Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση

► Η αντίδραση εξουδετέρωσης που τώρα είναι μεταξύ του ΟΗ- (προέρχεται από την ισχυρή βάση ΜΟΗ που προστίθεται) και του ασθενούς οξέος ΗΑ και δίνεται παρακάτω. Εάν υποθέσουμε ότι k mol/ℓ ΟΗ-

προστίθενται στο ρυθμιστικό διάλυμα (όπου k γνωστή ποσότητα) τότε οι συγκεντρώσεις των ουσιών μετά την αντίδραση εξουδετέρωσης είναι:

HA + OH- ⎯ H2O→ Η2Ο + A- (3)

Aρχικά C1 M k M --- C2 M Μεταβολή -k M -k M --- +k M Τελικά (C1-k) M 0 M --- (C2+k) M

Μπορ με το ούμε να θεωρήσουμε ότι όλη η βάση που προστίθεται αντιδρά (αντιδρά στοιχειομετρικά) ασθενέ το ς οξύ ΗΑ. Μετά την αντίδραση η συγκέντρωση της προστιθέμενης βάσης είναι μηδέν (όλοπροστιθέμενο ΟΗ- αντιδρά). Οι συγκεντρώσεις του ΗΑ και του Α- μετά την αντίδραση εξουδετέρωσης έχουν μεταβληθεί και έχουν γίνει:

[HA] = (C1 - k) M, [A-] = (C2 + k) M. Η άσκηση λύνεται ακολουθώντας κατά τα άλλα την Μέθοδο Α παραπάνω. Δες Άσκηση – Παράδειγμα: #2-33

Άσκηση – Παράδειγμα #2-33

α) Nα υπολογισθεί το pH ρυθμιστικού διαλύματος που περιέχει CH3COONa 0,25 Μ και 0,35 Μ CH3COOH. Δίνεται ka = 1,8 . 10-5 και log(1,8) = 0,26 β) Να υπολογισθεί το pH του διαλύματος που σχηματίζεται όταν σε 500 ml του ρυθμιστικού διαλύματος στην ερώτηση (α) προστεθούν 0,05 mol HCl. Ποια η μεταβολή στο pH του ρυθμιστικού διαλύματος; Υπολογίστε την μεταβολή στο pH που συμβαίνει όταν σε 500 ml απεσταγμένου νερού προστεθούν 0,05 mol ΗCl. Δίνεται log(5,4) = 0,73 γ) Να υπολογισθεί το pH του διαλύματος που σχηματίζεται όταν σε 500 ml του ρυθμιστικού διαλύματος στην ερώτηση (α) προστεθούν 0,025 mol NaOH. Ποια η μεταβολή στο pH του ρυθμιστικού διαλύματος; Λύση:

BHMA

299

ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑ ΣΗΜΕΙΩΣΗ

I

ΔΕΔΟΜΕΝΑ

α) [CH3COOH] = 0,35 M [CH3COOΝa ] = 0,25 Μ

ka = 1,8 . 10-5 , log(1,8) = 0,26 β) V = 500 ml, nΔ HCl = 0,05 mol γ) VΔ = l 500 ml, nΝaOH = 0,025 mo

ΖΗΤΟΥΜΕΝΑ α) pH = ; β) pH = ; , ΔpH = ; , (ΔpH)απεστ = ; γ) pH = ; , ΔpH = ;

Γράφουμε τα δεδομένα και τα ζητούμενα της άσκησης.

II α) ρη nderson-Hasselbach για τον υπολογισμό Μπορούμε να χ σιμοποιήσουμε την εξίσωση των Heτου στι προϋποθέσεις ka = 1,8 . 10-5 < 10-2 και οι pH του ρυθμι κού διαλύματος αφού ισχύουν οι συγκεντρώσεις [CH3C OΝa ] = 0,25 Μ > 0,01 OOH] = 0,35 M > 0,01 και [CH3CO

KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

Οι σχέσεις που συνδέ τα ζητούμενα είναι: ουν τα δεδομένα με pΗ = pka + log [συζυγής βάση] /[οξύ] (1) pka = -logka = -log(1,8 . 10-5 ) = 4,74 (2) β) Οι σχέσεις που συνδέουν τα δεδομένα με τα ζητούμενα είναι:

pH = -log[H+] (1′)

H μεταβολή στο pH του διαλύματος θα είναι: ΔpΗ = (pΗ)αρχ – (pΗ)ισορρ (2′) Η αρχική συγκέντρωση του HCl στο διάλυμα είναι: nHCl = 0,05 mol . (1000 ml / 500 ml) = 0,1 mol λύματος. Επομένως: ανά λίτρο δια

[HCl] = 0,1 M (3′) Το HCl που προστίθεται αντιδρά στοιχειομετρικά με το CH3COO- (που κυρίως προέρχεται από τον πλήρη ιοντισμό του άλατος CH3COOΝa) που ενεργεί σαν βάση σύμφωνα με την αντίδραση (4′). Οι συγκεντρώσεις των ουσιών μετά την αντίδραση εξουδετέρωσης είναι:

