V.III

5.3
Säure-Base-Reaktionen
• Stoffklasse Säuren (Svante Arrhenius, 1887)
Säuren sind Wasserstoffverbindungen, die in
wässriger Lösung hydratisierte H+ - Ionen bzw.
H+ (aq) bilden.
Sauerstoffhaltige anorganische Säuren
Säureanhydrid
Säure
CO2
[H2CO3]
N2O3
HNO2
Salpetrige Säure
N2O5
HNO3
Salpetersäure
P4O10
H3PO4
Phosphorsäure
SO2
H2SO3
Schweflige Säure
SO3
H2SO4
Schwefelsäure
Cl2O7
HClO4
Perchlorsäure
H2O
HNO3 J H+ (aq) + NO3- (aq)
Kohlensäure
Sauerstofffreie anorganische Säuren
H2O
HCl (g) J H+ (aq) + Cl- (aq)
Lösung von polaren Wasserstoffverbindungen
Organische Säuren
H2O
CH3–COOH J H+ (aq) + R–COO- (aq)
Einprotonige und mehrprotonige Säuren
HNO3 - H2SO4 - H3PO4
• Stoffklasse Basen (Arrhenius, 1887)
Basen sind Hydroxydverbindungen, die in wässriger Lösung hydratisierte OH- - Ionen bzw. OH(aq) bilden.
Metalloxid
Base
Lösung
Na2O
NaOH
Natriumhydroxid Natronlauge
K2O
KOH
CaO
Ca(OH)2
Calciumhydroxid Kalkwasser
BaO
Ba(OH)2
Bariumhydroxid Barytwasser
Kaliumhydroxid
Kalilauge
H2O
NaOH J Na+ + OH-
Hydroxidbildende Basen (!?)
NH3 (g) + H2O
+
-
NH4 (aq) + OH (aq)
Bildung von Säuren und Basen
Wasser reagiert mit Nichtmetalloxiden (Säureanhydriden) zu Säuren.
SO2 + H2O J H2SO3
Wasser reagiert mit Metalloxiden (Basenanhydriden) zu Basen.
CaO + H2O J
Ca(OH)2
Wasser reagiert mit unedlen Metallen unter
Wasserstoffbildung zu Metalloxiden, diese
Metalloxide sind Basenanhydride und lösen sich
meist gleich wieder in Wasser zu Basen.
2 Na + H2O
J Na2O + H2
Na2O + H2O
J
2 NaOH
2 Na + 2 H2O J 2 NaOH + H2
Säurebildung mit Nichtmetalloxid
Polare kovalente H–O–X-Bindung
–
δ
+
δ
” O
“
S
O
“ ”
H O–S–O
O
H
+
–
δ δ
H–O–H
+
H2SO3
Basenbildung mit Metalloxid
Ionische HO-M-Bindung (geladene Ionen)
Ca2+O2-
HO- Ca2+ OH-
+
-
δ
+
δ
HO– H
Ca(OH)2
Oxide führen zur Spaltung von Wasser.
Die chemischen Eigenschaften des Reaktionsproduktes hängen von der Art des Oxides ab.
• Stoffklasse Salze
Salze sind Ionenverbindungen, die aus Metallion
(Kation der Base) und Anion (Säurerest) zusammengesetzt sind.
Sie entstehen als Neutralisationsprodukte von
Arrhenius-Säuren und -Basen.
