Stała i stopień dysocjacji; prawo rozcieńczeń Ostwalda

Dysocjacja elektrolityczna jest to proces rozpadu elektrolitu na jony, który ma miejsce, gdy elektrolit znajdzie się w obecności rozpuszczalnika polarnego (np. woda) lub jest w stanie stopionym.
Dysocjacja jest procesem samorzutnym i odwracalnym. Ilościowo proces ten opisuje stała dysocjacji czyli stała równowagi procesu dysocjacji elektrolitu. Wartość stałej dysocjacji zależy od rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika oraztemperatury i jest miarą mocy elektrolitu. Im wyższa wartość stałej dysocjacji tym elektrolit mocniejszy (położenie stanu równowagi po stronie formy zdysocjowanej). 

Stopień dysocjacji , oznaczany zwyczajowo α jest ułamkiem, który określa jaka część elektrolitu uległa dysocjacji. Jest to stosunek wartości stężenia tej części elektrolitu, która uległa dysocjacji do wartości stężenia początkowego.

Wartość α zawiera się w przedziale: 1 ≥ α ≥ 0

α = 1 wszystkie cząsteczki elektrolitu zdysocjowane, obecne tylko jony

α = 0 brak dysocjacji, nieelektrolit

Wartość stopnia dysocjacji zależy od rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, temperatury, stężenia początkowego. 

Stopień dysocjacji może być miernikiem mocy elektrolitu, ale w przypadku gdy ocena dotyczy elektrolitów o tej samej wartości stężenia początkowego (i w tej samej temperaturze). 

Zależność matematyczna pomiędzy wartością stałej dysocjacji i stopniem dysocjacji to prawo rozcieńczeń Ostwalda.

Prawo rozcieńczeń Ostwalda ma zastosowanie w przypadku elektrolitu słabego w roztworze niezbyt rozcieńczonym.

(Dlaczego? Proszę zauważyć: -tylko dla elektrolitu słabego stała dysocjacji ma sens matematyczny; - w roztworach bardzo rozcieńczonych stopień dysocjacji może osiągnąć wartość 1 i pojęcie stałej dysocjacji traci sens.)

Forma równania matematycznego określanego mianem prawa rozcieńczeń Ostwalda zależy od typu „budowy” cząsteczki elektrolitu. W praktyce sprowadzamy to wyrażenie do zależności opisującej dysocjację cząsteczki binarnej. 

AB  A⁺ + B^- ,

gdzie w stanie równowagi 

[AB] = 

[A⁺] =

[B^- ] =

Wtedy otrzymujemy równanie :

K_dys = 

(Dla sprawdzenia czy możemy, bez popełnienia mniejszego niż 5% błędu, stosować uproszczoną formę tego równania, to jest

K_dys =

należy sprawdzić czy spełniona jest zależność K_dys )

W przypadku dysocjacji elektrolitu (słabego!) o budowie cząsteczki np. A₃B mamy

A₃BA⁺ + A₂B^- (1)

A₂B^-A⁺ + AB^2-  (2)

AB^2-A⁺ + B^3- (3)

i w związku z tym mamy trzy stałe dysocjacji K₁,K₂,K₃. 

Dla każdego ze stadiów dysocjacji możemy zapisać wyrażenie na stałą dysocjacji za pomocą stężenia początkowego oraz stopnia dysocjacji . 

Uwaga! Wartość C_pocz dla każdego stadium dysocjacji jest inna.

(1) C_pocz

(2) C^' _pocz = [A₂B^-] =C_pocz

(3) C^''_pocz = [AB^2-] =C_pocz

Wobec tego

K₁ =

K₂ =

K₃=

W tym miejscu warto zastanowić się nad następującym zagadnieniem

proces 1: A₃BA⁺ + A₂B^- opisywany jest przez K₁

proces 2: A₂B^-A⁺ + AB^2- opisywany jest przez K₂ 

proces 3: AB^2-A⁺ + B^3- opisywany jest przez K₃ 

zgodnie z tym, że suma procesów 1+2+3 daje proces globalny

A₃B3A⁺ + B^3- (4)

możemy wyliczyć wartość stałej równowagi K_c dla procesu globalnego jako iloczyn wartości stałych równowagi K₁,K₂,K₃.

