logo chemia maturalna

Jak przewidzieć pH roztworu w reakcji kwas + zasada?

SPIS TREŚCI

Wydawałoby się, że odczyn będzie obojętny, bo przecież mieszam coś kwasowego z czymś zasadowym, ale gdyby to było tak proste, to czy powstałby na ten temat osobny artykuł? Zaczniemy jednak od czegoś innego, a mianowicie nauczymy się jak ocenić odczyn (pH) roztworu soli.

1. Jakie jest pH roztworu soli, czyli szukamy kwasu i zasady

Ocena pH soli jest bardzo łatwa, bo wystarczy powiedzieć z jakiego kwasu i jakiego wodorotlenku powstała dana sól. Oczywiście najlepiej na przykładach, więc zaczynamy :

NaCl ⇒ pochodzi od NaOH oraz HCl

Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą, a kwas solny jest mocnym kwasem. Można zatem powiedzieć, że ich efekty się zerują, a sama sól będzie w takim razie obojętna.

NaF ⇒ pochodzi od NaOH oraz HF

Wodorotlenek sodu jest mocną zasadą, a kwas fluorowodorowy jest słabym kwasem. W takim razie przeważa moc zasady, a sam związek jest zasadowy. Uwaga − to niestety nie jest wystarczające.

Odczyn (pH roztworu) musimy potrafić uzasadnić to odpowiednim równaniem reakcji.

Typowe maturalne polecenie, więc skup się na tym!

NaF ⟶ Na+ + F (ten etap zachodzi całkowicie, bo sole są mocnymi elektrolitami[1])

F + H2O HF + OH (powstające jony OH świadczą o zasadowym charakterze)

NH4Cl ⇒ pochodzi od NH4OH[2] oraz HCl

Wodorotlenek amonu jest słaba zasadą, a kwas solny jest mocnym kwasem. W takim razie przeważa moc kwasu, a sam związek jest kwasowy. Wiemy jednak, że to nie wystarczy. Musimy potrafić uzasadnić to odpowiednim równaniem reakcji.

NH4Cl ⟶ NH4+ + Cl (ten etap zachodzi całkowicie, bo sole są mocnymi elektrolitami)

NH4+ NH3 + H+ (powstające jony H+ świadczą o kwasowym charakterze)

Co tutaj się w ogóle stało? Zaczniemy od soli NaF.

Jak ocenić pH soli?

A teraz czas na tzw. salmiak, czyli NH4Cl :

Jak ocenić pH soli?

Pozostaje jeszcze jedno pytanie − dlaczego nie piszemy reakcji z wodą dla jonów, które pochodzą od mocnych kwasów czy zasada, a więc np. dla Na+ czy Cl? Odpowiedź jest bardzo prosta – ponieważ wtedy powstałyby odpowiednio NaOH oraz HCl, które są przecież mocnymi elektrolitami i dysocjują w stu procentach. Nie możemy zatem napisać reakcji odwrotnej, bo byśmy sami sobie zaprzeczali!

Skoro są zarówno mocne i słabe kwasy jak i zasady to szybko można ustalić, że są generalnie cztery różne możliwości, z jakimi możemy się spotkać. Przeanalizujmy każdy po kolei w formie tabeli :

Przykład soliPochodzi odpH (odczyn)Reakcja potwierdzająca
odczyn (w formie jonowej)
NaClmocnej zasady (NaOH)
i mocnego kwasu (HCl)
pH  = 7
obojętny
brak
NH4Fsłabej zasady (NH4OH)
i słabego kwasu (HF)
pH  ≅ 7
obojętny [3]
patrz dodatkowy
komentarz[3]
NH4Clsłabej zasady (NH4OH)
i mocnego kwasu (HCl)
pH < 7
kwasowy
NH4Cl ⟶ NH4+ + Cl
NH4+ NH3 + H+
NaFmocnej zasady (NaOH)
i słabego kwasu (HF)
pH > 7
zasadowy
NaF ⟶ Na+ + F
F + H2O HF + OH
Cztery rodzaje soli, z którymi możemy się spotkać celem oceny ich pH

Zaczęliśmy właśnie od soli, bo przecież to one będą powstawać podczas reakcji kwasów z zasadami. Dlatego jest to kluczowe, aby przewidzieć jaki będzie odczyn soli.

