Dysocjacja elektrolityczna

Jak to rozwiązać — zakresy działania wskaźników

Fenoloftaleina (A) barwi się tylko w zasadzie → użyta dla NaOH. Czerwień Kongo (B) zmienia barwę w kwasie (czerwona→niebieska) → dla HCl i (czerwona) dla NaCl. Błękit bromotymolowy (C) rozróżnia wszystkie trzy (żółty w kwasie, zielony obojętny, niebieski w zasadzie) → we wszystkich trzech.

✔ Zgodne z kluczem: NaCl {B,C}, NaOH {A,C}, HCl {B,C}.

Rozwiązanie

1. Krok 1 – Analiza wyników doświadczenia

   Roztwór $\text{Na}_2\text{HPO}_4$ zabarwia fenoloftaleinę na różowo i czerwień obojętną na żółto – oba wskaźniki wskazują na odczyn zasadowy ($\text{pH} > 7$). Oznacza to, że jon $\text{HPO}_4^{2-}$ w reakcji z wodą zachowuje się przede wszystkim jako zasada Brønsteda (przyjmuje proton od wody).

   Roztwór $\text{NaH}_2\text{PO}_4$ pozostawia fenoloftaleinę bezbarwną i zabarwia czerwień obojętną na czerwono – oba wskaźniki wskazują na odczyn kwaśny ($\text{pH} \lt 7$). Oznacza to, że jon $\text{H}_2\text{PO}_4^{-}$ w reakcji z wodą zachowuje się przede wszystkim jako kwas Brønsteda (oddaje proton do wody).

2. Krok 2 – Przypomnienie definicji Brønsteda

   Według teorii Brønsteda–Lowry'ego:

   • Kwas – donor protonu ($\text{H}^+$), czyli drobina, która proton oddaje.
   • Zasada – akceptor protonu ($\text{H}^+$), czyli drobina, która proton przyjmuje.

   Każdemu kwasowi (kwas 1) odpowiada sprzężona zasada (zasada 1), a każdej zasadzie (zasada 2) odpowiada sprzężony kwas (kwas 2). Para kwas–zasada różni się o jeden proton.

3. Krok 3 – Reakcja decydująca o odczynie roztworu $\text{Na}_2\text{HPO}_4$

   Ponieważ roztwór jest zasadowy, dominuje reakcja hydrolizy zasadowej jonu $\text{HPO}_4^{2-}$. Jon ten przyjmuje proton od cząsteczki wody:

   $$\text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_2\text{PO}_4^{-} + \text{OH}^-$$

   Przypisanie ról:

   • kwas 1 = $\text{H}_2\text{O}$ (oddaje proton → donor $\text{H}^+$)
   • zasada 2 = $\text{HPO}_4^{2-}$ (przyjmuje proton → akceptor $\text{H}^+$)
   • zasada 1 = $\text{OH}^-$ (sprzężona zasada wody)
   • kwas 2 = $\text{H}_2\text{PO}_4^{-}$ (sprzężony kwas jonu $\text{HPO}_4^{2-}$)

   Schemat z wypełnionymi wzorami:

   $$\underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{kwas 1}} + \underbrace{\text{HPO}_4^{2-}}_{\text{zasada 2}} \rightleftharpoons \underbrace{\text{OH}^-}_{\text{zasada 1}} + \underbrace{\text{H}_2\text{PO}_4^{-}}_{\text{kwas 2}}$$

   W wyniku tej reakcji powstają jony $\text{OH}^-$, co powoduje zasadowy odczyn roztworu.

4. Krok 4 – Reakcja decydująca o odczynie roztworu $\text{NaH}_2\text{PO}_4$

   Ponieważ roztwór jest kwaśny, dominuje reakcja dysocjacji (hydrolizy kwaśnej) jonu $\text{H}_2\text{PO}_4^{-}$. Jon ten oddaje proton cząsteczce wody:

   $$\text{H}_2\text{PO}_4^{-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HPO}_4^{2-} + \text{H}_3\text{O}^+$$

   Przypisanie ról:

   • kwas 1 = $\text{H}_2\text{PO}_4^{-}$ (oddaje proton → donor $\text{H}^+$)
   • zasada 2 = $\text{H}_2\text{O}$ (przyjmuje proton → akceptor $\text{H}^+$)
   • zasada 1 = $\text{HPO}_4^{2-}$ (sprzężona zasada jonu $\text{H}_2\text{PO}_4^{-}$)
   • kwas 2 = $\text{H}_3\text{O}^+$ (sprzężony kwas wody)

   Schemat z wypełnionymi wzorami:

   $$\underbrace{\text{H}_2\text{PO}_4^{-}}_{\text{kwas 1}} + \underbrace{\text{H}_2\text{O}}_{\text{zasada 2}} \rightleftharpoons \underbrace{\text{HPO}_4^{2-}}_{\text{zasada 1}} + \underbrace{\text{H}_3\text{O}^+}_{\text{kwas 2}}$$

   W wyniku tej reakcji powstają jony $\text{H}_3\text{O}^+$, co powoduje kwaśny odczyn roztworu.

