Obliczanie p H - zadania PDF

Preview

Summary

Zadania i rozwiązania...

Description

OBLICZENIA KWASOWOŚCI ROZTWORÓW WODNYCH MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU MOCNĄ ZASADĄ

Słaby kwas jest zdysocjowany tylko w pewnym stopniu. W roztworze zachodzą reakcje protolizy (Reakcje protolizy – reakcje dysocjacji kwasów i zasad, zobojętniania i hydrolizy.). Kwas HA dysocjuje według równania. HA + H2O  H3O+ + A- albo krócej HA  H+ + A-

(1)

Powstały anion A- będący zasadą sprzężoną z kwasem HA może rekombinować z H + w reakcji odwrotnej do 2.1., zwanej reakcją protonowania (Stała reakcji protonowania KH [7] 1

jest odwrotnością stałej reakcji dysocjacji K H  K ) albo hydrolizy (Hydroliza polega na k reakcji soli słabych kwasów i zasad z wodą, w myśl teorii Brönsteda stanowi reakcję, w której biorą udział kwasy i zasady (mogą nimi być cząsteczki obojętne albo jony).) wg.2. A- + H2O  HA + OH(2) Reakcja ta w myśl teorii Brönsteda nazwana jest dysocjacją zasadową zasady z’ sprzężonej z kwasem. Równowagi reakcji 1 i 2 są opisane przez odpowiednie stałe. Kk =

[H  ][A  ] [HA]

Kh = Kz’ =

(3)

[HA][OH  ] [A  ]

(4)

Kk  Kz’ = Kw

(5)

Stałe dysocjacji i hydrolizy powiązane są iloczynem jonowym wody Kw, a w przypadku ogólnym, roztworu niewodnego, iloczynem jonowym rozpuszczalnika KR. Z zależności 5 wynika, że im mocniejszy jest kwas (większa wartość stałej Kk), tym słabsza jest zasada z nim sprzężona. Znajomość jednej z tych stałych pozwala na obliczenie wartości pH roztworu słabego kwasu w czasie miareczkowania.

Przykładowe stałe dysocjacji sprzężonych kwasów i zasad

Stałe kwasowe Kk 55,4 1,010-2 1,810-5 4,510-7 5,510-10 4,010-10 1,810-16

H 3O + HSO4CH3COOH H2CO3 NH4+ HCN H2O

Stałe zasadowe Kz H2O 1,810-16 SO421,010-12 CH3COO 5,510-10 HCO3 2,210-8 NH3 1,810-5 CN2,510-5 OH 55,4

Krzywa miareczkowania jak zwykle składa się z czterech obszarów: A) początku, B) obszaru buforowania, C) skoku miareczkowania, D) obszaru przemiareczkowania. Ad.A. Obliczanie pH słabego kwasu przed miareczkowaniem. Jony H + obecne w roztworze pochodzą z dysocjacji kwasu (1). H +k oraz z dysocjacji wody H +w. Wobec dużej różnicy stałych Kk  Kw (tabela) jony [H+]w w obliczeniach można pominąć przyjmując: H+ = H+k + H+w  H+k Ponieważ dysocjacja kwasu (1) daje równe ilości jonów wodorowych i anionów, więc równanie (3) można napisać jako (6): [H  ]2 Kk  [HA]

stąd [H  ]  K k  [HA]

(6)

Przy niedużym stopniu dysocjacji kwasu (praktycznie   2%) można przyjąć, że stężenie kwasu niezdysocjowanego jest równe początkowej wartości stężenia kwasu [HA]  cko, czyli wartość pH roztworu można obliczyć jako: pHo=

1 ( pK k  lg c k ) 2

(7)

Ad. B. Obliczenie pH roztworu w obszarze buforowym. Podczas miareczkowania dodajemy do słabego kwasu zasady mocnej (aby skok miareczkowania był większy). Jony H + powstałe w reakcji dysocjacji kwasu (1) są zobojętniane przez OH - dodawanej zasady. Zachodzi reakcja (8). H+ + OH- (z dodawanej zasady)  H20

(8)

Dysocjacji ulegają kolejne cząsteczki słabego kwasu aż do ich wyczerpania. W trakcie miareczkowania rośnie stężenie anionów [A-], zmniejsza się stężenie kwasu [HA]. Stężenie jonów [H+] wynika z równowagi (3). Po przekształceniu (3) otrzymujemy: [H+] = Kk

