Chem do MaturyDziałyMapy myśli

Dysocjacja, pH i teoria Brønsteda – zadania maturalne z chemii

9
zadań
18
poleceń
9
poleceń otwartych z oceną
1
lekcji interaktywnych

Teoria Brønsteda-Lowry’ego i równowagi kwasowo-zasadowe

Równowaga 2NO₂ ⇌ N₂O₄ w dwóch temperaturach — 2NO₂ ⇌ N₂O₄
Równowaga 2NO₂ ⇌ N₂O₄ w dwóch temperaturach — 2NO₂ ⇌ N₂O₄

### Wstęp do Teorii Brønsteda Zgodnie z uogólnioną teorią kwasów i zasad sformułowaną przez J. Brønsteda i T. Lowry'ego, zachowanie kwasowo-zasadowe substancji rozpatruje się z perspektywy wymiany protonów (kationów H⁺). Kwasy są donorami (dostarczycielami) protonów, natomiast zasady są ich akceptorami (biorcami). W reakcjach zawsze tworzą się **sprzężone pary kwas-zasada**, które różnią się między sobą o dokładnie jeden proton. Na przykład dysocjacja kwasu octowego (CH₃COOH) w wodzie ma postać: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ W tej reakcji CH₃COOH i CH₃COO⁻ stanowią pierwszą sprzężoną parę, natomiast H₂O (zasada) i H₃O⁺ (kwas) stanowią drugą parę. ### Obliczenia pH i siła elektrolitów Miara kwasowości roztworu to pH, zdefiniowane wzorem: pH = -log[H₃O⁺] W przypadku **mocnych elektrolitów** (np. HCl, HNO₃, NaOH) zakładamy całkowitą dysocjację (α = 100%). Stężenie jonów wylicza się bezpośrednio ze stężenia analitycznego kwasu. W przypadku **słabych elektrolitów** należy uwzględnić stałą dysocjacji (Ka lub Kb) i **prawo rozcieńczeń Ostwalda**: Ka = (α² · C)/(1 - α) Jeżeli stopień dysocjacji α ≤ 5% lub stosunek C/Ka ≥ 400, ze wzoru można pominąć (1 - α) i wykorzystać **postać uproszczoną**: Ka = α² · C co można przekształcić do: [H⁺] = √(Ka · C) ### Przykład obliczeniowy **Zadanie:** Oblicz pH roztworu kwasu chlorowego(I) (HClO) o stężeniu 0,20 mol·dm⁻³. Stała dysocjacji Ka = 2,9 · 10⁻⁸. **Rozwiązanie:** 1. Sprawdzamy założenia: C/Ka = 0,20/(2,9 · 10⁻⁸) > 400. Używamy wzoru uproszczonego. 2. Obliczamy stężenie H⁺: [H⁺] = √(Ka · C) = √(2,9 · 10⁻⁸ · 0,2) = √(5,8 · 10⁻⁹) ≈ 7,6 · 10⁻⁵ mol·dm⁻³. 3. Obliczamy pH: pH = -log(7,6 · 10⁻⁵) = 5 - log(7,6) ≈ 5 - 0,88 = 4,12. ### Iloczyn jonowy wody Woda samoistnie ulega autodysocjacji (H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻). Iloczyn stężeń jonów określa Kw. W temperaturze 25°C Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴. Proces ten jest endotermiczny, co oznacza, że przy wyższych temperaturach stężenie jonów H₃O⁺ jest wyższe (i pH czystej wody staje się niższe niż 7), jednak woda zawsze pozostaje roztworem **obojętnym**.

Zapamiętaj

  • Kwasy Brønsteda oddają proton, a zasady przyjmują proton.
  • pH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów H₃O⁺.
  • Dla słabych kwasów pH liczymy przy wykorzystaniu stałej Ka i (jeśli można) uproszczonego prawa rozcieńczeń Ostwalda.
  • Czysta woda (oraz każdy roztwór obojętny) charakteryzuje się zawsze tym samym warunkiem: [H₃O⁺] = [OH⁻].

Typowe błędy

  • Korzystanie z uproszczonego wzoru Ostwalda bez sprawdzenia warunków C/Ka ≥ 400 lub α ≤ 5%. Gdy α jest duże, należy rozwiązać równanie kwadratowe.
  • Utożsamianie każdego roztworu o pH < 7 z odczynem kwasowym niezależnie od temperatury (w wyższych temperaturach pH obojętne przesuwa się w stronę wartości mniejszych niż 7).