H2O
Na2SO4 J 2 Na+ + SO42H2O
2 NaOH + H2SO4 J Na2SO4 + 2 H2O
Anionen einiger Salze
Säure
Fluoride
F-
HF
Chloride
Cl-
HCl
Sulfide
S2-
H2S
Hydrogencarbonate
HCO3-
H2CO3
Carbonate
CO32-
Nitrite
NO2-
HNO2
Nitrate
NO3-
HNO3
Dihydrogenphosphate
H2PO42-
H3PO4
Hydrogenphosphate
HPO4-
Phosphate
PO43-
Hydrogensulfite
HSO3-
Sulfite
SO32-
Hydrogensulfate
HSO3-
Sulfate
SO42-
Acetate
CH3COO-
H2SO3
H2SO4
CH3COOH
• Das Ionenprodukt des Wassers
Anwendung des Massenwirkungsgesetzes auf die Autoprotolyse des Wassers
H3O+ + OH-
H2O + H2O
H2O
+
H
-
+ OH
c(H+ ) ⋅ c(OH− )
Kc =
= 1,8 ⋅ 10 −16 mol / L
c(H2 O)
In reinem Wasser und in verdünnten wässrigen Lösungen
(T = 25 °C) ist c(H2O) annähernd konstant:
n
m
ρ
997 ,04 g / L
=
=
=
c (H 2 O ) =
V M ⋅ V M 18 ,015 g / mol
= 55 ,34 mol / L
Kc ⋅ c(H2O) = KW = c(H+) ⋅ c(OH-)
Für reines Wasser bei 25 °C gilt: KW = 1 ⋅ 10-14 mol2/L2
J c(H+) = c(OH-) = 1 ⋅ 10-7 mol/L
1)
1)
Nur 1,8 µg/L H2O sind in 0,1 µg/L H+ und 1,7 µg/L OH- zerfallen!
1L=
55,3 mol
• Protonenkonzentration und pH-Wert
Konzentration
c(H+)
c(OH-)
reines Wasser
10-7 mol/L
10-7 mol/L
saure Lösung
> 10-7 mol/L
< 10-7 mol/L
basische Lösg.
-7
< 10 mol/L
-7
> 10 mol/L
Ionenprodukt c(H+) ⋅ c(OH-) = 10-14 mol2/L2
Reines Wasser hat einen pH-Wert von
7, ist also neutral. In der Praxis hat
Wasser aber einen pH-Wert zwischen 5
und 7, da es ohne gelöste Stoffe nicht
vorkommt. Lässt man Wasser an der
Luft stehen, löst sich CO2 aus der
Luft und erniedrigt den pH-Wert.
Definition des pH-Wertes
c(H+ )
pH = − lg
mol / L
1)
pH nach lat.:
Pondus hydrogenii Gewicht des Wasserstoffs
pOH-Wert
c(OH− )
pOH = − lg
mol / L
pH + pOH = pKw = 14
1)
pH-Wert-Skala
c(OH-)
10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 mol/L
c(H+)
100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 mol/L
pH
0
1
2
sauer
3
4
5
6
7
neutral
8
9
10
11
12
alkalisch
13
14
H+-Konzentration und pH-Wert wässriger Lösungen
Lösung
c(H+) / mol ⋅ L-1
pH-Wert
Salzsäure, 1 mol ⋅ L-1
1
Magensaft
4 ⋅ 10-2
1/25
1,4
Zitronensaft
8 ⋅ 10-3 1/125
2,1
Orangensaft
1,6 ⋅ 10-3
2,8
Wein
3 ⋅ 10-4
3,5
Tomatensaft
8 ⋅ 10-5
4,1
Scharzer Kaffee
1 ⋅ 10-5
5,0
Urin
1 ⋅ 10-6
6,0
Regenwasser
3 ⋅ 10-7
6,5
Milch
1,3 ⋅ 10-7
6,9
Reines Wasser (24 °C)
1 ⋅ 10-7
7,0
Blut
4 ⋅ 10-8
7,4
Backpulver
3,2⋅ 10-9
8,5
Boraxlösung
6,3 ⋅ 10-10
9,2
Kalkwasser
3,2 ⋅ 10-11
10,5
Ammoniaklösung (6 %)
1,3 ⋅ 10-12
11,9
Natronlauge, 1 mol ⋅ L-1
1 ⋅ 10-14
14,0
0,0
Welchen pH-Wert besitzt ein Wasser mit einer Konzentration c(H+) = 3,82 ⋅
10-10 mol/L?