[HA] , [A  ]

(9)

stąd, uwzględniając, że stężenie anionu [A-] równa się stężeniu powstałej soli cs, a [HA] jest stężeniem pozostałego niezdysocjowanego kwasu ck, mamy wzór pozwalający obliczyć pH roztworu słabego kwasu i jego soli (inaczej mówiąc mieszaniny słabego kwasu i mocnej zasady dodanej w ilościach mniejszych niż stechiometrycznie). ck (10) pH=pKk – lg cs Jak widać pH zależy od stałej dysocjacji kwasu i logarytmu stosunku kwasu i odpowiedniej soli, pH nie ulega więc zmianie w przypadku rozcieńczania roztworu. Natomiast dodanie niezbyt dużej ilości mocnego kwasu lub zasady powoduje niewielką zmianę pH (dodatek H + lub OH- przesuwa równowagę (1) w lewo lub prawo zmieniając nieco wartość lg ck/cs). Roztwór jest więc roztworem buforowym o pojemności buforowej zależnej od stosunku ck/cs. Wzór 10. wskazuje, że jest ona maksymalna, gdy stężenia są równe ck = cs i pH = pKk.

Ad.C. Obliczenie pH w punkcie równoważności. W miarę zbliżania się do punktu równoważności zwiększa się ilość nagromadzonego jonu A- i zwiększa się znaczenie reakcji hydrolizy tego jonu. W pobliżu punktu równoważności przestaje być słuszne założenie, że [A-] = cs. W tym obszarze miareczkowania wzór 2.10. należy zastąpić wzorem nieprzybliżonym . W punkcie równoważności liczba moli dodanej zasady OH-, równa się początkowej liczbie moli miareczkowanego kwasu HA. HA + OH-  A- + H2O

(11) -

Główną reakcją decydującą o równowadze jonowej jest reakcja hydrolizy jonu A (2.2.) (gdyż dodana zasada jest zasadą mocną). Liczba jonów OH - powstała w reakcji hydrolizy w punkcie równoważności, jest równa liczbie „odtworzonych” cząsteczek kwasu HA (dysocjację wody zaniedbujemy, na co pozwala porównanie stałych Kh (K 'z ) i Kw – tabela II). Można więc równanie (2.4.) napisać jako (2.12.). Kh =

[OH  ]2 [A  ]

(12)

(12) łącznie ze związkiem (5) i definicją iloczynu jonowego wody daje: 1 Kw K 2  2   2w  ; [H ]  K w K k  [A ] K k [H ] [A ]

(13)

Mamy ostatecznie dla pHPR, czyli w punkcie równoważności: 1 pH PR  ( pK k  pK w  lgc s ) 2

(14)

Ad.D. Obliczanie pH za punktem równoważności. Po przekroczeniu punktu równoważności ilość dodanej zasady przewyższa ilość miareczkowanego kwasu i znajdujemy się w obszarze przemiareczkowania. Niezobojętnione jony OH- będące w nadmiarze w stosunku do stechiometrycznej ilości zasady powodują cofnięcie hydrolizy jonu A -. W konsekwencji od pewnego momentu przemiareczkowania (zależnego od wartości stałej hydrolizy Kh) pH liczymy jak w przypadku miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą z nadmiaru nOH-. Przykład 2.1. Miareczkowano 20 cm3 jednoprotonowego kwasu pikolinowego HOOCC 5H4N o stężeniu 0,25 mol/l mocną zasadą (np. NaOH) o stężeniu 0,15 mol/l. Stała dysocjacji kwasu wynosi Kk=510-6. Obliczyć: 1. pH początkowe kwasu 2. pH po zobojętnieniu 6% kwasu 3. % zobojętnienia przy pH=7 4. pH w punkcie równoważności, oraz stopień hydrolizy  5. skok miareczkowania 6. narysować krzywą miareczkowania i dobrać wskaźnik Ad.1 pH początkowe roztworu. pH słabego kwasu zależy od stężenia kwasu i stałej dysocjacji

HA  H+ + A- ;

Kk 

[H  ][A  ] [HA]

Przypomnijmy, że ponieważ [H+]=[A-] i [HA] cko, więc mamy równanie (7): 1 1 pHko  ( pK  lg ck ) ; pH  ( lg 5 10  6  lg 0,25) 2,95 2 2

(7)