K_glob = K₁K₂K₃ 

Prawdziwe jest także równanie

K_glob = 

a więc

K_glob =

Uzyskana zależność to również prawo rozcieńczeń Ostwalda, forma matematyczna jest inna niż poprzednio, bo równanie dotyczy dysocjacji cząsteczki o innej budowie niż AB (binarna).

Pytanie brzmi: jaki konkretnie proces opisuje stopień dysocjacji wyliczony z K_glob ?

Odpowiedź: żaden. Jest to tzw. pozorny stopień dysocjacji.

Jeśli słaby elektrolit może dysocjować z odszczepieniem kilku identycznych jonów to zawsze dysocjuje wielostadiowo, w każdym stadium odszczepiając tylko jeden z nich. Kolejne stadia dysocjacji opisać można jak dysocjację cząsteczki binarnej. 

Jakie są na to dowody doświadczalne ? 

Gdyby proces dysocjacji przebiegał tak jak opisuje go równanie globalne, to:

• wśród produktów dysocjacji nie powinno być jonów, które występują w stadiach pośrednich, a nie ma ich w równaniu (4). Tymczasem , w rzeczywistości w roztworach elektrolitów, które dysocjują wielostopniowo takie jony są obecne. Np. w wodnym roztworze H₂S mamy nie tylko jony H⁺ i S^2-, ale także jony HS^-. 

• wartość stężenia jonów H⁺ w roztworze H₂S powinna być dwa razy większa niż jonów S^2-. W rzeczywistości tak nie jest (o czym niebawem przekonamy się w laboratorium).

Elektrolit słaby w mieszaninie z innymi elektrolitami

W przypadku obecności w roztworze wodnym tylko jednego rodzaju elektrolitu słabego, obliczenie stężenia poszczególnych jonów, na które cząsteczka tego elektrolitu dysocjuje jest proste, o ile znamy stężenie początkowe oraz K_dys w danej temperaturze. Obliczenia nieco się komplikują kiedy mamy mieszaninę elektrolitów słabych o wspólnym jonie, albo elektrolit słaby i mocny posiadający wspólny jon.

Elektrolit słaby + elektrolit mocny (wspólny H⁺ lub OH^-) 
W tym przypadku mamy układ:

HX H⁺ + X^- 
HA H⁺ + A^- 

gdzie HX to słaby kwas , a HA to mocny kwas. W tej sytuacji należy zauważyć, że skoro mocny kwas (zakładamy, że jego stopień dysocjacji ) występuje w układzie wyłącznie w formie jonów, to z punktu widzenia położenia równowagi dysocjacji słabego kwasu jest to zwiększenie stężenia [H⁺] czyli jednego z produktów dysocjacji HX. Oznacza to, że pozycja równowagi dla dysocjacji słabego kwasu zostanie , zgodnie z regułą przekory , przesunięta w kierunku formy niezdysocjowanej. Fizycznie jest to równoznaczne z obniżeniem wartości stopnia dysocjacji elektrolitu HX w stosunku do sytuacji kiedy znajduje się on sam w roztworze wodnym. 
Jak to obliczyć ?

Problem do rozwiązania: Mieszamy jednakowe objętości słabego kwasu HX o stężeniu 0,2 mol/dm³ ( K_HX=6,25x10^-5) i roztworu mocnego kwasu HI o stężeniu 0,1 mol/dm³. Obliczyć jak zmieni się stopień dysocjacji HX. 

