DWMED

Woda ulega procesowi autodysocjacji zgodnie z równaniem:

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Równowagę jaka się wówczas ustala opisuje wielkość K_w zwana iloczynem jonowym wody, który w temperaturze 25 ^oC ma wartość 10^–14 i wyraża się w sposób następujący:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]

Gdy do chemicznie czystej wody wprowadzony zostanie roztwór kwasu lub zasady, wówczas dochodzi do zmiany stężenia jonów wodorowych oraz wodorotlenkowych powstałych w wyniku autodysocjacji wody. W przypadku roztworów kwasów i zasad o stężeniach mniejszych niż 10^–6 mol·dm^–3, w precyzyjnych obliczeniach pH należy wówczas uwzględnić opisaną zmianę.

Na podstawie: A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej, Warszawa 2016.

Roztwór wodorotlenku baru o pH = 10 rozcieńczono wodą destylowaną uzyskując mieszaninę, w której stężenie molowe jonów Ba²⁺ było równe stężeniu molowemu jonów wodorowych w chemicznie czystej wodzie w temperaturze 25 ^oC.

Oblicz ile razy zmalało stężenie jonów baru w wyniku rozcieńczenia roztworu?

Woda ulega procesowi autodysocjacji zgodnie z równaniem:

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Równowagę jaka się wówczas ustala opisuje wielkość K_w zwana iloczynem jonowym wody, który w temperaturze 25 ^oC ma wartość 10^–14 i wyraża się w sposób następujący:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]

Gdy do chemicznie czystej wody wprowadzony zostanie roztwór kwasu lub zasady, wówczas dochodzi do zmiany stężenia jonów wodorowych oraz wodorotlenkowych powstałych w wyniku autodysocjacji wody. W przypadku roztworów kwasów i zasad o stężeniach mniejszych niż 10^–6 mol·dm^–3, w precyzyjnych obliczeniach pH należy wówczas uwzględnić opisaną zmianę.

Na podstawie: A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej, Warszawa 2016.

Roztwór kwasu solnego o stężeniu jonów chlorkowych równym 10^–5 mol·dm^–3 rozcieńczono 1000-krotnie wodą destylowaną.

Uwzględniając autodysocjację wody oblicz wartość pH uzyskanego w ten sposób roztworu w temperaturze 25 ^oC. Wynik podaj z dokładnością do trzeciego miejsca po przecinku.

Woda ulega procesowi autodysocjacji zgodnie z równaniem:

H₂O + H₂O ⇄ H₃O⁺ + OH^–

Równowagę jaka się wówczas ustala opisuje wielkość K_w zwana iloczynem jonowym wody, który w temperaturze 25 ^oC ma wartość 10^–14 i wyraża się w sposób następujący:

K_w = [H₃O⁺]·[OH^–]

Gdy do chemicznie czystej wody wprowadzony zostanie roztwór kwasu lub zasady, wówczas dochodzi do zmiany stężenia jonów wodorowych oraz wodorotlenkowych powstałych w wyniku autodysocjacji wody. W przypadku roztworów kwasów i zasad o stężeniach mniejszych niż 10^–6 mol·dm^–3, w precyzyjnych obliczeniach pH należy wówczas uwzględnić opisaną zmianę.

Na podstawie: A. Hulanicki, Reakcje kwasów i zasad w chemii analitycznej, Warszawa 2016.

Roztwór wodorotlenku wapnia o pH = 9 rozcieńczono wodą destylowaną uzyskując  w temperaturze 25 ^oC roztwór, w którym stężenie jonów Ca²⁺ wynosiło 10^–7 mol·dm^–3.

Uwzględniając autodysocjację wody oblicz wartość pH uzyskanego w ten sposób roztworu. Wynik podaj z dokładnością do trzech cyfr znaczących.

Do 100 cm³ wody destylowanej wprowadzono 3,76 g tlenku potasu i kilkukrotnie energicznie wstrząśnięto. Uzyskany roztwór rozcieńczono wodą destylowaną do objętości 400 cm³.

Oblicz wartość pH powstałego w ten sposób roztworu wodorotlenku potasu. Wynik podaj z dokładnością do trzech cyfr znaczących.

Kwas siarkowy(VI) ulega dwuetapowej dysocjacji elektrolitycznej:

H₂SO₄ + H₂O →  HSO₄^– + H₃O⁺     K_a1 = 10³

HSO₄^– + H₂O ⇄ SO₄^2– + H₃O⁺            K_a2 = 1,02·10^–2

Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2013 oraz  K.-H. Lautenschläger i inni, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2018.

Do 160 cm³ 0,1-molowego roztworu wodorotlenku potasu wprowadzono 40 cm³ roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0,4 mol∙dm^–3.

Oblicz wartość pH wykorzystanego w tym doświadczeniu roztworu kwasu siarkowego(VI), uwzględniając dwuetapową jego dysocjację. Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr znaczących.

