Pufry a titrace
Přihlásit se
Pufry a titrace (2/17) · 13:19

Výpočet pH pufru U dvou různých příkladů si zkusíme vypočítat pH pufru složeného z látek o známých koncentracích.

Navazuje na Kyseliny a zásady.
Řekněme, že máme roztok kyseliny octové. Víme, jak proběhne její hydrolýza. Kyselina octová věnuje proton vodě k vytvoření H₃O⁺, tedy hydroxoniového kationtu a konjugované zásady kyseliny octové, kterou je acetát neboli octan. CH₃COO⁻. Zde máme koncentraci acetátových aniontů v roztoku. Co se stane, když přidáme octan sodný? Takže kdybychom přidali CH₃COONa, napíšu to tady. Takže CH₃COO⁻ a Na⁺. Kdybyste k roztoku přidali octan sodný, máte víc acetátových anionů. Tak zvyšujete koncetraci jednoho vašeho produktu. Zvyšujete koncentraci acetátového anionu. A podle Le Chatelierova principu, zvýšíte-li koncentraci jednoho produktu, rovnováha se posune doleva. Takže rovnováha se posune doleva, a to znamená, že některé z těchto acetátových anionů zreagují s hydroxoniovými kationty, když se vaše rovnováha posune doleva. Tento postup snižuje koncentraci hydronia, a když snížíte koncentraci hydronia, zvyšujete pH výsledného roztoku. Acetátový anion je společný ion a toto je jev společného iontu. Jsou zde dva zdroje acetátu. Rozklad octové kyseliny na ionty je jeden z nich. Druhý zdroj je přidaný acetát. Takže máme dva zdroje. Očekávali bychom, že pH bude větší než v případě samotného roztoku octové kyseliny. Pojďme si naše tvrzení ověřit výpočtem. Vypočítáme pH roztoku jednomolární octové kyseliny. Tady je disociační konstanta pro kyselinu octovou. a jednomolární roztok octanu sodného. Začneme přepsáním rovnice rozkladu kyseliny ve vodě. Máme kyselinou octovou s vodou a budeme mít v rovnováze produkty H₃O⁺ a CH₃COO⁻. Nyní na chvíli předstírejme, že máme jen jednu octovou kyselinu. Tyto příklady jsme již řešili. Začali jsme s původní koncentrací, tady máme jednomolární roztok kyseliny octové. A řekli jsme si, kolik koncentrace ztratíme z kyseliny, tolik získáme pro acetát a hydroxoniový ion. Takže zde získáme koncentraci acetátového anionu. Ale musíme něco přidat, že ano? Protože také řešíme molární koncentraci octanu sodného. Máme další zdroj octanových aniontů. Máme jednu molární. Napišme si koncentraci. Octanové ionty pocházejí ze dvou zdrojů. Opakuji, jedním je ionizace kyseliny octové. Druhým zdrojem je přidaný octan sodný, který vytváří roztok. Rád si to představuji takhle. Naše původní koncentrace budou jeden mol na decimetr krychlový kyseliny octové jeden mol na decimetr krychlový octanových aniontů, a téměř nulové množství hydronia. Takže v rovnovážném stavu bychom mohli napsat toto. V rovnovážném stavu bychom měli 1 minus x pro koncentraci kyseliny octové x pro koncentraci hydronia a 1 plus x pro koncentraci octanu. Znovu, máme dva zdroje koncentrace octanu. Můžeme si napsat vyjádřen pomocí disociační konstanty. V rovnovážném stavu s užitím Kₐ pro kyselinu octovou, která tady věnuje proton vodě. Kₐ se rovná koncentraci produktů lomeno koncentrace reaktantů. Takže koncentrace H₃O⁺ krát koncentrace octanu, takže krát koncentrace octanu, to celé lomeno koncentrace reaktantů, vodu zanedbáme. Zbyde jen koncentrace kyseliny octové. V rovnovážném stavu je koncentrace hydronia x. Tady napíšeme x. Koncentrace octanu v rovnovážném stavu bude x plus 1. Tak si to napíšeme. Máme 1,00 plus x. a to celé lomeno koncentrací kyseliny octové, což bude 1 minus x. Sem napíšeme 1 minus x. Tady si uděláme trochu víc místa. Teď budeme mluvit o tomhle. Budeme znovu předpokládat, jako v předchozím případě, že koncentrace x je mnohem menší než 1. A pokud je to opravdu velmi malé číslo, 1 plus x se v podstatě rovná 1 A 1 minus x se v podstatě také rovná 1. Pokud je tato koncentrace velmi malá, nemusíme se těmito čísly zabývat. Můžeme je zaokrouhlit a říct, 1 plus x je rovno 1. Tohle teď přepíšu sem. Tohle bude x krát, tady bude 1 plus x je zaokrouhleně 1. To je naše zaokrouhlení. Tady, 1 minus x, je-li x je velmi malé, se zaokrouhleně rovná 1. To všechno se rovná hodnotě Kₐ, která je pro kyselinu octovou rovna 1,8 krát 10 na minus pátou. Jedničky se nám tady vzájemně