HCl + CH3COO 2 3COOH + NaCl (4′) Νa ⎯ H O→ CH

Αρχικά 0,1 Μ 0,25 Μ 0,35 M 0 Μεταβολή -0,1 M -0,1 M +0,1 M +0,1 M Τελικά

300

(στην xημική

ισορροπία)

0 0,15 M 0,45 M 0,1 M

Oι στο είναι: ασθ ) και COOΝa το οποίο κ σίεςύριες ου διάλυμα το CH3COOH ( ενές οξύ το CH3

ιοντίζ ρως σε Na δεν αντιδρά με ) και σε CH (συμπεριφέρεται σαν βάση στην ε ήται πλ + ( το νερό 3COO-

αντίδ με το νερό, συζυγής βάση του οξέος CH3COOH). Επίσης υπάρχει το H2O (ασθενές ρασή τουοξύ νέστερο οξύ από το CH3COOH οπότε ο ιοντισμός του δεν επηρεάζει σημαντικά το , πολύ ασθεpH ατος) και το NaCl που δίνει ιόντα Na+ και Cl- τα οποία δεν αντιδρούν με το νερό και του διαλύμδεν επηρεάζουν το pH του διαλύματος. Η αντίδραση χημικής ισορροπίας για τον ιοντισμό του CH3COOH στο νερό δίνεται από την αντίδραση (5′) με βάση την οποία θα υπολογισθεί το pH του διαλύματος. Έστω x mol/ℓ του CH3COOH ιοντίζονται. Οι αρχικές συγκεντρώσεις και οι συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία δίνονται στον παρακάτω πίνακα:

CH3COOH + H2O CH3COO- + Η3Ο+ (5′)

Αρχικά

0,45 Μ

--- 0,15 Μ

(Προέρχεται από 0

τον ιοντισμό του CH3COOΝa)

Μεταβολή

-x M

---

+x M (Προέ πό ρχεται α τον ιοντισμό του +x M CH3COOH (αντίδραση (5′))

Τελ ά ικ

(σ την xημικήισορροπία)

(0,45 – x) M

(0,15+x) M

x M ---

Για την σταθερά ιοντισμού ka του CH3COOH ισχύει η σχέση: ka = kC H = [CH3COO ] . [Η3Ο+] / [C COOH] = 1,8 . 10-5 (6′) Η3COO - H3

γ)

Eνότητα 2.1.4 : Οξέα και Βάσεις: Επίδραση κοινού ιόντος – Ρυθμιστικά διαλύματα - Ογκομέτρηση

Η αρχική συγκέντρωση του NaOH στο διάλυμα είναι: nNaOH = 0,025 mol . (1000 ml / 500 ml) = 0,05 mol ανά λίτρο διαλύματος. Επομένως [NaOH] = 0,05 M (1′′) Το NaOH που προστίθεται αντιδρά στοιχειομετρικά με το CH3COOH που ενεργεί σαν ασθενές οξύ σύμφωνα με την αντίδραση (2′′). Οι συγκεντρώσεις των ουσιών μετά την αντίδραση εξουδετέρωσης είναι: CH3COOΗ + NaOH ⎯ H2

O→ CH3COONa + H2O (2′′)

301

Αρχικά 0,35 Μ 0,05 Μ 0,25 M --- Μεταβολή -0,05 M -0,05 M +0,05 M --- Τελικά (

0,30 M 0 M 0,30 M --- στην

xημική ισορροπία)

Oι ίες μα μετ ουδετέρωσ CH3C (ασθενές οξύ) το κύριες ουσ στο διάλυ ά την εξ η είναι το OOΗCH3COONa (ιοντίζε 3COO- (ε σαν βάση) (δεν αντι και το Η2Ο (πολύ ται σε CH νεργεί και Na+ δρά) ασθεν οξύ από το CH3COOΗ). έστερο Η ισορροπίας για τον ιοντισμό του CH3COOH στο νερό δίνεται από την αντίδραση χημικήςαντίδραση (3′′) με βάση την οποία θα υπολογισθεί το pH του διαλύματος. Έστω x mol/ℓ του CH3COOH ιοντίζονται. Οι αρχικές συγκεντρώσεις και οι συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία δίνονται στον παρακάτω πίνακα:

CH3COO- + Η3Ο+ (3′′) CH3COOH + H2O Αρχικά 0,30 Μ --- 0,30 Μ

Προέρχεται από τον ιοντισμό του

0

CH3COOΝa Μεταβολή -x M --- +x M +x M

Προέρχεται από τον ι υ οντισμό τοCH3COOH (αντίδραση (5′)).

