 0, 005 [dm³]

n = C_mol(1) • V₍₁₎ = 0, 0005 [mola]

V₂ = 25 [cm³] = 0, 025 [dm³]

$$C_{mol(2)} = 0,02\lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

1. Stężenie NH_3(aq)

$$C_{mol(1)} = 0,1\lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

V₍₁₎ = 20 [cm³] = 0, 020 [dm³]

n = C_mol(1) • V₍₁₎ = 0, 002 [mola]

V₂ = 25 [cm³] = 0, 025 [dm³]

$$C_{mol(2)} = 0,08\lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

1. Pojemność buforowa roztworu NH₄Cl * NH₃

$$\beta = \left| \frac{\text{dn}}{\text{dpH}} \right|$$

V_HCl = 17 [cm³] = 0, 017 [dm³]

$$C_{{m\text{ol}}_{\text{HCl}}} = 0,1\ \lbrack\frac{\text{mol}}{dm^{3}}\rbrack$$

n = V_HCl • C_molHCl = 0, 017 • 0, 1 = 0, 0017

dpH = 1, 00

$$\beta = \left| \frac{\text{dn}}{\text{dpH}} \right| = \left| \frac{0,0017}{1} \right| = 0,0017\ \lbrack mola\rbrack$$

1. Wnioski

   1. Sole w zależności od pochodzenia wykazują różny odczyn:

      1. sól mocnego kwasu i mocnej zasady – odczyn obojętny

      2. sól mocnego kwasu i słabej zasady – odczyn kwasowy

      3. sól słabego kwasu i mocnej zasady – odczyn zasadowy

   2. Doświadczalna stała kwasowa chlorku cynku (ZnCl₂) różni się wartością w porównaniu literaturową, spowodowane to jest nieprawidłowym oczyszczeniem elektrody pomiarowej.

   3. Spadek stężenia:

      1. dla soli pochodzących od mocnego kwasu i słabej zasady powoduje wzrost pH (spadek kwasowości)

      2. dla soli pochodzących od mocnej zasady i słabego kwasy powoduje spadek pH (spadek zasadowości)

2. Dodatek niewielkiej ilości kwasu powoduje zmianę pH roztworu nie buforowego, natomiast pH roztworu buforowego utrzymuje się na stałym poziomie.

3. Spadek stosunku zasada/sprzężony kwas (NH₃/NH₄⁺) dla buforu amonowego powoduje zmniejszanie się pH mieszaniny.