Chemistry  12  Acid-­‐Base  Equilibrium  V  

Name:  Date:  Block:  

 1. Buffers  2. Hydrolysis  

 Buffers    

An  acid-­‐base  buffer  is  a  solution  that  resists  changes  in  pH  following  the  addition  of  relatively  small  amounts  of  a  strong  acid  or  base.    Example:    Consider  a  1.0  L  solution  of  0.10  M  acetic  acid.      

CH3COOH  (aq)  +  H2O  (l)  ⇋  CH3COO-­‐  (aq)  +  H3O+  (aq)    

• Acetic  acid  is  a  weak  acid  –  only  a  small  percent  of  the  weak  acid  is  ionized    Visually…          If  a  strong  base  was  added  to  a  solution,  acetic  acid  will  be  there  to  neutralize  the  base.  If  a  strong  acid  was  added,  there  would  be  no  species  to  neutralize  it.    

In  order  for  a  buffer  solution  to  be  effective,  equivalent  concentrations  of  a  weak  acid  and  a  conjugate  base  must  be  in  solution.  

             Circle  the  pairs  of  chemical  species  below  that  could  be  used  to  prepare  a  buffer  solution:    

HNO3  and  NaNO3   KF  and  HF   HNO2  and  HNO3   HCOOH  and  LiHCOO  

NaHSO4  and  Na2SO4   K2CO3  and  K2C2O4   HCl  and  NaCl   KH2PO4  and  K2HPO4  

       

Acidic  Buffer:    Because  …     Then  …            Or  in  general…              The  hydronium  ion  concentration  (and  therefore  the  pH)  or  a  buffer  solution  depends  on:  

1. the  Ka  value  2. the  ratio  of  the  concentration  of  the  weak  acid  to  its  conjugate  base  

   Using  our  acetic  acid  example…          

[H3O+]  =                pH  =          

 We  now  add  0.10  mol  HCl  to  1.0  L  buffer  solution  with  no  volume  change.  

• The  0.10  mol  H3O+  will  be  consumed  

• [CH3COO-­‐]  will  _________________________________________  

• [CH3COOH]  will  _________________________________________  

 [H3O+]  =                pH  =    

         

We  now  add  0.10  mol  OH-­‐  to  1.0  L  buffer  solution  with  no  volume  change.  • The  0.10  mol  OH-­‐  will  be  consumed  

• [CH3COO-­‐]  will  _________________________________________    

• [CH3COOH]  will  _________________________________________  

   

[H3O+]  =                pH  =    

     Basic  Buffer:    Consider  a  NH3/NH4+  buffer  solution:            Because  …     Then  …            Or  in  general…          (Remember:  Kb  for  NH3  =  Kw  /  Ka  for  NH4+)        Using  our  NH3/NH4+  example…    

[OH-­‐]  =                [H3O+]  =            pH  =      

   

We  now  add  0.010  mol  HCl  to  1.0  L  buffer  solution  with  no  volume  change.  • The  0.010  mol  H3O+  will  be  consumed  

• [NH3]  will  _________________________________________  

• [NH4+]  will  _________________________________________  

 [OH-­‐]  =                [H3O+]  =            pH  =        

     We  now  add  0.010  mol  OH-­‐  to  1.0  L  buffer  solution  with  no  volume  change.  

• The  0.010  mol  OH-­‐  will  be  consumed  

• [NH3]  will  _________________________________________    

• [NH4+]  will  _________________________________________  

 [OH-­‐]  =                [H3O+]  =            pH  =        

       Hebden  Workbook  Pg.  181  #  131  –  138                

 Hydrolysis    In  previous  Chemistry  courses,  you  have  learned  about  neutralization  reactions  where:  

Acid  +  Base  à  Salt  +  Water    

The  “salt”  produced  in  neutralization  reactions  are  actually  acidic  or  basic.  The  ions  that  make  up  the  salt  behave  as  weak  acids  or  bases.    

Hydrolysis  is  the  reaction  of  an  ion  with  water  to  produce  either:  • The  conjugate  base  of  the  ion  and  hydronium  ions  or…  • The  conjugate  acid  of  the  ion  and  hydroxide  ions.  

 Circle  the  ions  in  the  following  list  that  represent  cations  of  strong  bases:    

Al3+   Rb+   Fe3+   Cr3+   Ca2+   Sn4+   Cs+   Ba2+    Circle  the  ions  in  the  following  list  that  represent  the  conjugate  bases  of  strong  acids:    

F-­‐   ClO2-­‐   ClO4-­‐   SO42-­‐   Cl-­‐   NO2-­‐   CH3COO-­‐   CN-­‐   NO3-­‐    Circle  the  following  salts  whose  ions  will  not  hydrolyze  when  dissociated  in  water.    NH4Cl   Na2CO3   RbClO4   Li2SO3   BaI2   NH4HCOO   KIO3   CsF   CaBr2  

 For  the  above  list,  for  the  salts  that  will  hydrolyze:  

a) Write  out  the  balanced  dissociation  equation.  b) For  the  ion  that  will  hydrolyze,  write  out  the  equation  that  will  occur  when  it  reacts  with  water.  c) Write  out  the  Ka  or  Kb  expression.  (the  larger  Ka  will  “win”!)  

                   

Example:    A  9.54g  sample  of  Mg(CN)2  is  dissolved  in  enough  water  to  make  500.0  mL  of  solution.  Calculate  the  pH  of  this  solution.  

• What  is  the  concentration  of  Mg(CN)2?      

• What  is  initial  concentration  of  each  ion?  (*Hint  –  dissociation  equation  required)          

• What  are  the  2  ions  produced?  Which  will  hydrolyze?          

 • What  is  the  equation  when  it  reacts  with  water?  What  is  the  base  ionization  expression  (Kb)?  

         

• Make  an  ICE  table.                    

• What  is  the  [OH-­‐]  at  equilibrium?                

• Calculate  pH  and  pOH.                                  

Sodium  carbonate  is  used  in  the  manufacture  of  glass  and  also  as  a  laundry  additive  to  soften  water.  A  200.0  mL  aqueous  solution  of  0.50  M  Na2CO3  is  diluted  to  500.0  mL.  Calculate  the  pH  of  the  resulting  solution.                                              

 The  Kb  for  pyridine,  C5H5N,  a  weak  base,  is  4.7  x  10-­‐9.  Calculate  the  pH  of  a  0.10  M  solution  of  C5H5NHNO3.                                                                                

                   Hebden  Workbook  Pg  148  #69-­‐73