Reakcję kwasu etanowego (octowego)  z magnezem ilustruje równanie stechiometryczne:

2CH₃COOH + Mg ⟶ (CH₃COO)₂Mg + H₂

Oblicz, jakiej objętości roztworu kwasu octowego o wartości pH równej 2,7 należy użyć, w celu roztworzenia 3 g wiórek magnezowych? Wynik obliczeń podaj w centymetrach sześciennych z dokładnością do cyfry jedności.

Kwas siarkowy(VI) ulega dwuetapowej dysocjacji elektrolitycznej:

H₂SO₄ + H₂O →  HSO₄^– + H₃O⁺     K_a1 = 10³

HSO₄^– + H₂O ⇄ SO₄²^– + H₃O⁺            K_a2 = 1,02·10^–2

Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2013 oraz  K.-H. Lautenschläger i inni, Nowoczesne kompendium chemii, Warszawa 2018.

Do 160 cm³ 0,1-molowego roztworu wodorotlenku potasu wprowadzono 40 cm³ roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 0,4 mol∙dm^–3.

Oblicz wartość pH uzyskanego roztworu. Wynik podaj z dokładnością do dwóch cyfr znaczących.

Wartość pH roztworów słabych, wieloprotonowych kwasów zależy praktycznie wyłącznie od stężenia jonów wodorowych powstałych w pierwszym etapie dysocjacji kwasu. Przykładem takiego związku chemicznego jest kwas ortofosforowy(V), którego wartość stałej równowagi dysocjacji elektrolitycznej (25 ⁰C) w pierwszym etapie wynosi 7,1∙10^–3, a w kolejnych równa jest odpowiednio 6,3∙10^–8 oraz 4,4∙10^–13.

Na podstawie: P. W. Atkins, L. Jones, Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, Warszawa 2018 oraz W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2013.

Napisz, stosując teorię Brønsteda-Lowry’ego równania procesu dysocjacji elektrolitycznej kwasu ortofosforowego(V). Następnie określ wzór sumaryczny tego jonu zawierającego atom fosforu, którego stężenie molowe jest najwyższe oraz tego o najniższym stężeniu molowym w wodnym roztworze kwasu ortofosforowego(V).

W temperaturze 25 ⁰C stała równowagi reakcji dysocjacji kwasu chlorowego(III) ma wartość 1,1∙10^–², a kwasu azotowego(III) 7,1∙10^–⁴.

Na podstawie: W. Mizerski, Tablice chemiczne, Warszawa 2013.

Spośród związków chemicznych – kwasu chlorowego(III) oraz azotanu(III) sodu napisz wzór sumaryczny tego, który w wodnym roztworze, w wyniku dysocjacji elektrolitycznej utworzy silniejszą zasadę Brønsteda. Uzasadnij swoje stanowisko.

Do 27 g wody destylowanej dodano 6 g tlenku potasu i  uzupełniono wodą do objętości 150 cm³. Z uzyskanego w ten sposób roztworu pobrano 20 cm³ próbki za pomocą której zobojętniono 40 cm³ roztworu kwasu siarkowego(VI).

Oceń poprawność poniższych zdań wpisując literę „P” (prawda) lub literę „F” (fałsz).

W pięciu kolbach miarowych (250 cm³ każda) umieszczono 0,5-molowe, wodne roztwory następujących związków chemicznych:

1) NaOH               2) HCOOH               3) HCl                 4) H₂SO₄                  5) NH₃

Uszereguj wymienione roztwory według wzrastającego stężenia jonów wodorowych.

Miareczkowanie alkacymetryczne jest metodą stosowaną do ilościowego oznaczania zawartości substancji chemicznej w jej wodnym roztworze. Podczas jego wykonywania, do roztworu analitu o znanej objętości, lecz nieznanym stężeniu molowym ostrożnie wprowadza się znajdujący w biurecie mianowany (o ściśle określonym stężeniu) roztwór titranta. Charakterystyczny podczas miareczkowania jest tzw. punkt równoważnikowy, czyli moment, w którym analit przereagował ilościowo z dodanym z biurety titrantem.

Na podstawie: R. Szczypiński, Projektowanie doświadczeń chemicznych. Dla maturzystów i nie tylko, Warszawa 2019.

W wyniku wykonanego miareczkowania 50 cm³ roztworu kwasu solnego roztworem zasady sodowej o wartości pH równej 13,3 ustalono, że początkowe stężenie analitu wynosiło 0,08 mol∙dm^–³.

Oblicz, ile cm³ roztworu titranta zużyto do momentu, w którym pH roztworu analitu wzrosło do wartości równej 3? Wynik podaj z dokładnością do trzech cyfr znaczących.