Ad.2 pH po zobojętnieniu 6% kwasu. W trakcie miareczkowania zachodzi postępująca dysocjacja kwasu i zobojętnianie powstałych w dysocjacji jonów [H+] HA  H+ + A H+ + OH-  H2O albo HA + B+ + OH-  B+ + A- + H2O Przypomnijmy, że z równowagi dysocjacji (2.3.) i uwzględniając [A-] = cs i [HA] = cs mamy: pH pK k  lg

ck cs

(10) o

Ponieważ początkowa liczba moli kwasu n k (przed miareczkowaniem) stanowi 100%, więc 6% zobojętnienia oznacza, że liczby moli powstałej soli ns i pozostałego kwasu nk są o o odpowiednio równe ns = 6% n k i nk = (100%-6%) n k , więc stosunek stężeń kwasu do soli jest dany jako: ck nk (100%  6%) nok 94    o cs n s 6 6% n k a stąd i z (2.10.) mamy: pH 5,3  lg

94 4,11 6

Ad.3 % zobojętnienia roztworu o pH=7. Równanie (2.10.) podaje zależność pH roztworu od jego składu, więc po przekształceniu (2.10.) i podstawieniu danych możemy obliczyć stosunek stężeń kwasu i soli. c c lg k pK k  pH ; lg k  5,3  7  1,7 , czyli cs cs c ck 0,02  0,02 , co można zapisać jako k  cs cs 1 W jednostkach względnych można zapisać stężenie początkowe kwasu jako równe: c = ck + cs = 1,02 i obliczyć % zobojętnienia roztworu: c 1 % zob.  os 100%  100%  98,04% 1,02 ck Inaczej obliczenie stopnia przereagowania dla określonej kwasowości roztworu można wykonać zakładając procent przereagowania jako równy x%. Równanie 2.10. przybiera postać:

o

pH  pK k  lg

(100%  x%) n k x% n ko

Podstawiając dane i rozwiązując równanie względem x otrzymujemy: 7 5,3  lg

100  x ; x 98,04 % x

Jak widać przy miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą pH 7 roztworu nie odpowiada PR. Ad.4 pH w punkcie równoważnikowym. W PR ilości kwasu i dodanej zasady są stechiometrycznie równe. Inaczej mówiąc, w roztworze mamy wyłącznie sól. Ponieważ jest to sól słabego kwasu i mocnej zasady o pH decyduje reakcja hydrolizy. Do obliczenia pH wykorzystujemy równanie (14). Przy obliczaniu stężenia kwasu uwzględniamy fakt, że liczba moli soli ns jest równa o początkowej liczbie moli kwasu n k , a objętość roztworu jest sumą objętości kwasu i dodanej zasady: n no cs  s  k ncalk Vk  Vz Początkowa liczba moli kwasu wynosi: nko V k c k 0,02 0,25 5 10  3 mol

Taką samą liczbę moli zasady trzeba dodać, aby osiągnąć punkt równoważności, co odpowiada objętości zasady: nz nko 5 10  3  0,0333 dcm 3  33,3 cm 3 Vz   ; Vz  0,15 cz cz Czyli w punkcie równoważności stężenie otrzymanej soli wynosi: cs 

510 3  0,09381, (20  33,3) 10  3

a zatem z równania (2.14.) mamy: 1 pH PR  (14  5,3  lg 0,09381) 9,14 ; 2

pOH=14-9.14=4,86. [OH-]=1,3810-5 Stopień hydrolizy  wynosi  1,38 10  5 [OH ] 100 %  100 %  0,015 % cs 0,09381

więc: α 

(15)

Ad.5 Skok miareczkowania (por. punkt 1.5.). Aby obliczyć zmianę pH roztworu przypadającą na 100%  0,1% dodanego titranta dla słabego kwasu, należy pH policzyć oddzielnie dla dwóch punktów miareczkowania. Przy 99,9% zobojętnienia jak dla obszaru buforującego zgodnie ze wzorem (2.10). c 0,1 pH 99,9% zob. pK k  lg k 5,3  lg 8,30 99,9 cs

