Chemia- obliczanie pH

Zad.1 Do 130 cm³ wodnego roztworu NaOH o stężeniu 0,8 mol/dm³ dodano 60 cm³ kwasu solnego o stężeniu 2,02 mol/dm³. Oblicz pH otrzymanego roztworu.

Dane:

-Vr NaOH= 130 cm³ = 0,13 dm³

-cm NaOH= 0,8 mol/dm³

-Vr HCl= 60 cm³ = 0,06 dm³

-cm HCl= 2,02 mol/dm³

Wzory:

pH= -log [H⁺]

NaOH + HCl→ NaCl + H₂O

Rozwiązanie:

Aby obliczyć pH roztworu po dodaniu kwasu, musimy znać objętość roztworu wyjściowego i wartość stężenia jonów H⁺ pozostających w roztworze po reakcji kwasu z zasadą. W tym celu musimy najpierw ustalić ile moli kwasu przereagowało z zasadą.

nNaOH= Vr NaOH * cm NaOH= 0,13 dm³ * 0,8 mol/dm³ = 0,104 mola

nHCl= Vr HCl * cm HCl = 0,06 dm³ * 2,02 mol/dm³= 0,1212 mola

ponieważ, jak wynika z równania reakcji, nNaOH= n HCl, to HCl użyto w nadmiarze.

Z zasadą sodową o liczbie moli 0,104 przereaguje również tylko 0,104 mola kwasu solnego.

Pozostała ilość kwasu po reakcji wynosi więc: nHCl- nNaOH= 0,1212 – 0,104= 0,0172 mola.

Objętość otrzymanego roztworu: V= Vr NaOH + Vr HCl= 0,13 dm³ + 0,06 dm³= 0,19 dm³

Stężenie jonów H⁺ : [H⁺]= 0,0172 mola/ 0,19 dm³= 0,09

A zatem:

pH= -log 0,09= 1,05 (wartość w przybliżeniu)

pH otrzymanego roztowu wynosi  1,05

Zad. 2  Stwierdzono, iż 1 dm³ roztworu zawiera 4 * 10^-2 g całkowicie zdysocjowanego wodorotlenku sodu. Jaka jest wartość pH tego roztworu?

Dane:

-m NaOH= 4 * 10^-2 g

-Vr= 1 dm³

-M NaOH= 40g/mol

Wzory:

pH= -log [H⁺]        pOH= -log [OH^-]     pH + pOH= 14

NaOH→ Na⁺ + OH^-

Rozwiązanie:

Aby obliczyć pH roztworu musimy poznać stężenie zdysocjowanych jonów [OH^-]. W tym celu należy obliczyć najpierw stężenie molowe wodorotlenku. Do wzoru na cm można od razu podstawić wzór na liczbę moli NaOH:

cm NaOH=  m/ M * V=  4 * 10^-2 g/ 40g/mol * 1 dm³= 1* 10^-3 mol/dm³

ponieważ liczba moli wodorotlenku i liczba moli jonów OH^- jest taka sama, a NaOH jest mocną zasadą (α→1), to:

cm NaOH= [OH^-]= 1* 10^-3 mol/dm³ → pOH= -log 10^-3= 3 → pH= 14-3= 11

pH roztworu wynosi 11


 Zad.3 Wskaż pH wodnego roztworu amoniaku o stężeniu 0,01 mol/ dm³ , jeżeli stopień dysocjacji przy tym stężeniu wynosi 10%. 

Dane:

-cm NH_3(aq)= 0,01 mol/ dm³

-α= 10% 

Wzory:

NH₃ + H₂O↔ NH₄⁺ + OH^-

Rozwiązanie:

NH_3(aq) należy do słabych elektrolitów, które tylko częściowo dysocjują na jony- w roztworze znajdują się więc zarówno cząsteczki zdysocjowane jak i niezdysocjowane. Znając wartość stopnia dysocjacji i stężenie molowe roztworu amoniaku możemy obliczyć stężenie jonów OH^- (c zdysocjonowane). A więc:

[OH^-]= α *  cm = 10 /100 * 0,01= 0,001= 1* 10^-3

pOH= -log [10^-3]= 3 , a

pH= 14-3= 11

pH wodnego roztworu amoniaku wynosi 11


Zad.4 Związek między mocą kwasu Brönsteda i sprzężonej z tym kwasem zasady w roztworach wodnych przedstawia zależność:

Ka * Kb = Kw

,gdzie Ka oznacza stałą dysocjacji kwasu, Kb stałą dysocjacji sprzężonej zasady, a Kw iloczyn jonowy wody, którego wartość wynosi 1 * 10^–14 w temperaturze 298 K.

W poniższej tabeli podano wartości stałej dysocjacji wybranych kwasów w temperaturze 298 K.

Na podstawie powyższej informacji napisz wzory zasad sprzężonych z kwasami

wymienionymi w tabeli uporządkowane od najsłabszej do najmocniejszej.

Rozwiązanie:

Według teorii Brönsteda kwasem jest każda substancja zdolna do oddawania protonu, czyli protonodonor (dawca), a zasadą jest substancja zdolna do przyjęcia protonu, czyli protonoakceptor (biorca). Zgodnie z tymi założeniami HF z tabeli w równaniu dysocjacji jest kwasem, zaś anion F^- (który może przyjąć proton)- sprzężoną z nim zasadą.

HF + H₂O↔ H⁺ + F^-

Analogiczna sytuacja ma miejsce w przypadku reszty kwasów podanych w tabeli. Stała dysocjacji informuje o mocy danego kwasu (im wyższa, tym mocniejszy elektrolit) , dlatego uszeregowanie kwasów od najsłabszego do najmocniejszego wygląda w następujący sposób:

HClO < HNO₂ < HF < HClO₂

Jak wynika z przedstawionej w zadaniu zależności Ka * Kb = Kw (iloczyn jonowy wody nie zmienia się- ma stałą wartość), im mocniejszy kwas (o większej stałej dysocjacji), tym słabsza sprzężona z nim zasada (o mniejszej stałej dysocjacji). A zatem szereg zasad sprzężonych (od najsłabszej do najmocniejszej) będzie wyglądać odwrotnie:

ClO₂^-  < F^- < NO₂^- < ClO^-

zad.5 100 cm³ kwasu siarkowego (VI) o pH= 3 zmieszano ze 100 cm³ roztworu tego kwasu o pH= 2. Ile wynosi pH otrzymanego roztworu?

Dane:

-V₁ H₂SO₄= 100 cm³ (0,1 dm³) → pH₁=3 → [H⁺]= 10^-3 M

-V₂ H₂SO₄= 100 cm³ (0,1 dm³)  → pH₂=2 → [H⁺]= 10^-2 M

Wzory:

pH= -log [H⁺]

Rozwiązanie:

Aby obliczyć pH otrzymanego roztworu musimy znać liczbę moli H⁺ po zmieszaniu roztworów oraz objętość. Wyprowadzamy ze wzoru na cm i dodajemy do siebie liczbę moli H⁺ z roztworu 1. i 2.:

n H⁺ _{(po zmieszaniu)}= n H⁺₁ + n H⁺₂= 0,1 dm³ * 10^-3 M + 0,1 dm³ * 10^-2 M= 1,1 * 10^-3 mola

[H⁺] _{(po zmieszaniu)}= 1,1 * 10^-3 mola / (0,1 dm³ + 0,1 dm³)= 5,5 * 10^-3= 0,0055 M

a zatem:

pH= -log 0,0055= 2,26

pH otrzymanego roztworu wynosi 2,26