Τελικά (σ την xημικήισορροπία)

(0,30 – x) M --- (0,30+x) M x M

Για την σταθερά ιοντισμού ka του CH3COOH ισχύει η σχέση: ka = kCΗ3COOH = [CH3COO-] . [Η3Ο+] / [CH3COOH] = 1,8 . 10-5 (4′′)

α) ς στην σχέση (1) τις συγκεντρώσεις των CH3COOH και CH3COOΝa (με την ΑντικαθιστώνταIII παρα μεταβάλλονται σημαντικά στην χημική ισορροπία) και την τιμή του pka από την δοχή ότι δεν(2) : pΗ = pka + log [συζυγής βάση] /[οξύ] = 4,74 + log (0,25) /(0,35) ≈ 4,6 (3) β) Αντικαθιστώντας στην (6′) τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα έχουμε: ka = kCΗ3COOH = (0,15+x) . x /(0,45-x) = 1,8 . 10-5 ⇒ 0,15 . x /0,45 = 1,8 . 10-5 ⇒ x = 5,4 . 10-5 Μ (7′) γ) Αντικαθιστώντας στην (4′′) τις συγκεντρώσεις στην χημική ισορροπία από τον πίνακα έχουμε: ka = kCΗ3COOH = (0,30+x) . x /(0,30-x) = 1,8 . 10-5 ⇒ 0,30 . x /0,30 = 1,8 . 10-5 ⇒ x = [H+] = 1,8 . 10-5 Μ (5′′)

a) IV Eπομένως το pH του ρυθμιστικού διαλύματος είναι pΗ ≈ 4,6 β) Eπομένως από την (1′) και την (7′) ⇒ pH = -log[H+] = -log(5,4 . 10-5) =

KΕΦΑΛΑΙΟ 2: ΟΞΕΑ – ΒΑΣΕΙΣ ΚΑΙ ΙΟΝΤΙΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ

302

4,27. Η μεταβολή του pH υπολογίζεται από την (2′) με την αντικατάσταση των τιμών του pH πριν την προσθήκη του HCl και μετά την προσθήκη: ΔpΗ = (pΗ)ισορρ – (pΗ)αρχ = 4,27 – 4,60 = -0,33 H μεταβολή του pH ((ΔpH)απεστ) όταν σε 500 ml απεσταγμένου νερού προστεθούν 0,05 mol HCl υπολογίζεται ως εξής: Η [H+] στην περίπτωση αυτή θα είναι: [H+] = 0,05 mol . (1000 ml / 500 ml) = 0,1 M ⇒ pH = -log[H+] = -log[0,1] =1. Eπομένως στην περίπτωση αυτή η ((ΔpH)απεστ = (pΗ)τελικό – (pΗ)αρχ = 1 – 7 = -6 γ) Από την (1′) και την (5′′) ⇒ pH = -log[H+] = -log(1,8 . 10-5 ) = 4,74

ΔpΗ = (pΗ)ισορρ – (pΗ)αρχ = 4,74 – 4,6 = +0,14

Όμοιες ασκήσεις: 198, 199, 201 Τα βασικά της ενότητας 2.1.4 που παρουσιάσθηκε έως τώρα και αφορά τα ρυθμιστικά διαλύματα και ον υπολογισμό του pH τους δίνονται σε μορφή διαγράμματος ροής στην σελίδα 280.

σημεία

τ Μέτρηση του pH ενός διαλύματος - Δείκτες Οξέων/Bάσεων (πρωτολυτικοί δείκτες) - Πεχάμετρο Μέχρι τώρα έχουμε εξηγήσει με αρκετή λεπτομέρεια τα παρακάτω:

Πώς υπολογίζεται το pH ενός διαλύματος

ενός διαλύματος (χρήση ρυθμιστικού

Εκείνο ς πώς μπορεί να μετρηθεί πειραματικά το pH ενός ιαλύματ . Υπ

ί ουσίες είναι ι Οι δείκτες οξέων- οργανικά οξέα ή ασθενείς οργανικές βάσεις και έχουν την ιδιότητα να εμ αν ώμα ανάλογα με το pH του διαλύματος μέσα στο οποίο βρίσκονται.

ώς προετοιμάζονται οι δείκτες στο εργαστήριο;

Τι λέμε pH ενός διαλύματος (τον ορισμό του)

Πώς μπορεί να «κρατηθεί» σχετικά σταθερό το pH

διαλύματος)

όμω το οποίο δεν έχει συζητηθεί ακόμη είναιος άρχουν δύο βασικοί τρόποι: δ

• Χρήση δεικτών οξέων-βάσεων • Χρήση πεχαμέτρου

T ο δείκτες;

βάσεων είναι συνήθως ασθενή φ ίζουν διαφορετικό χρ

Π Συνήθως είναι στερεές ουσίες οι οποίες διαλύονται σε κατάλληλο διαλύτη (π.χ. αιθανόλη) και μερικές σταγόνες του διαλύματος που προκύπτει προστίθεται στο διάλυμα του οποίου θέλουμε κατά προσέγγιση να ροσδιορίσουμε το pH. 89π

89 Δείκτες υπάρχουν όμως σήμερα και σε μορφή χαρτιού (γνωστό ως πεχαμετρικό χαρτί). Το χαρτί εμποτίζεται κατάλληλα με ένα ή περισσότερους δείκτες επιτρέποντας έτσι να προσδιορίζεται το pH σε μεγάλο εύρος. Οταν