Wynik końcowy:

Reakcja decydująca o odczynie roztworu $\text{Na}_2\text{HPO}_4$ (odczyn zasadowy):

Reakcja decydująca o odczynie roztworu $\text{NaH}_2\text{PO}_4$ (odczyn kwaśny):

Jak to rozwiązać — kto ulega hydrolizie

Zdanie 1 — FAŁSZ. W probówce 1. jest ZnCl₂ — hydrolizie ulega kation Zn²⁺ (nie aniony). W probówce 3. jest NaHCO₃ — hydrolizie ulega anion HCO₃⁻ (nie kationy). Zdanie twierdzi odwrotnie → F.

Zdanie 2 — PRAWDA. W probówce 2. jest CH₃COONH₄ — hydrolizie ulegają oba jony: kation NH₄⁺ (kwasowo) i anion CH₃COO⁻ (zasadowo) → P.

✔ Zgodne z kluczem: 1 — F, 2 — P.

Jak to rozwiązać — efekt indukcyjny atomów chloru

Krok 1. Najmocniejszy kwas to ten o najmniejszym pK_a (0,66) i najniższym pH — wskaźnik daje najbardziej „kwasową" barwę: probówka B.

Krok 2. Najmocniejszym z podanych kwasów jest CCl₃COOH (kwas trichlorooctowy).

Wyjaśnienie: Trzy silnie elektroujemne atomy chloru przy węglu sąsiadującym z grupą –COOH wywołują silny efekt indukcyjny (−I) — odciągają gęstość elektronową, osłabiają wiązanie O–H i stabilizują powstający anion, co ułatwia oderwanie H⁺. Dlatego CCl₃COOH jest znacznie mocniejszy niż CH₃COOH.

✔ Zgodne z kluczem: probówka B; CCl₃COOH; moc wynika z efektu indukcyjnego trzech atomów Cl.

Jak to rozwiązać — równowaga kwas–zasada Brønsteda

Krok 1. Sól aryloamoniowa zawiera kation CH₃–C₆H₄–NH₃⁺ (kwas Brønsteda). Reaguje on z zasadą OH⁻, oddając jej proton.

Krok 2. Powstaje wolna amina (zasada sprzężona) i woda:

CH₃–C₆H₄–NH₃⁺ + OH⁻ → CH₃–C₆H₄–NH₂ + H₂O

Pary sprzężone: kwas 1 (ArNH₃⁺) / zasada 1 (ArNH₂) oraz zasada 2 (OH⁻) / kwas 2 (H₂O).

✔ Zgodne z kluczem.

Jak to rozwiązać — moc kwasu a stopień dysocjacji

Mocniejszy jest ten kwas, który przy tym samym stężeniu molowym ma większy stopień dysocjacji. Z wykresu dla każdego stężenia krzywa HX leży wyżej niż krzywa HQ.

Odpowiedź: mocniejszy jest HX. Uzasadnienie: dla danej wartości stężenia molowego roztworu dysocjacja kwasu HX zachodzi w większym stopniu niż dysocjacja kwasu HQ.

✔ Zgodne z kluczem: HX (większy stopień dysocjacji przy tym samym stężeniu).

Jak to rozwiązać — pH słabego kwasu i bilans stężeń

Krok 1. Wzory: $[H^+]=\alpha\cdot c_0$ oraz $pH=-\log[H^+]$.

Krok 2. Brakujące pH:

• c₀ = 0,042; α = 11,9 % → [H⁺] = 0,119·0,042 = 5,0·10⁻³ → pH = 2,3
• c₀ = 0,100; α = 7,9 % → [H⁺] = 0,079·0,100 = 7,9·10⁻³ → pH = 2,1

Krok 3. Roztwór o pH = 2,2: $[H^+]=10^{-2{,}2}=6{,}3\cdot10^{-3}$ mol·dm⁻³. Ponieważ w dysocjacji HX ⇄ H⁺ + X⁻ powstaje tyle samo jonów X⁻ co H⁺: [X⁻] = [H⁺] ≈ 0,006 mol·dm⁻³.

Krok 4. Stężenie niezdysocjowanego HX: z wykresu c₀ = 0,068 mol·dm⁻³, więc $[HX]=c_0-[X^-]=0{,}068-0{,}006=\mathbf{0{,}062}$ mol·dm⁻³.

✔ Zgodne z kluczem: pH 2,3 i 2,1; [X⁻] ≈ 0,006 mol·dm⁻³; [HX] ≈ 0,062 mol·dm⁻³.