Zobojętnienie w 100,1% oznacza obecność w roztworze nadmiaru mocnej zasady. pH roztworu będzie zależne wyłącznie od stężenia mocnej zasady od momentu, gdy hydroliza zostanie cofnięta. A więc: Δn z pOH = -lg cz , gdzie cz  Vcalk Kwasy słabsze, których stała Kk10-7 ze względu na silną hydrolizę wykazują bardzo niewielki skok miareczkowania przy pH bardziej zasadowym. Powinny być miareczkowane silniejszą zasadą (~ 1mol/l) przy użyciu bardziej zasadowego wskaźnika. Dla bardzo słabych kwasów nie można obliczyć skoku miareczkowania w normalnie przyjętym zakresie 99,9% - 100,1%, gdyż stężenie OH - uwolnionych wskutek hydrolizy przewyższa nadmiar jonów dodanych przy miareczkowaniu 100,1%. Do obliczeń skoku miareczkowania trzeba wziąć szerszy zakres reakcji: 99,8% - 100,2%.Należy pamiętać, że wzór (2.10.) jest wzorem przybliżonym i nie może być stosowany, gdy stopień hydrolizy jest zbyt wysoki. Nadmiar zasady względem punktu równoważnikowego można policzyć jako 0,1% nz zużytej do PR, a ponieważ nz (do PR) = nko, więc:  nz = 0,1% nko Równocześnie całkowita objętość roztworu w tym momencie miareczkowania będzie wynosiła: Vcałk = Vk + Vz (do PR)  100,1% , więc biorąc wyniki obliczeń dla nz PR i Vz PR mamy: pOH -lg c z   lg

Δn z Vcalk

100,1 0,1 ) 10 3 ]  lg(5 10 6 /53,33 10 3 ) 4,03  lg[( 5 10 3 )/(20  33,3  100 100

pH = 14 – pOH = 9,97 Zatem skok miareczkowania jest: pH = pH100,1 – pH99,9 = 9,97 – 8,30 = 1,67 Ad. 6 Krzywa miareczkowania. Krzywą miareczkowania przedstawia rys. 2.2. Obliczono dodatkowo pH przy 102% zobojętnienia (pH=11,27); 150% zobojętnienia (pH=12,55) (wzór jak dla 100,1%). Mniejszy skok miareczkowania zwiększa wymagania odnośnie doboru wskaźnika. Powinien on zmieniać barwę przy pH leżącym blisko punktu równoważnikowego. W omawianym przypadku dobrym wskaźnikiem będzie fenoloftaleina.

Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Zadanie 2.2. Obliczyć pH 0,25 mol/l roztworu kwasu HCN, którego Kk=810-10. Obliczyć pH po zmiareczkowaniu tego kwasu 0,25 mol/l KOH w 98%. Obliczyć pH w punkcie równoważności oraz określić stopień hydrolizy. Odp. pHo = 4,85; pH98% = 10,79; pHPR = 11,1;  hydr = 1% Zadanie 2.3. Obliczyć pH początkowe i pH w punkcie równoważności, przy miareczkowaniu 50 cm3 roztworu 1,1% (m/m) HCOOH o gęstości =1 g/cm3 roztworem 0,04 mol/l Ca(OH)2. Narysować krzywą miareczkowania. Kk=1,810-4. Odp. pHo = 2,18; pH50%=pKk=3,74;pHPR = 8,26 Zadanie 2.4. Obliczyć pH 300 cm3 roztworu 2,2% (m/m) CH3COOH o gęstości  =1 g/cm3, po dodaniu Odp. pH = 4,45 3 cm3 42% (m/m) KOH o gęstosci  =1,5 g/cm3; Kk=1,710-5. Zadanie 2.5. Obliczyć pH 300 cm3 roztworu otrzymanego przez zmieszanie równych objętości 9% ( m/m) HCOOH i 5% (m/m) LiOH o gęstości =1 g/cm3; Kk=210-4. Odp. pH = 12,80

MIARECZKOWANIE SŁABEJ ZASADY MOCNYM KWASEM Ten przypadek miareczkowania omówimy na przykładzie amoniaku, będącego według definicji Brönsteda, słabą zasadą. Dysocjuje on w/g reakcji 3.1., charakteryzowanej przez stałą 3.2.: NH 3 aq  NH4  OH 

(1)

[NH4 ][OH  ] Kz  [NH 3 aq ]

(2)



Powstały jon NH 4 jest kwasem sprzężonym z zasadą NH3, może on rekombinować w reakcji odwrotnej do 3.1., albo ulegać dysocjacji kwasowej (hydrolizie) (3.3.). NH4  H 2O  NH 3 aq  H 3OH

K k,



(3)

[NH 3 aq ][H  ]

(4)

[NH 4 ]

