Próbkę chlorku amonu o masie 0,10 g rozpuszczono w wodzie i otrzymano 100 cm3
roztworu.
W powstałym roztworze kationy amonowe w pewnym stopniu ulegają przemianie zgodnie
z poniższym równaniem.
NH+4 + H2O ⇄ NH3 + H3O+
Niewielką objętość przygotowanego roztworu umieszczono w probówce, do której dodano
kilka kropel błękitu bromotymolowego.
Oblicz pH otrzymanego roztworu. Wynik podaj w zaokrągleniu do jednego miejsca po
przecinku. Następnie wybierz zdjęcie, na którym przedstawiono wygląd zawartości
probówki po dodaniu do niej wskaźnika, i zaznacz literę A, B albo C.
Roztwory zawierające porównywalne stężenia kwasu Brønsteda i zasady z nim sprzężonej są nazywane roztworami buforowymi. Wartość pH buforu nieznacznie się zmienia podczas dodawania niewielkich ilości mocnych kwasów lub mocnych zasad. Działanie buforu pH polega na tym, że po dodaniu niewielkich ilości mocnego kwasu składnik buforu będący zasadą Brønsteda reaguje z jonami H3O+, a po dodaniu mocnej zasady kwas Brønsteda reaguje z jonami OH–. Stężenie jonów H3O+ w roztworze buforowym zmienia się zgodnie z równaniem:
[H3O+] = Ka ∙ ckcs
gdzie: ck – stężenie kwasu Brønsteda w roztworze buforowym, cs – stężenie zasady Brønsteda w roztworze buforowym.
Bufor mrówczanowy jest wodnym roztworem zawierającym kwas mrówkowy (metanowy) i sól tego kwasu i mocnej zasady.
Do 100 cm3 roztworu HCOOH o stężeniu 0,10 mol · dm–3 dodano 0,10 g stałego NaOH. Uzyskano w ten sposób bufor mrówczanowy.
Oblicz pH – w temperaturze 20 °C – otrzymanego roztworu buforowego. Przyjmij, że końcowa objętość powstałego roztworu była równa 100 cm3.
Reakcja kwasu solnego z wodorotlenkiem baru przebiega zgodnie z równaniem:
H3O+ + OH– → 2H2O
Oblicz, ile cm3 wodnego roztworu wodorotlenku baru o stężeniu molowym równym
0,020 mol ∙ dm−3 należy dodać do 25 cm3 kwasu solnego o pH = 1,5, aby otrzymany
roztwór miał pH równe 3,7. Przyjmij, że objętość powstałego roztworu jest sumą
objętości użytych roztworów.
W oddzielnych zlewkach przygotowano wodne roztwory następujących substancji:
I
II
III
IV
V
CH3COONa
HCl
KOH
NH4Cl
NaCl
Wszystkie roztwory miały stężenie molowe 0,1 mol ∙ dm−3 i były przechowywane w temperaturze 25°C.
12.1. (0–1)
Spośród wymienionych wyżej roztworów wybierz roztwór: o najniższym pH, o pH = 7 oraz o najwyższym pH. Wpisz poniżej odpowiednie numery, którymi oznaczono te roztwory w powyższej tabeli.
Roztwór o najniższym pH
Roztwór o pH = 7
Roztwór o najwyższym pH
12.2. (0–1)
Określ wartość pH roztworu wodorotlenku potasu wymienionego w tabeli powyżej.
Do 400 cm3 roztworu kwasu azotowego(V) o pH=2,5 wprowadzono 120,0 mg tlenku wapnia, który po chwili roztworzył się całkowicie. Doświadczenie wykonano w temperaturze
𝑡=25 °C.
Oblicz pH otrzymanego roztworu. Załóż, że dodatek tlenku wapnia nie zmienił objętości roztworu. Wynik zapisz w zaokrągleniu do jednego miejsca po przecinku.
Nitrobenzen i anilina (benzenoamina) są
bezbarwnymi cieczami, które na powietrzu i pod
wpływem światła przyjmują żółte zabarwienie.
Jedną z opisanych cieczy wprowadzono do zlewki
z wodą, wymieszano i pozostawiono na pewien
czas. W pierwszym etapie doświadczenia zbadano
odczyn otrzymanej mieszaniny za pomocą
uniwersalnego papierka wskaźnikowego. Efekt
tego pokazano na zdjęciu 1. W drugim etapie do
mieszaniny dodano roztwór substancji X,
co spowodowało efekt widoczny na zdjęciu 2.
W temperaturze 25 °C w 100 g wody rozpuszcza się 3,5 g aniliny. Gęstość otrzymanego
roztworu jest równa 1 g ∙ cm−3. Masa molowa tego związku jest równa 93 g ∙ mol−1.
Oblicz pH wodnego roztworu aniliny nasyconego w temperaturze 25 °C.
Aby określić pH wodnych roztworów NaNO2 i NaNO3, dwa kawałki żółtego uniwersalnego papierka wskaźnikowego zanurzono w roztworach, jak pokazano na poniższym schemacie.
5.1. (0-1)
Wyniki eksperymentu przedstawiono na poniższych fotografiach.
Określ, który uniwersalny papierek wskaźnikowy (A czy B) został zanurzony w wodnym roztworze w probówce I.
5.2. (0-1)
Napisz w formie jonowej skróconej równanie reakcji, w wyniku której odczyn jednego z badanych roztworów zmienił się na zasadowy. Zastosuj teorię kwasów i zasad Brønsteda-Lowry'ego.
W wodnych roztworach słabych kwasów jednoprotonowych zachodzi dysocjacja. Dla danej
wartości stężenia molowego roztworu i w danej temperaturze ustala się stan równowagi
między cząsteczkami i jonami obecnymi w roztworze.
Na poniższym wykresie przedstawiono zależność stopnia dysocjacji (α) dwóch kwasów
jednoprotonowych HX i HQ od stężenia molowego roztworu w temperaturze 20 °C.
Wartości stopnia dysocjacji kwasu HX dla wybranych stężeń molowych (𝑐0) zebrano w tabeli
(𝑡 = 20 °C).
𝑐0, mol ∙ dm−3
0,002
0,008
0,018
0,028
0,042
0,100
α, %
43,6
25,2
17,6
14,4
11,9
7,9
W tabeli poniżej umieszczono wartości pH czterech roztworów kwasu HX o wybranych
stężeniach molowych, a na wykresie przedstawiono logarytmiczną zależność pH roztworu
tego kwasu od jego stężenia molowego w zakresie stężeń od 0,002 mol ∙ dm−3
do 0,028 mol ∙ dm−3 (𝑡 = 20 °C).
Uzupełnij tabelę brakującymi wartościami pH (z dokładnością do jednego miejsca
po przecinku) oraz dokończ wykres zależności pH roztworu kwasu HX od jego
stężenia molowego. Następnie oblicz stężenie molowe jonów X− i stężenie molowe
niezdysocjowanych cząsteczek HX w roztworze o pH = 2,2. Odczyt z wykresu wykonaj
z dokładnością do 0,002 mol · dm−3, a wartości stężenia molowego jonów X−
i cząsteczek HX podaj z dokładnością do 0,001 mol · dm−3.
𝑐0, mol ∙ dm−3
0,002
0,008
0,018
0,028
0,042
0,100
pH
3,1
2,7
2,5
2,4
W roztworze o pH = 2,2 stężenie molowe jonów X– jest równe ,
a stężenie molowe niezdysocjowanych cząsteczek kwasu HX jest równe .
