Jak obliczyć pH roztworu zasady?
Aby obliczyć pH roztworu zasady, wyznacz najpierw stężenie jonów wodorotlenkowych [OH−], oblicz pOH = −log[OH−], a następnie skorzystaj z zależności pH + pOH = 14. Dla mocnej zasady uwzględnij całkowitą dysocjację i stechiometrię, a dla słabej użyj stałej zasadowej Kb.
Od czego zacząć obliczanie pH zasady?
Punktem wyjścia jest równanie dysocjacji. Pokazuje ono, ile jonów OH− powstaje z jednej cząsteczki lub jednostki wzoru zasady. Dopiero po wyznaczeniu ich stężenia można obliczyć pOH:
pOH = −log[OH−]
Ostatecznie przechodzimy od pOH do pH:
pH = 14 − pOH
W temperaturze 25°C suma pH i pOH wynosi 14. Roztwór zasady powinien mieć odczyn zasadowy, więc jego pH jest większe niż 7.
Jak obliczyć pH mocnej zasady?
Mocna zasada dysocjuje w wodzie praktycznie całkowicie. Oznacza to, że stężenie jonów OH− można wyznaczyć bez rozwiązywania równania równowagi. Trzeba jednak uwzględnić współczynnik stechiometryczny przy jonach wodorotlenkowych.
| Typ zasady | Dysocjacja | Kluczowy parametr | Obliczanie [OH−] |
|---|---|---|---|
| Mocna | Całkowita | Stechiometria równania | [OH−] = n · c |
| Słaba | Równowagowa | Kb | Wynika z położenia równowagi |
| Wielowodorotlenowa | Całkowita | Liczba grup OH− | [OH−] = liczba jonów · c |
Dla NaOH równanie ma postać:
NaOH → Na+ + OH−
Z jednego mola NaOH powstaje jeden mol OH−, dlatego dla roztworu o stężeniu 0,015 mol·dm−3:
- Wyznacz stężenie jonów: [OH−] = 0,015 mol·dm−3.
- Oblicz pOH: pOH = −log(0,015) ≈ 1,82.
- Oblicz pH: pH = 14 − 1,82 = 12,18.
W przypadku Ba(OH)2 równanie dysocjacji wygląda inaczej:
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH−
Jeden mol wodorotlenku baru dostarcza dwa mole jonów OH−. Jeśli stężenie Ba(OH)2 wynosi 0,127 mol·dm−3, to:
[OH−] = 2 · 0,127 = 0,254 mol·dm−3
Następnie:
pOH = −log(0,254) ≈ 0,60
pH = 14 − 0,60 = 13,40
Właśnie dlatego samo podstawienie stężenia zasady do wzoru na pOH może prowadzić do błędu. Najpierw trzeba sprawdzić równanie dysocjacji i policzyć, ile jonów OH− rzeczywiście powstaje.
Jak obliczyć pH słabej zasady?
Słaba zasada dysocjuje tylko częściowo, więc jej stężenie nie jest równe stężeniu jonów OH−. W tym przypadku zapisujemy reakcję równowagową i korzystamy ze stałej zasadowej Kb.
Dla amoniaku reakcja przebiega następująco:
NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH−
Wyrażenie na stałą zasadową ma postać:
Kb = [NH4+] · [OH−] / [NH3]
Ogólnie dla zasady B:
B + H2O ⇄ BH+ + OH−
Stała zasadowa wynosi:
Kb = [BH+] · [OH−] / [B]
W tabeli stężeń przyjmujemy, że początkowe stężenie zasady wynosi c, a w wyniku dysocjacji powstaje x mol·dm−3 jonów BH+ i OH−:
| Składnik | Początek | Zmiana | Równowaga |
|---|---|---|---|
| B | c | −x | c − x |
| BH+ | 0 | +x | x |
| OH− | 0 | +x | x |
Po podstawieniu wartości równowagowych otrzymujemy:
Kb = x2 / (c − x)
Wartość x jest jednocześnie stężeniem jonów OH−. Po jej wyznaczeniu obliczenia przebiegają tak samo jak dla mocnej zasady:
pOH = −log x
pH = 14 − pOH
Kiedy można zastosować uproszczenie?
Jeżeli dysocjacja słabej zasady jest niewielka w porównaniu z jej stężeniem początkowym, można przyjąć, że c − x ≈ c. Wtedy:
Kb ≈ x2 / c
Po przekształceniu:
x ≈ √(Kb · c)
Uproszczenie jest zwykle uznawane za dopuszczalne, gdy stosunek c/Kb jest większy niż 400. Jeśli warunek nie jest spełniony, należy rozwiązać pełne równanie kwadratowe:
x2 + Kbx − Kbc = 0
Nie należy stosować stałej kwasowej Ka bezpośrednio zamiast Kb. Ka opisuje dysocjację kwasu, natomiast Kb odnosi się do reakcji zasady z wodą. Dla sprzężonej pary kwas–zasada można korzystać z zależności Ka · Kb = Kw, ale trzeba wtedy prawidłowo rozpoznać sprzężone składniki.
Na jakie błędy uważać?
Najczęstsze pomyłki wynikają z pominięcia jednego etapu albo błędnej interpretacji równania dysocjacji:
- Obliczenie pH bezpośrednio ze wzoru pH = −log[OH−], zamiast najpierw wyznaczyć pOH.
- Pominięcie liczby jonów OH− wytwarzanych przez Ba(OH)2 lub inną zasadę wielowodorotlenową.
- Zastosowanie pełnego stężenia słabej zasady jako stężenia jonów OH−.
- Użycie Ka w równaniu opisującym zasadową reakcję z wodą.
- Brak kontroli wyniku, który dla zasadowego roztworu powinien być większy niż 7.
W bardzo rozcieńczonych roztworach wpływ autodysocjacji wody może stać się istotny. W typowych zadaniach szkolnych pomija się go, jeśli stężenie jonów pochodzących od zasady wyraźnie przewyższa stężenie wynikające z samej wody.
Najważniejszy schemat wygląda więc tak: równanie dysocjacji, stężenie OH−, pOH, a na końcu pH. Dla mocnej zasady stężenie jonów wynika bezpośrednio ze stechiometrii, natomiast dla słabej trzeba najpierw wyznaczyć położenie równowagi z użyciem Kb.