Berechnen Sie die Konzentration an H+-Ionen in einem industriellen Abwasser.
Der pH-Wert beträgt 4,5.
Berechnen Sie den pH-Wert einer gesättigten Ca(OH)2-Lösung (Kalkwasser,
L(20 °C) = 1,26 g ⋅ L-1)
Ca(OH)2 J Ca2+ + 2 OH-
• Säure-Base-Theorie nach Brønstedt (1923)
Eine Säure ist eine Substanz, die Protonen abgeben kann J Protonendonator
Eine Base ist eine Substanz, die Protonen aufnehmen kann J Protonenakzeptor
Eine Säure-Base-Reaktion bzw. Protolyse ist die Übergabe eines Protons der
Säure an die Base. Daran sind stets zwei konjugierte Säure-Base-Paare
beteiligt. Ein konjugiertes (korrespondierendes) Säure-Base-Paar ist durch
Aufnahme bzw. Verlust eines Protons verbunden.
Substanzen wie H2O, die sowohl als Säure wie auch als Base auftreten
können, sind amphoter.
CH3COOH +
H2O
H3O+
Säure 1
Base 2
Säure 2
H2O
Säure 1
+ CH3COOBase 2
CH3COOH
Säure 2
+
CH3COOBase 1
+ OHBase 1
Stärke von Brønstedt-Säuren und -Basen
Säurestärke:
Tendenz Protonen abzugeben
Basestärke:
Tendenz Protonen aufzunehmen
+
HCl ist eine stärkere Säure als H3O und besitzt eine größere Tendenz als
+
H3O , Protonen abzugeben. Das Gleichgewicht liegt vollständig auf der
rechten Seite.
Je stärker eine Säure, um so schwächer ist ihre konjugierte Base (und
umgekehrt).
HCl
+
Säure 1
H2O
Base 2
J
H3O+
Säure 2
+
ClBase 1
+
H3O ist eine stärkere Säure als CH3COOH. Das Gleichgewicht liegt weit auf
der linken Seite. Ebenfalls ist CH3COO stärker basisch als H2O.
Es werden stets die schwächere Säure und Base bevorzugt gebildet.
CH3COOH
Säure 1
+
H2O
H3O+
Base 2
Säure 2
+
CH3COOBase 1
Stärke von Säuren H–X abhängig von
J der Größe von X:
HCl < HBr < HI
Je größer Bindungspartner X , um so leichter Abtrennbarkeit von H+
J der Polarität der
H–X-Bindung
HCl > H2S > PH3
Je polarer die H–X-Bindung, um so leichter Abtrennbarkeit von H+.
Das gilt prinzipiell ebenso für sauerstoffhaltige
Säuren H–O–Y.
Säurebildung (I) und Protolyse (II)
Polare kovalente H–O–X-Bindung
–
δ
δ
” O
+
S
“
“ ”
H O–S–O
O
O
+
H
I
–
δ δ
H–O–H
+
Bindungsspaltung
unter Protolyse
δ
–
δ δ
+
+
H –O–S–O
OH
II
–
δ
H–O–H
+
Säure
∆ χ (H–O) = 1,4 > ∆ χ (O–S) = 1,0
H
H–O–H
“
+
HSO3 +
Säuredissoziationskonstante KS
HA(aq)
+
H2O
H3O+(aq)
+
A-(aq)
c(H3 O + ) ⋅ c( A − )
K=
c(HA) ⋅ c(H2 O)
Mit c(H2O) = konstant und c(H3O+) = c(H+) folgt
c(H+ ) ⋅ c( A − )
KS = K ⋅ c(H2O) =
c(HA)
pKS = - lg KS
Berechnung des pH-Wertes von Säuren in wässriger Lösung
HA(aq)
A
Eq
+
H3O+(aq)
H2O
c0