vyruší. Takže koncentrace hydronia, která je x, pamatujte, x představuje koncentraci iontů hydronia, je 1,8 krát 10 na minus pátou. Abychom spočítali pH, musíme vzít záporný logaritmus tohoto čísla. Záporný logaritmus 1,8 krát 10 na minus pátou. Teď si to spočítáme na kalkulačce. Záporný logaritmus 1,8 krát 10 na minus pátou se rovná 4,74. Takže pH se rovná 4,74. Teď se vrátíme k videu o rovnovážném stavu slabých kyselin, spočítali jsme pH pro roztok o molární koncentraci 1,00 a pouze pro kyselinu octovou a její pH vyšlo 2,38. Neměli jsme totiž v roztoku žádné další octanové ionty. Máme zde dvě hodnoty pH. Jedno pH je vyšší, u kyseliny octové, která má dva zdroje octanových iontů, z ionizace kyseliny octové a z přidaného octanu sodného. Ukážeme si další běžný iontový příklad. Potřebujeme spočítat pH roztoku s 0,15 molárním roztokem amoniaku a 0,35 molárním roztokem dusičnanu amonného. Dusičnan amonný je roztok amonných a dusičných iontů. Začneme amoniakem. Napíšeme si, co se stane, když amoniak reaguje s vodou. Amoniak je slabá zásada, vezme si jeden proton z molekuly vody. Takže když NH₃ přibere jeden proton H⁺ vznikne NH₄⁺. Zároveň vodě odebereme jeden proton, z vody odebereme H⁺ vznikne OH⁻, tedy hydroxidový anion. Takže ještě jednou, začneme s počáteční koncentrací. Budeme předstírat, že je to příklad, jaké známe z předchozích videí. Máme-li molární koncentraci amoniaku 0,15 sem napíšeme 0,15. Zamyslíme se nad změnami. Koncentrace amoniaku, kterou ztratíme, je koncentrace o kterou se zvýší koncentrace amonných iontů, protože NH₃ se změní na NH₄⁺. A proto se o stejnou hodnotu zvýší i koncentrace hydroxidu. Jedním ze zdrojů amonných iontů bude protonace NH₃. Takže to je jeden zdroj. Ale máme i další zdroj protože máme hydroxid amonný o molární koncentraci 0,35. To je další zdroj amonných iontů Máme koncentraci 0,35 molů sem napíšeme 0,35 molů jako počáteční koncentraci NH₄⁺. A taky máme 0, jakožto počáteční koncentraci hydroxidu. Když se tady reakce dostane do rovnováhy, pro amoniak budeme mít 0,15 minus x. Máme dva zdroje NH₄⁺ Takže toto je společný ion. Máme 0,35 plus x. A pro hydroxid máme jenom x. Protože se amoniak chová jako slabá zásada, napíšeme si rovnovážnou rovnici. a napíšeme si disociační konstantu. Ta pro NH₃ je 1,8 krát 10 na minus pátou. To se rovná koncentraci produktů lomeno koncentraci reaktantů máme koncentraci NH₄⁺ krát koncentraci OH⁻ lomeno koncentrace reaktantů. Vodu zanedbáme. Tady máme NH₃, tedy koncentraci amoniaku dosadíme si hodnoty. Pro koncentraci amonného kationtu máme 0,35 plus x. napíšeme 0,35 plus x. A pro koncentraci hydroxidu máme x. A to celé lomeno koncentrace amoniaku v rovnovážném stavu. Pro NH₃ v rovnovážném stavu dosadíme 0,15 minus x. Sem napíšeme 0,15 minus x. Můžeme dosadit hodnotu Kb 1, 8 krát 10 na minus pátou a to se rovná... ...zase budeme předpokládat, že pokud je x opravdu malé číslo, nebudeme si s ním lámat hlavu. Když ho přičteme k 0,35, bude se výsledek rovnat 0,35. Takže x plus 0,35 se rovná 0,35. Tohle bude ještě krát x. Uvědomte si, že tohle x je tohle x. a znovu 0,15 minus x, jestliže x je velmi malé číslo se po zaokrouhlení rovná 0,15. Takže dostaneme tohle. Potřebujeme spočítat x. Použijeme kalkulačku. 1,8 krát 10 na minus pátou krát 0,15 a to vydělíme 0,35. Výsledek nám udává hodnotu x. Vyjde nám, že x se rovná 7,7 krát 10 na minus šestou. x odpovídá koncentraci hydroxidových iontů v roztoku. to je tedy koncentrace hydroxidových iontů v roztoku. Je to tedy koncentrace hydroxidu 7,7 krát deset na minus šestou molů na decimetr krychlový je koncentrace hydroxidu. Chtěli jsme vypočítat pH. Známe koncentraci hydroxidových katontů, můžeme spočítat pOH jako záporný logaritmus koncentrace OH⁻. Záporný logaritmus koncentrace hydroxidových iontů nám dá hodnotu pOH. Pojďme na to. Záporný logaritmus ze 7,7 krát 10 na minus šestou. pOH vychází po zaokrouhlení 5,11. pOH je 5,11. Uděláme si tady trochu místa. Takže pOH je 5,11. Tak to jsme doma, protože pOH plus pH se rovná 14. Takže dosadíme pOH a spočítáme pH. pH se rovná 14 minus 5,11 to se rovná 8,89. Spočítali jsme konečné pH roztoku.
video