Miareczkowanie alkacymetryczne jest metodą stosowaną do ilościowego oznaczania zawartości substancji chemicznej w jej wodnym roztworze. Podczas jego wykonywania, do roztworu analitu o znanej objętości, lecz nieznanym stężeniu molowym ostrożnie wprowadza się znajdujący w biurecie mianowany (o ściśle określonym stężeniu) roztwór titranta. Charakterystyczny podczas miareczkowania jest tzw. punkt równoważnikowy, czyli moment, w którym analit przereagował ilościowo z dodanym z biurety titrantem.

Na podstawie: R. Szczypiński, Projektowanie doświadczeń chemicznych. Dla maturzystów i nie tylko, Warszawa 2019.

W wyniku wykonanego miareczkowania 50 cm³ roztworu kwasu solnego roztworem zasady sodowej o wartości pH równej 13,3 ustalono, że początkowe stężenie analitu wynosiło 0,08 mol∙dm^–³.

Oblicz, ile cm³ roztworu titranta zużyto do momentu, w którym osiągnięto punkt równoważnikowy?

Miareczkowanie alkacymetryczne jest metodą stosowaną do ilościowego oznaczania zawartości substancji chemicznej w jej wodnym roztworze. Podczas jego wykonywania, do roztworu analitu o znanej objętości, lecz nieznanym stężeniu molowym ostrożnie wprowadza się znajdujący w biurecie mianowany (o ściśle określonym stężeniu) roztwór titranta. Charakterystyczny podczas miareczkowania jest tzw. punkt równoważnikowy, czyli moment, w którym analit przereagował ilościowo z dodanym z biurety titrantem. Praktycznie w każdym przypadku, podczas miareczkowania, do roztworu analitu wprowadzany jest niewielki nadmiar roztworu titranta, który doprowadzi do trwałej zmiany zabarwienia zastosowanego wskaźnika alkacymetrycznego. Dlatego rzeczywisty punkt końcowy miareczkowania odpowiada wartości pH innej, niż punkt równoważnikowy.

Na podstawie: R. Szczypiński, Projektowanie doświadczeń chemicznych. Dla maturzystów i nie tylko, Warszawa 2019.

W wyniku wykonanego miareczkowania 50 cm³ roztworu kwasu solnego roztworem zasady sodowej o wartości pH równej 13,3 ustalono, że początkowe stężenie analitu wynosiło 0,08 mol∙dm^–³. W trakcie opisanego doświadczenia, jako wskaźnik wykorzystany został błękit tymolowy, którego górny zakres wskaźnikowy (zakres pH zmiany barwy) odpowiada wartościom pH z przedziału 8,0÷9,6. Powyżej pH 9,6 roztwory zawierające ten wskaźnik mają barwę niebieską, natomiast roztwory o odczynie obojętnym – żółtą.

Na podstawie niezbędnych obliczeń ustal, jakie zabarwienie przyjmie roztwór w punkcie końcowym opisanego w informacji wstępnej miareczkowania, jeśli wprowadzono dwie nadmiarowe krople roztworu titranta do roztworu uzyskanego w punkcie równoważnikowym? Przyjmij, że objętość jednej kropli wynosi 30 mm³.

Miareczkowanie alkacymetryczne jest metodą stosowaną do ilościowego oznaczania zawartości substancji chemicznej w jej wodnym roztworze. Podczas jego wykonywania, do roztworu analitu o znanej objętości, lecz nieznanym stężeniu molowym ostrożnie wprowadza się znajdujący w biurecie mianowany (o ściśle określonym stężeniu) roztwór titranta. Charakterystyczny podczas miareczkowania jest tzw. punkt równoważnikowy, czyli moment, w którym analit przereagował ilościowo z dodanym z biurety titrantem. Praktycznie w każdym przypadku, podczas miareczkowania, do roztworu analitu wprowadzany jest niewielki nadmiar roztworu titranta, który doprowadzi do trwałej  zmiany zabarwienia zastosowanego wskaźnika alkacymetrycznego. Dlatego rzeczywisty punkt końcowy miareczkowania odpowiada wartości pH innej, niż punkt równoważnikowy.

Na podstawie: R. Szczypiński, Projektowanie doświadczeń chemicznych. Dla maturzystów i nie tylko, Warszawa 2019.

W wyniku wykonanego miareczkowania 50 cm³ roztworu kwasu solnego roztworem zasady sodowej o wartości pH równej 13,3 ustalono, że początkowe stężenie analitu wynosiło 0,08 mol∙dm^–3.

Zmiany pH miareczkowanego roztworu w zależności od objętości dodanego roztworu titranta można przedstawić graficznie w postaci tzw. krzywej miareczkowania. Rysunki poniżej przedstawiają takie krzywe w trzech różnych układach kwas-zasada, a znajdujące się na nich linie przerywane wskazują wartość pH przy której osiągnięto punkt równoważnikowy.

Spośród podanych rysunków tylko jeden może ilustrować zmiany zarejestrowane podczas miareczkowania opisanego w treści wstępnej do zadania. Wybierz te grafiki, które nie ilustrują krzywej miareczkowania sporządzonej podczas tego doświadczenia. Uzasadnij swój wybór.