c(HA) = c0 - c(H+)
+
A-(aq)
0
0
c(H+)
c(H+)
c(H+ ) ⋅ c( A − )
c 2 (H+ )
2
+
+
J
0
=
c
(H
)
+
K
c(H
) - KS c0
=
KS =
S
+
c(HA)
c 0 − c(H )
2
K
KS
c(H ) = - S +
+ K Sc0
2
4
+
pH = - lg c(H+)
I
pH-Wert schwacher Säuren J gute Näherung für pKS > 4
HA(aq)
A
Eq
+
H3O+(aq)
H2O
c0
c(HA) ≈ c0
+
A-(aq)
0
0
c(H+)
c(H+)
J Es gilt c0 >> c(H+) bzw. c(HA) = c0 - c(H+) ≈ c0
c(H+ ) ⋅ c( A − ) c 2 (H+ )
=
KS =
c(HA)
c0
c(H+ ) = K S ⋅ c 0
pH =
II
1
(pK s − lg c 0 )
2
pH-Wert starker Säuren J gute Näherung für pKS < - 1
HA(aq)
J
H+(aq)
+
A-(aq)
A
Eq
c0
c(HA) = 0
0
0
c0
c0
J Kein chemisches Gleichgewicht, es gilt c(H+) = c0(HA)
pH = - lg c0
Berechnen Sie den pH-Wert von Salzsäure mit der Konzentration von c(HCl) =
0,1 mol/L.
Gegeben:
pKS(HCl) < - 1,74
Welchen pH-Wert hat eine CH3COOH-Lösung der Konzentration 0,1 mol/L?
Gegeben:
pKS(CH3COOH) = 4,75
Protolysegrad α von Säuren (s. 6.1)
Neben dem pKS-Wert dient der Protolysegrad α zur Charakterisierung des
Umfangs einer protolytischen Reaktion.
HA
α=
H+ + Ac(H+ ) c( A − )
α=
=
c0
c0
Konzentration der protolysierten Moleküle
Ausgangskonzentration an Molekülen
Die wässrige Lösung der schwachen Säure CH3COOH der Konzentration 0,1
mol ⋅ L -1 hat den pH-Wert von 2,88. Wie viel % der gelösten Säuremoleküle
sind ionisiert?
CH3COOH(aq)
H+(aq) + CH3COO-(aq)
c(H+) = 10-pH = 0,0013 mol ⋅ L -1 ; c0 = 0,1 mol ⋅ L
-1
Basenkonstante KB
A-(aq)
K=
+
H2O
HA(aq)
c(HA) ⋅ c(OH− )
c( A − ) ⋅ c(H2 O)
Mit c(H2O) = konstant folgt
K B = K ⋅ c(H2 O) =
pKB = - lg KB
c(HA) ⋅ c(OH− )
c( A − )
+
OH-(aq)
Berechnung des pH-Wert von Basen in wässriger Lösung
A-(aq)
A
Eq
+
H2O
HA(aq)
c0
0
c(A-) = c0 - c(OH-)
KB =
c(HA) ⋅ c(OH− )
c( A − )
=
2
c 0 − c(OH− )
K
KB
c(OH− ) = - B +
+ KBc0
2
4
pOH = - lg c(OH)
pH = 14 - pOH
OH-(aq)
0
c(OH-)
c 2 (OH− )
+
c(OH-)
J 0 = c2(OH-) + KB c(OH-) - KB c0
I
pH-Wert schwacher Basen J gute Näherung für pKB > 4
A-(aq)
A
Eq
+
H2O
HA(aq)
c0
+
OH-(aq)
0
c(A-) ≈ c0
0
c(OH-)
c(OH-)
J Es gilt c0 >> c(OH-) bzw. c(A-) = c0 - c(OH-) ≈ c0
KB =
c(HA) ⋅ c(OH− )
−
c( A )
c 2 (OH− )
=
c0
c(OH-) =
pOH =
KB ⋅ c0
1
(pK B − lg c 0 )
2
pH = 14 - pOH
II
pH-Wert starker Basen (Metallhydroxide) J gute Näherung für pKB < - 1
MOH(aq)
A
Eq
J
c0
c(MOH) = 0
M+(aq)
+
OH-(aq)
0
0
c0
c0
J Kein chemisches Gleichgewicht, es gilt c(OH-)= c0(MOH)
pOH = - lg c0
pH = 14 - pOH
Berechnen Sie den pH-Wert und die zugehörige Konzentration an H+-Ionen
einer Natronlauge. Die Konzentration beträgt c(NaOH) = 0,5 mol/L.
