W07s-slabe kwasy i zasady, chemia, szkolka

Słabe kwasy i zasady

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Rozpatrzmy dysocjację słabego kwasu w roztworze wodnym:

CH3COOH + H2O « H3O+ + CH3COO-

Tę równowagę opisuje stała dysocjacji Ka=1.8.10‑5:

Jeśli pominąć jony H3O+ pochodzące z autodysocjacji wody (jest ich na pewno £10-7 M), to

Jeśli zaś pamiętamy, że słaby kwas jest zdysocjowany w niewielkim stopniu ([CH3COOH]=ca):

Stąd łatwo policzyć pH roztworu słabego kwasu o zna­nym stężeniu i stałej pKa:

Przykład 1: obliczyć pH 0.01 M roztworu CH3COOH (pKa=4.8).

Korzystamy ze wzoru Ostwalda:

Zatem (z definicji) pH=3.4. Zauważmy, że oba założenia Ostwalda są spełnione.

Przykład 2: obliczyć pH 0.0001 M roztworu kwasu cyja­no­wodorowego (pKa=10).

Próba powtórzenia poprzedniej procedury daje pH=7. Odczyn nie może być obojętny (jest to przecież roztwór kwasu), więc jedno z założeń Ostwalda nie stosuje się.

Dla bardzo słabych i/lub rozcieńczonych elektrolitów trze­ba uwzględniać jony H+ lub OH- pochodzące z autodysocjacji wody:

gdzie x - stężenie jonów H+ pochodzących z dysocjacji kwasu (=[CN-]), y - stężenie jonów H+ po­cho­dzą­cych z autodysocjacji wody (=[OH-]).

Odpowiednio przedstawiamy wyrażenie na iloczyn jonowy wody:

              Kw=10-14=(x+y).y

Rozwiązanie tego układu dwóch równań prowadzi do nas­tępujących wyników:

x = 0.707.10-7  ;  y = 0.707.10-7  ;  [H+] = x+y = 1.41.10-7  ;  pH = 6.85

Słabe kwasy i zasady

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Prawo Ostwalda pozwala też obliczyć pH roztworów so­li słabych elektrolitów. Pamiętajmy, że zgodnie z teorią BrÆnsteda każdy kwas ma sprzężoną z nim zasadę.

Przykład: obliczyć pH 0.01 M roztworu NH4Cl. Z tablic znajdujemy, że pKa,NH4+=9.2.

Jon amonowy jest kwasem, zaś amoniak zasadą:

     kwas « zasada + H+

Sole są silnymi elektrolitami, dysocjują całkowicie, więc [NH4+]=csoli. Ze wzoru Ostwalda zatem wynika, że

a więc pH=5.6.

Prawo Ostwalda pozwala też w łatwy sposób obliczyć stopień dysocjacji kwasu lub zasady.

Weźmy znów jako przykład kwas octowy rozpuszczony w wodzie (stała dysocjacji Ka=1.8.10‑5):

              CH3COOH + H2O « H3O+ + CH3COO-

Zdefiniujmy stopień dysocjacji kwasu a jako ułamek liczby moli, które zdysocjowały, do całkowitej ilości kwasu:

Jeśli pominąć jony H+ pochodzące z autodysocjacji wody (jest ich na pewno £10-7 M), to a@[H+]/ca. Ponadto [CH3COOH]=ca-[CH3COO-]@ca-ca.a@ca. Stąd

Słabe kwasy i zasady

Prawo rozcieńczeń Ostwalda

Przykład: obliczyć stopień dysocjacji CH3COOH w jego

a/ 0.01 M;

b/ 0.001M roztworze

                                          (pKa=4.8).

Skoro pKa=4.8, to Ka=10-4.8@1.8.10-5 .

Z prawa Ostwalda Ka=ca.a2, czyli

a/

a==

b/

a==

Zwróćmy uwagę, że moc kwasu rośnie z jego rozcień­cze­niem.

© J. Gliñski, w. 7, p. 3