1) Obliczamy stopień dysocjacji w roztworze HX przed zmieszaniem z HI.
K_HX ⁼ , 
sprawdzamy warunek K_HX/C_pocz  4x10^-4 ; 6,25x10^-5/0,2=3,125x10^-4 więc stopień dysocjacji liczymy z równania uproszczonego 

K_HX=  

stąd wartość stopnia dysocjacji w roztworze przed zmieszaniem  

2) Po zmieszaniu obydwu roztworów (jednakowe objętości) stężenie każdego z nich zmniejsza się o połowę. Mamy zatem 
C_HX=0,1[mol/dm³] i C_HI=0,05[mol/dm³]

Obecnie jony H⁺ pochodzą z dwóch źródeł: z HX; oznaczymy je [H⁺_s] oraz z HI, które oznaczymy [H⁺_HI] = C_HI (bo stopień dysocjacji elektrolitu mocnego=1) wobec tego 

K_HX = 
gdzie [X^-_s]=[H⁺_s] 

Teraz, jeśli weźmiemy pod uwagę wpływ wspólnego jonu H⁺ pochodzącego z mocnego elektrolitu na pozycję równowagi dysocjacji elektrolitu słabego czyli cofanie procesu dysocjacji, to ostatnie równanie uprości się (pomijamy wyraz [H⁺_s] w sumie w liczniku i w różnicy w mianowniku) do formy następującej: 

K_HX = [X^-] (C_HI / C_HX)= [H⁺_s] (C_HI / C_HX ) skąd bez problemu wyliczymy [H⁺ s], a następnie korzystając z zależności

[H⁺_s]=C_HX ; obliczymy stopień dysocjacji

 oczywiście dotyczy dysocjacji słabego kwasu HX w mieszaninie. Liczbowo w naszym przykładzie będzie to: 
[H⁺_s]=6,25x10^-5/(0,05/0,1)=1,25x10^-4 , a stąd 

=1,25x10^-4/0,1=1,25x10^-3 

3) Porównajmy uzyskane wartości stopnia dysocjacji:
=1,768x10^-2 
=1,250x10^-3 

Wartość stopnia dysocjacji elektrolitu słabego zmniejszyła się 14-krotnie, pomimo, że roztwór został rozcieńczony ( co sprzyja wzrostowi stopnia dysocjacji). 

Wniosek: 
W układzie elektrolit słaby - elektrolit mocny o wspólnym jonie proces dysocjacji elektrolitu słabego zostaje cofnięty. 

Reguła przydatna w obliczeniach: stężenie jonu wspólnego pochodzącego w mieszaninie od elektrolitu słabego można wyliczyć z zależności
[X]= K_dys (C_sł/C_mocn)_miesz 



Elektrolit słaby + elektrolit słaby (wspólny H⁺ lub OH^-)

Rozważmy układ dwóch słabych zasad w roztworze wodnym:
Me₁OH Me₁⁺ + OH^- 
Me₂OH Me₂⁺ + OH^- 

W tym przypadku bierzemy pod uwagę dwie stałe dysocjacji

K₁ =
K₂ =

Interesuje nas stężenie wspólnego jonu czyli [OH^-] każdego ze składników mieszaniny. Oznaczmy więc: [OH^-]₁ - stężenie jonu pochodzące od Me₁OH_, [OH^-]₂ - stężenie jonu pochodzące od Me₂OH, C₁ - stężenie Me₁OH w mieszaninie, C₂ - stężenie Me₂OH w mieszaninie. 
Wtedy

K₁ = oraz K₂ =

Otrzymany układ dwóch równań z dwiema niewiadomymi jest łatwy do rozwiązania po zastosowaniu uproszczenia C₁-x₁C₁ i C₂-x₂ C₂ , które w praktyce najczęściej jest uzasadnione ( bardzo małe wartości - x- w porównaniu do C). Jako wynik końcowy otrzymujemy

x₁ 
x₂ 

i teraz można określić wartości stężeń wszystkich jonów zmieszanych elektrolitów:
x₁[OH]₁[Me₁⁺]
x₂[OH]₂[Me₂⁺]
Stężenie jonów [OH^-]_całk= x₁+ x₂ 

Oczywistym jest, że te same zależności dotyczą układu dwóch słabych kwasów. 


Problem do rozwiązania: Zmieszano 100 cm³ roztworu HCOOH o stęż. 2,0 mol/dm³ (K_HCOOH = 1,78x10^-4) oraz 300 cm³ roztworu HCN o stęż. 0,5 mol/dm³ (K_HCN = 6,17x10^-10). 