Gegeben:
pKB(OH-) = - 1,74
Welchen pH-Wert hat eine NH3-Lösung der Konzentration 0,5 mol/L?
Gegeben:
pKB(NH3) = 4,75
Basenbildung (I) und Dissoziation/Hydratation (II)
Ionische HO-M-Bindung (geladene Ionen)
Ca2+O2I
+
Ca(OH)2
HO- Ca2+ OH-
-
δ
+
δ
HO– H
Bindungsspaltung
(Dissoziation)
II
HO- Ca2+ OH-
+
δ
H–O–H
∆ χ (H–O) = 1,4 < ∆ χ (OCa) = 2,5
Base
H–O
Ca2 “
”
+
H–O–H
”
H–O–H
O–H
Einteilung der Säure-/Basenstärke anhand des
pKS-/pKB-Wertes
pKS
- 1,74
- 1,32
1,81
1,92
2,13
2,22
3,14
3,35
3,75
4,75
4,85
6,52
6,92
7,00
7,20
9,25
9,40
10,40
12,36
13,00
15,74
keine
Protonenabgabe
HClO4
HI
HCl
H2SO4
H3O+
HNO3
H2SO3
HSO4H3PO4
[Fe(H2O)6]3+
HF
HNO2
HCOOH
CH3COOH
[Al(H2O)6]3+
H2CO3
H2S
HSO3H2PO4NH4+
HCN
HCO3HPO42HSH2O
C2H5OH
NH3
OHH2
korresp. Base
pKB
ClO4keine
IProtonenCl
aufnahme
HSO4
H2O
15,74
NO3
15,32
HSO312,19
2SO4
12,08
H2PO4
11,87
2+
[Fe(OH)(H2O)5]
11,78
F10,86
NO2
10,65
HCOO
10,25
CH3COO9,25
2+
[Al(OH)(H2O)5]
9,15
HCO3
7,48
HS
7,08
2SO3
7,00
HPO426,80
NH3
4,75
CN
4,60
2CO3
3,60
3PO4
1,64
S21,00
OH
- 1,74
C2H5O
vollständige
NH2ProtonenO2aufnahme
H
Säuren/Basen kleinem pKS-/pKB-Wert sind stark.
Basenstärke nimmt zu
Säurestärke nimmt zu
vollständige
Protonenabgabe
Säure
Nivellierender Effekt
In wässrigen Lösungen dissoziieren starke Säuren
und starke Basen vollständig zu H3O+ - bzw. OH-Ionen. So lassen sich z. B. die unterschiedlichen
Säurestärken
von
Chlorwasserstoff
und
Perchlorsäure in Wasser nicht mehr anhand des
pH-Wertes unterscheiden. Man spricht vom
nivellierenden Effekt des Wassers.
Um auch sehr starke Säuren bezüglich der
Säurestärke unterscheiden zu können, bestimmt
man Gleichgewichtskonstanten in nichtwässrigen
Lösungen und überträgt diese annäherungsweise
auf das Lösungsmittel Wasser.
pKS-/pKB-Wert als Maß für die Säure-/Basenstärke
Näherung für Berechnungen
starke Säuren/Basen:
pKS/pKB < - 1
mittelstarke Säuren/Basen: pKS/pKB < 4
schwache Säuren/Basen:
pKS/pKB > 4
KS und KB eines konjugierten
Säure-Base-Paares
KS ⋅ KB = Kw = 1 ⋅ 10-14 mol2/L2
pKS + pKB = pKw = 14
Mehrprotonige Säuren
In der Regel ist pKS2 - pKS1 ≥ 4 J
Beispiel
pKS
Für c(H+) bzw. pH-Wert der wässrigen
Lösung braucht mit guter Näherung nur
die erste Protolysestufe berücksichtigt
werden (Ausnahme H2SO4)!