Jak to rozwiązać — skład mieszaniny w punkcie III

W punkcie III (środowisko zasadowe) alanina jest mieszaniną jonu obojnaczego i formy zdeprotonowanej (anionu) w stosunku 1:1. Zatem obecne są formy:

(a) CH₃CH(NH₃⁺)COO⁻ (jon obojnaczy) oraz (c) CH₃CH(NH₂)COO⁻ (anion). Forma kationowa (b) nie występuje.

✔ Zgodne z kluczem: (a) i (c).

Rozwiązanie

NH₃ — początkowe pH roztworu wynosi ok. $11$ (mniej niż $13$ dla $0{,}1$ M KOH), a w punkcie równoważnikowym pH $\lt 7$ (powstaje NH₄Cl o odczynie kwasowym). To cechy słabej zasady (amoniaku).

Rozwiązanie

Nie zaobserwowano pienienia. Kwas cyjanowodorowy ($K_a=6{,}2\cdot10^{-10}$) jest słabszy od kwasu węglowego ($K_{a1}\approx4{,}5\cdot10^{-7}$), więc nie wypiera CO₂ z wodorowęglanu — gaz się nie wydziela.

Rozwiązanie

A $=K_{a2}$, B $=K_{a1}$, C $=K_{a3}$; ponieważ $K_{a1}>K_{a2}>K_{a3}$, rosnąco: C, A, B.

Równanie A: H₂AsO₄⁻ $+$ H₂O ⇌ HAsO₄²⁻ $+$ H₃O⁺.

Jon pełniący wyłącznie funkcję kwasu: H₃O⁺ (może tylko oddawać proton).

Rozwiązanie

Stała dysocjacji: C (nie uległa zmianie — zależy tylko od temperatury). Stopień dysocjacji: 1 (wzrósł — rozcieńczenie zwiększa stopień dysocjacji słabego kwasu).

Rozwiązanie

HSO₃⁻ — malinowe zabarwienie wskazuje, że SO₃²⁻ jest zasadą (ulega hydrolizie: SO₃²⁻ $+$ H₂O ⇌ HSO₃⁻ $+$ OH⁻), więc jej sprzężony słaby kwas to HSO₃⁻.

Rozwiązanie

Dodanie KOH zwiększa stężenie OH⁻, co (reguła przekory) przesuwa równowagę RNH₂ $+$ H₂O ⇌ RNH₃⁺ $+$ OH⁻ w lewo — stopień dysocjacji aminy zmaleje.

Rozwiązanie

Z wykresu: HX $=54\%$, więc H₃O⁺ $=$ X⁻ $=\dfrac{100-54}{2}=23\%$. Stopień dysocjacji $\alpha=\dfrac{[\text{X}^-]}{[\text{HX}]_0}=\dfrac{23}{54+23}=\dfrac{23}{77}\approx\mathbf{0{,}30}$ ($30\%$).

Rozwiązanie

Zmaleje. Dodanie mocnego kwasu zwiększa stężenie H₃O⁺, co (reguła przekory) przesuwa równowagę dysocjacji HX w lewo — mniejsza część HX ulega dysocjacji.

Rozwiązanie

Nie ulegnie zmianie. Stała dysocjacji zależy wyłącznie od temperatury, która się nie zmieniła.

Rozwiązanie

Ciekły amoniak — jest najsilniejszą zasadą Brønsteda spośród podanych, więc najlepiej przyłącza proton, a kwas HA dysocjuje w nim w największym stopniu.

Rozwiązanie

H₂SO₄ $+$ H₂SO₄ ⇌ H₃SO₄⁺ $+$ HSO₄⁻. Cząsteczka H₂SO₄ jako zasada przyłącza proton, tworząc sprzężony kwas H₃SO₄⁺.

Rozwiązanie

1. $[$OH⁻$]=\sqrt{K_b\cdot c}=\sqrt{1{,}8\cdot10^{-5}\cdot0{,}1}=\sqrt{1{,}8\cdot10^{-6}}\approx1{,}34\cdot10^{-3}\ \tfrac{\text{mol}}{\text{dm}^3}$.
2. $\alpha=\dfrac{[\text{OH}^-]}{c}=\dfrac{1{,}34\cdot10^{-3}}{0{,}1}\approx0{,}013$.

Odpowiedź: przemianie uległo około 1,3% cząsteczek NH₃.

Rozwiązanie

Dodawanie kwasu obniża pH (maleje). Ruchliwe jony OH⁻ są zastępowane wolniejszymi Cl⁻, więc przewodnictwo maleje do punktu równoważnikowego, a po nim (nadmiar ruchliwych H⁺) rośnie. Odpowiedź: C.

Rozwiązanie

Jon NH₄⁺ oddaje proton — pełni funkcję kwasu. Jon C₁₇H₃₅COO⁻ przyłącza proton — pełni funkcję zasady.