Stała dysocjacji kwasowej związana jest ze stałą dysocjacji zasadowej równaniem (5) Kz  K ,k Kw ; pKw = pKz + pK ,k Wartość pH roztworu słabej zasady wynika z powyższych równowag i stałych. Jak zwykle omówimy obliczanie pH dla czterech charakterystycznych obszarów miareczkowania: A) początku, B) obszaru buforowania, C) punktu równoważności, D) obszaru przemiareczkowania. Ad. A. Przed miareczkowaniem w roztworze jest tylko słaba zasada i stężenia jonów NH i OH- są sobie równe, więc z (3.2.) uwzględniając [NH  4 ] = [OH ] mamy:

 4



[OH ]2 Kz  [NH 3 aq ]

Stąd: pOH =

1 ( pK z  lgc z ) 2

(6)

Uwzględniając, że Kw= [H+][OH-] albo pKw = pH + pOH otrzymujemy: pH  pK w 

1 ( pK z  lgc z ) 2

(7)

Jeżeli dana jest stała kwasowa K’k to wykorzystując związek pomiędzy Kz i pK’k , pH możemy obliczyć z zależności 7a. pH  pK w 

1 1 ( pK w  pK k,  lgc z )  ( pK w  pK ,k  lgc z ) 2 2

(7a)

Ad. B. pH obszaru buforowego. W trakcie miareczkowania do roztworu słabej zasady dodajemy mocny kwas. Zachodzą reakcje (1) i (8). (1) NH3 aq  NH 4 OH  (8) OH- + H+(dodawany kwas)  H2O Dysocjacji ulegają kolejne cząsteczki zasady, rośnie stężenie kationów [NH  4 ] i maleje stężenie zasady [NH3]aq. Stężenie jonów OH wynika z równowagi (2) lub (4). Po przekształceniu i zlogarytmowaniu otrzymujemy równanie [NH3 aq ] pOH  pK z  lg (9) [NH 4 ] i uwzględniając Kw mamy ostatecznie: c pH  pK w  pK z  lg z cs

(10)

Do zależności (10) można dojść wprost z równowagi (4), gdyż (10) możemy przedstawić w postaci (10a) jako funkcję stałej kwasu sprzężonego z zasadą: c pH  pK k,  lg z (10a.) cs

Ad. C. pH punktu równoważności. W punkcie równoważności liczba moli dodanego kwasu n H+ równa się początkowej liczbie miareczkowanej zasady NH3 aq. NH3 aq + H+ + A-  NH  4 + A + H2O

(11)

Otrzymana sól jest solą słabej zasady i mocnego kwasu. Wobec tego kation NH  4 będzie ulegał reakcji hydrolizy (3). W reakcji (3) powstaje tyle samo moli [H +] co i moli odtworzonych cząsteczek zasady NH3. Zaniedbując dysocjację wody można równowagę (4) napisać jako (12): K’k  K h 

[H  ]2 , [NH 4 ]

(12)

skąd pH można obliczyć według (13) albo (14) jako funkcję stałej kwasowej albo zasadowej i stężenia soli cs, które przy niezbyt dużym stopniu hydrolizy jest równe stężeniu jonu NH  4 cs[NH 4 ] 1 pH  ( pK ,k  lgcs ) 2

(13)

1 pH  ( pK w  pK z  lgc s ) 2

(14)

Ad. D. pH za punktem równoważności. Za punktem równoważności od momentu, gdy stężenie nadmiaru dodanego kwasu przewyższa stężenie H + z hydrolizy soli, hydroliza zostaje praktycznie cofnięta i pH liczymy jak dla kwasu mocnego.

Przykład 1. Miareczkowano 50 cm3 0,8% (m/m) NH3 aq o gęstości =1 g/cm3, roztworem 0,2 mol/l H2SO4. Stała zasadowa Kz (NH3) = 210-5. Obliczyć: 1. pH roztworu amoniaku wziętego do miareczkowania 2. pH po dodaniu 1 cm3 kwasu siarkowego 3. pH przy 50% zobojętnieniu 4. pH w punkcie równoważności 5. narysować krzywe miareczkowania i dobrać wskaźnik. Ad.1. pH początkowe roztworu. Dla słabej zasady pH zależy od wartości stałej dysocjacji i stężenia zasady zgodnie z równaniami (1) i (2). Przypomnijmy, że przed miareczkowaniem [NH4+]=[OH-] i [NH3]aqcz, więc z (7) mamy: pH o  pK w 