2. Ważna jest ilość i jakość

To chyba nie wymaga tłumaczenia − jeśli do basenu z bardzo słabym kwasem wrzucimy kropelkę wodorotlenku (mocnej zasady), to chyba niespecjalnie będzie miało to znaczenie. Dlatego też zadania, w których trzeba ocenić pH danej mieszaniny często wiąże się z obliczaniem liczby moli kwasu i zasady, które zostały użyte w reakcji. Jeśli już to ustalimy, to musimy ocenić czy użyte ilości reagentów są stechiometryczne czy też nie.

3. pH roztworu mocny kwas + mocna zasada

Zaczniemy od klasyka :

HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O

StechiometriaOdczyn (pH)Wyjaśnienie
nHCl = nNaOHobojętny (pH = 7)Powstała obojętna sól NaCl.
Nie ma już ani kwasu, ani zasady.
nHCl > nNaOHkwasowy (pH < 7)Po reakcji pozostał kwas
(użyty w nadmiarze).
nHCl < nNaOHzasadowy (pH > 7)Po reakcji pozostał wodorotlenek
(użyty w nadmiarze).
Jakie będzie pH jeśli zmieszamy ze sobą mocny kwas i mocną zasadę?

Oczywiście musisz uważać na stechiometrię reakcji. Tutaj typowo, aby utrudnić Wam zadanie, to dostaniecie reakcję np. kwasu azotowego z wodorotlenkiem baru, aby stechiometria reakcji wynosiła 2 : 1. Tutaj zamiast robić to ogólnie, to przyjmiemy przykładowe liczby moli[4] . Spójrzmy :

2HNO3 + Ba(OH)2 ⟶ Ba(NO3)2 + 2H2O

Stechiometria Obliczenia
(liczby moli
po reakcji)*
Odczyn
(pH)
Wyjaśnienie
➤ nHNO3 = 2
➤ nBa(OH)2 = 1
➤ nHNO3 = 0
➤nBa(OH)2 = 0
obojętny
(pH = 7)
Reakcja przebiega
stechiometrycznie.
Powstała obojętna sól Ba(NO3)2
➤ nHNO3 = 2,5
➤ nBa(OH)2 = 1
➤ nHNO3 = 0,5
➤nBa(OH)2 = 0
kwasowy
(pH < 7)
Po reakcji pozostał kwas
(użyty w nadmiarze).
➤ nHNO3 = 1,5
➤ nBa(OH)2 = 1
➤ nHNO3 = 0
➤nBa(OH)2 = 0,25
zasadowy
(pH > 7)
Po reakcji pozostał wodorotlenek
(użyty w nadmiarze).
Jakie będzie pH jeśli zmieszamy ze sobą mocny kwas i mocną zasadę?

*Komentarz : są to zwykłe obliczenia stechiometryczne. Dlaczego w tabeli natomiast nie są uwzględnione azotan baru oraz woda? Ponieważ oba związki są obojętne (pH = 7), zatem ,,nie wpływają na odczyn roztworu” i wystarczy tylko ustalić czy po reakcji zostało trochę kwasu lub zasady.

W ostatnim przykładzie mogłoby się wydawać, że kwas jest w nadmiarze (bo jest go 1,5 mola, a wodorotlenku tylko 1 mol), ale w jeśli spojrzymy na równanie reakcji, to widać, że na 1 mol wodorotlenku potrzeba aż dwóch moli kwasu, więc okazuje się, że wodorotlenku jest za dużo i dlatego odczyn jest zasadowy.

