Chemia - Matura Czerwiec 2018, Poziom rozszerzony (Formuła 2015) - Zadanie 29.

Kategoria: pH Typ: Oblicz

Jon CH3COO występujący w wodnym roztworze octanu sodu jest niezbyt mocną zasadą Brønsteda, która reaguje z cząsteczką wody zgodnie z równaniem:

CH3COO + H2O ⇄ CH3COOH + OH

Równowagę tej reakcji opisuje stała dysocjacji zasadowej Kb, wyrażona następującym równaniem:

Kb = [CH3COOH] ⋅ [OH][CH3COO]

Iloczyn stałej dysocjacji kwasowej Ka kwasu CH3COOH i stałej dysocjacji zasadowej Kb sprzężonej z nim zasady CH3COO jest równy iloczynowi jonowemu wody: Ka · Kb = Kw.
W temperaturze 25°C iloczyn jonowy wody jest równy Kw = 1,0 ⋅ 10−14 .

Na podstawie: J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna. Podstawy teoretyczne i analiza jakościowa, Warszawa 2001 oraz pr. zb. pod red. Z. Galusa, Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej, Warszawa 2006.

Oblicz pH wodnego roztworu octanu sodu o stężeniu 0,05 mol ⋅ dm−3 w temperaturze 25°C. Przyjmij, że reakcji z wodą ulega mniej niż 5% anionów octanowych.

Rozwiązanie

Schemat punktowania
2 p. – za zastosowanie poprawnej metody (w tym poprawne zapisanie – w dowolnej postaci – wyrażenia na stałą równowagi opisanej reakcji), poprawne wykonanie obliczeń oraz podanie wyniku liczbowego jako wielkości niemianowanej.
1 p. – zastosowanie poprawnej metody, ale:
– popełnienie błędów rachunkowych prowadzących do błędnego wyniku liczbowego
lub
– podanie wyniku liczbowego z błędną jednostką.
0 p. – za zastosowanie błędnej metody obliczenia albo brak rozwiązania.

Przykładowe rozwiązanie
Ka ∙ Kb = Kw i Kw = 1,0 ∙ 10−14
Dla kwasu octowego w temperaturze 25°C Ka = 1,8 ∙ 10−5 (odczyt z tablic)

Ka ∙ Kb = Kw ⇒ Kb = KwKa   i   Kb = [CH3COOH] ⋅ [OH][CH3COO]

[CH3COOH] = [OH] = x   i   [CH3COO] = c0 − x ⇒ Kb = x2c0 − x

Ponieważ reakcji z wodą ulega mniej niż 5% anionów octanowych, można założyć, że:

c0 − x ≈ c0 ⇒ Kb = x2c0 ⇒ x = Kb ∙ c0 ⇒ x = KwKa ∙ c0

x = 1,0 ∙ 10−141,8 ∙ 10−5 ∙ 0,05 = 1,0 ∙ 10−141,8 ∙ 10−5 ∙ 5 ∙ 10−2 = 2,8 ∙ 10−11 = 28 ∙ 10−12 = 5,3 ∙ 10−6 = [OH]

Kw = [H+] ∙ [OH] = 1,0 ∙ 10−14 ⇒ [H+] = Kw[OH]

i [OH] = 5,3 ∙ 10−6 ⇒ [H+] = 1,0 ∙ 10−145,3 ∙ 10−6 = 0,19 ∙ 10−8

pH = − log[H+] = − log 0,19 ∙ 10−8 = −(− 0,721 − 8) = 8,721 ≈ 8,7

Uwaga: Należy zwrócić uwagę na zależność wartości wyniku końcowego od ewentualnych wcześniejszych zaokrągleń.