1 ( pK z  lg c z ) 2

(7)

Stężenie molowe zasady wynosi:

c 

% (m / m) z  1000 0,8110   0,4706 mol/l 100 M NH3 17

zatem: pH o 14 

1 1 [ lg (210 5 )  lg 0,4706] 14  (4,70  0,33) 11,49 2 2

Ad. 2. pH – po dodaniu 1 cm3 0,2 mol/l H2SO4. W czasie miareczkowania zmniejsza się stężenie amoniaku i zwiększa się stężenie soli – siarczanu amonu. Zachodzą reakcje: 2NH3 aq + 2H3O+ + SO2-4  2NH+4 + SO2-4 + 2H2O  pH roztworu wynika z równowagi (3.2.).Przyjmując: [NH 4 ]  c s ; [NH 3aq ]  c z otrzymujemy: c pH  pK w  pK z  lg z (10) cs Należy zwrócić uwagę, że symbol cs występujący we wzorach dotyczy stężenia soli – jonu [NH  4 ] i jego związek ze stężeniem tworzącej się soli – siarczanu amonu jest oczywisty: 



cNH 4 =cs=2c(NH4)2SO4. Po dodaniu 1 cm3 H2SO4 liczby moli n utworzonej soli – nNH 4 i pozostałej zasady nNH 3 wynosiły: 

nNH 4 = Vk  ck  2 = 0,2  2 = 0,4 mol = 0,4 mmol 

o



nNH3 = noNH3 – nNH 4 = c z  Vz – nNH 4 = 0,4706  0,05  10-3 – 0,4 = 23,53 – 0,4 = 23,13 mmol Ponieważ

c z nz  , mamy więc c s ns

pH 14  4,7  lg

23,13 11,06 0,4

Ad. 3. pH po zobojętnieniu 50%. Taki procent zobojętnienia oznacza, że cs=cz i (10) daje pH = pKw – pKz = pK’k= 14 – 4,7 = 9,3 Ad. 4. pH w punkcie równoważności. Po dodaniu do zasady stechiometrycznie równej ilości kwasu mamy PR. Roztwór otrzymanej soli słabej zasady i mocnego kwasu hydrolizuje – pH  zależy od stałej hydrolizy i stężenia soli (a ściślej mówiąc stężenia jonu NH 4 ). 1 pH  (pK w  pK z  lgc s ) 2

(15)

Stężenie soli obliczamy z liczby moli soli i objętości całkowitej roztworu. Uwzględniając, że 

o

liczba moli utworzonej soli – nNH 4 jest równa początkowej liczbie moli zasady n NH 3 , a liczba moli dodanego H2SO4 do PR jest 2 razy mniejsza od n oNH 3 ; obliczamy objętość dodanego kwasu. Wynosi ona: nk nzo 25,5310  3 58,8 10 3 l 58,8 ml Vk dodanego    c k 2c k 2 0,2 

Zatem stężenie soli – cNH 4 jest równe n nzo 23,53 cs  s   0,2163 mol/l  Vcalk V z  Vk 50  58,8 Ostatecznie: pHPR =

1 (14 – 4,7 – (-0,665)) = 4,98 2

Ad.5. Krzywa miareczkowania przedstawiona jest na rys. Dla pełnego obrazu przebiegu funkcji, poza wartościami pH określonymi w punktach 1-4 zadania, obliczono pH dla 99,9% (według równania 10.), 100,1%, 102%, 150% przereagowania (z nadmiaru kwasu). Wynoszą one odpowiednio pH99,9% = 6,3; pH100,1% = 4,77; pH102% = 1,80; pH150% = 0,87. Przebieg krzywej wskazuje, że skok miareczkowania w powyższym przypadku jest niewielki (6.3.-4.77=1,53), a punkt równoważności przesunięty jest do niższych wartości pH.

Rys. 3.1. Krzywa miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem.

Wskaźnikiem może być oranż metylowy (miareczkowanie do zmiany barwy z żółtej na cebulkową) albo czerwień metylowa. UWAGA: Jeśli stężenie procentowe substancji w roztworze wynoszą mniej niż ok.2%, to gęstości roztworów można przyjąć jako równe 1. Zadanie 2. Obliczyć molowy skład buforu będącego mieszaniną słabej zasady ( Kz = 2,5 ...