4. pH roztworu mocny kwas + słaba zasada

Zmieszajmy ze sobą mocny kwas solny i słabą zasadę, czyli klasyczny amoniak :

HCl + NH3 ⟶ NH4Cl

StechiometriaOdczyn (pH)Wyjaśnienie
nHCl = nNH3kwasowy (pH < 7)Powstała kwaśna sól NH4Cl.
NH4+ NH3 + H+
nHCl > nNH3kwasowy (pH < 7)Po reakcji pozostał kwas
(użyty w nadmiarze) i
powstała kwaśna sól.
nHCl < nNH3?Odczyn może być kwasowy, obojętny
czy zasadowy, a wszystko zależy od
użytych ilości reagentów.
Powstanie roztwór buforowy[5].
Jakie będzie pH jeśli zmieszamy ze sobą mocny kwas i slabą zasadę?

5. pH roztworu słaby kwas + mocna zasada

Zareagujmy ze sobą słaby kwas fluorowodorowy z wodorotlenkiem sodu, który jest oczywiście mocną zasadą :

HF + NaOH ⟶ NaF + H2O

StechiometriaOdczyn (pH)Wyjaśnienie
nHF = nNaOHzasadowy (pH > 7)Powstała zasadowa sól NaF.
F + H2O HF + OH
nHF < nNaOHzasadowy (pH > 7)Po reakcji pozostała zasada
(użyta w nadmiarze)i
powstała zasadowa sól.
nHF > nNaOH?Odczyn może być kwasowy, obojętny
czy zasadowy, a wszystko zależy od
użytych ilości reagentów.
Powstanie roztwór buforowy[5].
Jakie będzie pH jeśli zmieszamy ze sobą slabyy kwas i mocną zasadę?

6. pH roztworu słaby kwas + słaba zasada

Zmieszajmy ze sobą słaby kwas fluorowodorowy ze słabą zasadą, czyli amoniakiem.

HF + NH3 ⟶ NH4F

Sytuacja jest generalnie dość skomplikowana i stanowi raczej przedmiot zainteresowania Olimpiady Chemicznej. Tutaj nawet jeśli zmieszalibyśmy 1 mol kwasu z 1 molem zasady to odczyn wcale nie byłby obojętny, ponieważ wszystko zależy od stałych kwasowych i zasadowych.


[1] Chyba, że oczywiście są słabo/trudnorozpuszczalne. Wtedy nie dysocjują.

[2] My oczywiście wiemy już z poprzedniego artykułu, że NH4OH jest nietrwały, analogicznie jak kwas węglowy H2CO3 i trzeba by to rozpisać na NH3 + H2O, ale amoniak to oczywiście słaba zasada.

[3] Jeśli chodzi o mieszaninę słabego kwasu ze słabą zasadą to akurat sprawa jest dosyć skomplikowana – to akurat jest zagadnienie z zakresu II/III etapu Olimpiady Chemicznej, przy czym mówimy już o konkretnym obliczaniu pH takiej soli w zależności od jej stężenia oraz stałych dysocjacji Ka oraz Kb . Tego typu zadania można dla ciekawości podpatrzeć tutaj (kliknij).

[4] W zadaniu pewnie będzie to nieco ,,utrudnione”, czyli zamiast wprost podawać liczby moli to będą podane masy (gramy) lub kombinacja stężenia i objętości. W obu przypadkach najlepiej zacząć od obliczenia liczby moli.

[5] Ustalanie pH buforów wykracza poza program matury rozszerzonej.

Share on facebook
Share on twitter
Share on whatsapp
Share on email
SPIS TREŚCI
pinezka
Dodaj komentarz

Witryna wykorzystuje Akismet, aby ograniczyć spam. Dowiedz się więcej jak przetwarzane są dane komentarzy.

Mogą Cię zainteresować:

Koszyk

0
image/svg+xml

Brak produktów w koszyku.

Continue Shopping

Ta strona używa plików cookie, aby zapewnić Ci najlepsze doświadczenia.