• Oblicz stężenie jonów H⁺ w tym roztworze oraz stężenia anionów cyjankowych i mrówczanowych. 

• Porównaj stężenie jonów cyjankowych w mieszaninie i w roztworze kwasu przed zmieszaniem.

1) Obliczymy na początek stężenie jonów cyjankowych w roztworze kwasu o stęż. 0,5 mol/dm³ :

sprawdzamy warunek K_HCN/C_pocz 4x10^-4 ; liczbowo: 6,17x10^-10 /0,5 = 1,234x10^-9 więc korzystamy z zależności

K_HCN= 

wobec tego 
[H⁺]=[CN^-]=
co daje liczbowo: 
[H⁺] =[CN^-]= 

Proszę zauważyć, otrzymana wartość jest 4 rzędy wielkości mniejsza od stężenia początkowego.

2) Sprawdzimy teraz czy dla drugiego składnika mieszaniny stężenie jonów również jest dużo mniejsze od stężenia początkowego.
K_HCOOH/C_pocz 4x10^-4 ; liczbowo: 1,78x10^-4/2,0=8,90x10^-5 więc korzystamy z zależności K_HCOOH= 

wobec tego
[H⁺]=[HCOO^-]=
co daje liczbowo:
[H⁺] =[HCOO^-]= 
a więc 100 razy mniejszą wartość od stężenia początkowego kwasu HCOOH. 

3) Do obliczenia stężeń poszczególnych jonów w mieszaninie kwasów możemy zastosować uproszczenie 

K₁ = oraz K₂ =
gdzie: 
indeks 1 - dotyczy stężenia kwasu HCN i jego jonów w mieszaninie
indeks 2 - dotyczy stężenia kwasu HCOOH i jego jonów w mieszaninie

zatem 
x₁ 
x₁ 

x₁ 

co oznacza, że [H⁺]₁=[CN^-]₁= 2,453x10^-8 mol/dm³ (Proszę zauważyć, że jest to wartość mniejsza niż w roztworze HCN przed zmieszaniem.)


Podobnie obliczamy stężenia jonów pochodzących od kwasu mrówkowego:

x₂ 

x₂ 

x₂ 

co oznacza,że [H⁺]₂=[HCOO^-]₂= 9,434x10^-3 mol/dm³ (Proszę zauważyć, że jest to wartość mniejsza niż w roztworze HCOOH przed zmieszaniem.)


Sumaryczne stężenie jonów H⁺ wynosi x₁ + x₂= 9,434x10^-3 mol/dm^{3 
(Należy zauważyć, że z praktycznego punktu widzenia, stężenie jonów wodorowych w mieszaninie kwasów pochodzące od słabszego elektrolitu, czyli HCN, jest do zaniedbania.)} 

Wartość stężenia jonów CN^- w mieszaninie kwasów jest 1,765x10^-5/2,453x10^-8 = 720 razy mniejsza niż w roztworze HCN. 


Wniosek ogólny:
W układzie elektrolit słaby - elektrolit słaby o wspólnym jonie proces dysocjacji każdego elektrolitu słabego zostaje cofnięty. Bardziej skuteczne jest cofnięcie stopnia dysocjacji dla elektrolitu słabszego.

Wniosek praktyczny:
Aby usunąć z roztworu kation (anion) elektrolitu słabego należy dodać innego elektrolitu o wspólnym z tym elektrolitem anionie (kationie). Usunięcie będzie tym skuteczniejsze im większa różnica mocy elektrolitów (wartości ich stałych dysocjacji).

Zagadnienie do przemyślenia
Mieszamy roztwory dwóch elektrolitów mocnych AB i A₂C , dla których zakładamy stopień dysocjacji . Wartości stężenia początkowego obydwu elektrolitów są takie same, Y [mol/dm³]. W roztworze końcowym nie wytrącił się żaden osad, nie wydzielił sie także z roztworu gaz. Stosunek objętościowy mieszanych elektrolitów AB : A₂C = 2 : 1. 
Oblicz wartości stężeń molowych jonów A⁺, B^- i C^2- w roztworze końcowym (należy je wyrazić za pomocą Y).
Proszę spróbować rozwiązać to zadanie bez pomocy kalkulatora.