Wymagania podstawy programowej

  • VII.2.1 Stosuje teorię Brønsteda; wskazuje sprzężone pary kwas–zasada.
  • VII.2.2 Oblicza pH roztworów mocnych kwasów i zasad oraz stopień dysocjacji i stałą dysocjacji słabych elektrolitów.

Przykładowe zadania

Zadanie 1

Jon wodorowęglanowy (HCO₃⁻) wykazuje charakter amfoteryczny w ujęciu teorii Brønsteda-Lowry’ego. Oznacza to, że w zależności od środowiska może oddawać proton (pełnić rolę kwasu) lub przyjmować proton (pełnić rolę zasady).

  1. 1.1 Napisz w formie jonowej skróconej równania dwóch reakcji ilustrujących zachowanie jonu wodorowęglanowego w wodzie: (1) jako kwasu Brønsteda oraz (2) jako zasady Brønsteda. W każdym równaniu wskaż obie sprzężone pary kwas-zasada. (2 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: 1. Rola kwasu: HCO₃⁻ + H₂O ⇌ CO₃²⁻ + H₃O⁺ Pary sprzężone: kwas 1 (HCO₃⁻) / zasada 1 (CO₃²⁻) oraz kwas 2 (H₃O⁺) / zasada 2 (H₂O) 2. Rola zasady: HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ Pary sprzężone: zasada 1 (HCO₃⁻) / kwas 1 (H₂CO₃) oraz zasada 2 (H₂O) / kwas 2 (OH⁻)

    Jon HCO₃⁻ reagując jako kwas oddaje proton wodzie (powstaje CO₃²⁻ i H₃O⁺). Reagując jako zasada, pobiera proton od wody (powstaje H₂CO₃ i OH⁻).

  2. 1.2 Oceń prawdziwość poniższych stwierdzeń dotyczących teorii Brønsteda. (1 pkt)

    • 1. Woda w reakcji z jonem wodorowęglanowym zachowującym się jak kwas, pełni rolę zasady Brønsteda. (P/F)
    • 2. Sprzężoną zasadą dla jonu HCO₃⁻ jest kwas węglowy (H₂CO₃). (P/F)
    • 3. Zasady Brønsteda to drobiny, które w roztworach wodnych są wyłącznie donorami par elektronowych. (P/F)
    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: 1 – P, 2 – F, 3 – F

    Zgodnie z teorią Brønsteda, kwasy są donorami protonów, a zasady ich akceptorami. Sprzężona zasada to drobiny pozostałe po oddaniu protonu przez kwas.

Zadanie 2

Stężenie kwasu octowego (CH₃COOH) w przygotowanym roztworze wynosi 0,10 mol·dm⁻³. Stała dysocjacji kwasu octowego w temperaturze 25°C jest równa K_a = 1,8·10⁻⁵.

  1. 2.1 Oblicz stopień dysocjacji (α) w procentach oraz pH tego roztworu. Wynik pH podaj z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku. (2 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: Sprawdzenie założenia: c/K = 0,1 / 1,8·10⁻⁵ ≈ 5555 > 400. Można zastosować wzór uproszczony. [H⁺] = √(K_a · c) = √(1,8·10⁻⁵ · 0,1) = √(1,8·10⁻⁶) = 1,34·10⁻³ mol·dm⁻³ pH = -log(1,34·10⁻³) = 3 - log(1,34) ≈ 3 - 0,13 = 2,87 α = [H⁺]/c = 1,34·10⁻³ / 0,1 = 0,0134 = 1,34%

    Ponieważ c/K > 400, można zastosować uproszczony wzór Ostwalda. [H⁺] = √(K_a·c), co pozwala łatwo obliczyć pH i stopień dysocjacji.

  2. 2.2 Wraz z rozcieńczaniem roztworu kwasu octowego, wartość jego stopnia dysocjacji (α) ___. (1 pkt)

    Pokaż odpowiedź

    Odpowiedź: zwiększa się

    Zgodnie z prawem rozcieńczeń Ostwalda, stopień dysocjacji słabego elektrolitu rośnie w miarę zmniejszania stężenia (rozcieńczania).

Ćwicz ten dział z oceną – PremiumZałóż darmowe konto

Inne tematy z tego działu