Równowagi kwasowo-zasadowe i pH roztworów wodnych soli

Teoria Arrheniusa

Kwas: Substancja, która w wodzie dysocjuje, uwalniając jony H+,

Zasada: Substancja, która w wodzie dysocjuje, uwalniając jony OH-.

Teoria Brönsteda:

Kwas: Substancja zdolna do oddania protonu (H+).

Zasada: Substancja zdolna do przyjęcia protonu (H+).

Teoria Lewisa

Kwas: Akceptor pary elektronowej.

Zasada: Donor pary elektronowej.

Para sprzężona

Dwa związki różniące się o jeden proton, np. HCl/Cl-.

Amfoteryczność

Substancja, która może pełnić rolę kwasu i zasady (np. woda, H2O).

Miareczkowanie

Proces dodawania titranta (np. mocnej zasady) do analitu (np. mocnego kwasu) w celu oznaczenia stężenia.

Punkt równoważnikowy

Moment, w którym liczba moli kwasu równa się liczbie moli zasady.

Krzywa miareczkowania

Wykres zależności pH od objętości dodawanego titranta.

Mocny kwas – mocna zasada

Punkt równoważnikowy: pH = 7.

Przykład: HCl + NaOH → NaCl + H2O.

Mocny kwas – słaba zasada

Punkt równoważnikowy: pH < 7.

Przykład: HCl + NH3 → NH4Cl.

Słaby kwas – mocna zasada

Punkt równoważnikowy: pH > 7.

Przykład: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O.

Słaby kwas – słaba zasada

Punkt równoważnikowy zależy od mocy kwasu i zasady.

Przykład: CH3COOH + NH3 → CH3COONH4.

Hydroliza soli

Reakcja jonów soli z wodą, prowadząca do zmiany pH roztworu.

Rodzaje soli a ich hydroliza

Mocny kwas + mocna zasada: Brak hydrolizy, pH = 7 (np. NaCl).

Mocny kwas + słaba zasada: Hydroliza kationu, pH < 7 (np. NH4Cl).

Słaby kwas + mocna zasada: Hydroliza anionu, pH > 7 (np. CH3COONa).

Słaby kwas + słaba zasada: Hydroliza obu jonów, pH zależy od mocy kwasu i zasady (np. CH3COONH4).

Kation jako kwas

Hydratowane kationy metali (np. Al3+) działają jak kwasy, oddając proton z cząsteczek wody w otoczeniu.

Anion jako zasada

Aniony słabych kwasów (np. CH3COO-) reagują z wodą, tworząc jony OH-.

Skala pH

Miara stężenia jonów wodorowych (H⁺) w roztworze, wyrażona jako ujemny logarytm dziesiętny ich molowego stężenia. Pozwala oszacować, czy roztwór jest bardziej kwaśny, obojętny, czy zasadowy. Skala pH najczęściej przyjmuje wartości od 0 do 14.

Wskaźnik

Substancja chemiczna zmieniająca barwę w zależności od pH roztworu. Umożliwia wizualne określenie kwasowości lub zasadowości.

Rodzaje wskaźników

Wskaźniki uniwersalne: pokazują całą skalę pH, np. papierek wskaźnikowy.

Wskaźniki punktowe: zmieniają barwę w określonym, wąskim zakresie pH (np. fenoloftaleina, oranż metylowy).

Przykłady wskaźników

• Fenoloftaleina:

  • Bezbarwna w środowisku kwasowym.

  • Różowa w środowisku zasadowym (pH > 8,2).

• Oranż metylowy:

  • Czerwony w środowisku kwasowym (pH < 3,1).

  • Żółty w środowisku zasadowym (pH > 4,4).

• Błękit bromotymolowy:

  • Żółty w środowisku kwasowym (pH < 6).

  • Niebieski w środowisku zasadowym (pH > 7,6).