Iloczyn jonowy wody. pH w roztworach wodnych, skala pH.

Woda 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. Stądwartość 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])

Hydroliza jonów w wodnych roztworach soli

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⁺

CO₃^2 - + 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. K_HNO2 = 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 K_h. Teraz możemy zapisać

K_h =

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

K_h = , gdzie x = [OH^-]

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

Przyjrzyjmy się jeszcze raz wyrażeniu K_h =
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

K_h =

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 K_h

=K_h = , 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 K_h/C_pocz < 4x10^-4 to można przyjąć, że C_pocz - x = C_pocz )

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:

K_h ==

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 

K_h = , gdzie x = [H⁺]

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

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

K_h=

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

K_h=
skąd C_pocz = 1,378x10^-4 [mol/dm³] 

Zadanie 3. Obliczyć stopień hydrolizy i określić odczyn w roztworze azotanu(III) amonu o stężeniu 0,2 mol/dm³. K_HNO2= 4,0x10^-4[mol/dm³]; K_NH3H2O= 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 

K=

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

K_h =
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⁺]=K_kw

i [OH^-] = lub [OH^-] =K_zas 

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⁺] = K_kw = 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 K_kw > K_zas to jest odczyn kwasowy; jesli K_kw < K_zas to jest odczyn zasadowy.

Odczyn obojętny, po hydrolizie kationowo-anionowej, jest wtedy i tylko wtedy, gdy K_kw = K_zas.



Zadanie 4. Jaka powinna być wartość pH w roztworze NH₄NO₃ o stęż.0,05 mol/dm³, aby stopień hydrolizy jonu amonowego wynosił 0,5%. K_NH3H2O = 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.22^o C wartość pH < 7.

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

=1,11x10^-9 

b) korzystamy z zależności pomiędzy stałą i stopniem hydrolizy

K_h=, która przy spełnionym warunku K_h/C_soli < 4x10^-4 przyjmuje formę

K_h=

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⁺]= C_soli - C_soli 

[NH₃ • H₂O]=C_soli 

[H⁺] = X 

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

Wobec tego

K_h = 

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

Roztwory buforowe

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 C_zas i NH₄NO₃ o stężeniu C_soli.

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

K_NH3H2O=

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 
K_NH3H2O
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

K_HCOOH
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 cm³ roztworu, w którym jest bufor dodaję 10 cm³ roztworu HNO₃ o stężeniu 0,1 mol/dm³. W takim razie stężenie molowe "dodatkowych" jonów H⁺ wynosi  mol/dm³ , 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]= C_kw + x
[HCOO^-] = C_soli - 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]= C_kw - x
[HCOO^-] = C_soli + 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= pK_Kw + 1 lub pH= pK_Kw - 1 (dla buforu zawierającego słaby kwas) 
albo pOH=pK_zas + 1 lub pOH=pK_zas - 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 cm³ zawierający bufor będzie się dalej zachowywał jak roztwór buforowy po dodaniu 200 cm³ roztworu HCl o stężeniu 0,5 mol/dm³.

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 cm³ roztworu KHS o stężeniu 0,2 mol/dm³ , 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= n_soli = m_soli/M_soli stąd m_soli = x M_Na2S (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) K_kw = 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 m_soli = 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/dm³ oraz NH₄Cl w postaci ciała stałego. Należy sporządzić 300 cm³ roztworu buforowego o pH=9,25. K_NH3H2O=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 cm³, czyli "wyprodukujemy"

V_KOH x C_KOH = n_KOH = n_NH3H2O= 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 n_soli w roztworze buforowym wynosi także 0,0300 

4) Masa NH₄Cl, którą trzeba dodać do 300 cm³ KOH wynosi więc
m_NH4Cl = (0,0300 + 0,0300)x M_NH4Cl = 0,06 x 53,5 = 3,21[g]

Odpowiedź: Aby uzyskać 300 cm³ roztworu buforowego o pH=9,25 należy do 300 cm³ roztworu KOH o stężeniu 0,1 mol/dm³ dodać 3,21 g NH₄Cl.