H3PO4
H+ + H2PO4- 2,13
H2PO4-
H+ + HPO4-
7,20
HPO4-
H+ + PO43-
12,36
pH-Werte von Salzen
Na+Cl-
Salze reagieren in wässriger Lösung neutral, wenn Kation und
Anion nicht unter Protolyse reagieren.
NH4+Cl-
NH4+ wirkt gegenüber Wasser als Protonendonator (Säure)
NH4+ + H2O
NH3 + H3O+
Cl- ist so schwach basisch, dass es nicht mit Wasser reagiert.
Na+CH3COO-
CH3COO- wirkt gegenüber Wasser als Protonenakzeptor (Base)
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH-
Na+ (Li+, K+, Ca2+, Ba2+) reagiert nicht mit Wasser.
Allgemein
Kation und Anion
pKS = pKB
pKS < pKB
pKS > pKB
pH-Wert
neutral (pH = 7)
sauer (pH < 7)
basisch (pH > 7)
Wie reagiert eine NH4Cl-Lösung? Berechnen Sie den pH-Wert einer NH4ClLösung der Konzentration c(NH4Cl) = 0,3 mol/L!
pKS(NH4+) = 9,25; pKB(Cl-) = > 15,74 J Lösung reagiert sauer
Wie reagiert eine NaCH3COO-Lösung? Berechnen Sie den pH-Wert einer
NaCH3COO-Lösung der Konzentration c(NaCH3COO) = 0,3 mol/L!
pKB(CH3COO-) = 9,25; pKS[Na(H2O)6]+ > 15,74 J Lösung reagiert basisch
Amphotere Anionen (Ampholyte)
Säure
korresp. Base
pKB
HClO4
ClO4vollständige
keine
HI
I
ProtonenProtonenHCl
Cl
aufnahme
abgabe
H2SO4
HSO4
+
- 1,74
H3O
H2O
15,74
- 1,32
HNO3
NO3
15,32
1,81
H2SO3
HSO312,19
21,92
HSO4
SO4
12,08
2,13
H3PO4
H2PO4
11,87
3+
2+
2,22
[Fe(H2O)6]
[Fe(OH)(H2O)5]
11,78
3,14
HF
F
10,86
3,35
HNO2
NO210,65
3,75
HCOOH
HCOO
10,25
4,75
CH3COOH
CH3COO
9,25
3+
2+
4,85
[Al(H2O)6]
[Al(OH)(H2O)5]
9,15
6,52
H2CO3
HCO3
7,48
6,92
H2S
HS7,08
27,00
HSO3
SO3
7,00
27,20
H2PO4
HPO4
6,80
+
9,25
NH4
NH3
4,75
9,40
HCN
CN
4,60
10,40
HCO3CO323,60
2312,36
HPO4
PO4
1,64
213,00
HS
S
1,00
15,74
H2O
OH
- 1,74
C2H5OH
C2H5Okeine
vollständige
NH
NH
3
2
ProtonenProtonen2OH
O
abgabe
aufnahme
H2
H
Bestimmte Anionen der Hydrogensalze können sowohl als
Säuren als auch als Basen reagieren (Ampholyte).
Basenstärke nimmt zu
Säurestärke nimmt zu
pKS
Amphotere Anionen (Ampholyte) sind stärkere Säuren und stärkere Basen
als neutrale Wassermoleküle!
I
HCO3-
H+ + CO32-
pKS = 10,4
II
HCO3- + H2O
[H2CO3] + OH--
pKB = 7,48
III
H+ + OH-
H2O
2 HCO3-
CO32- + CO2 + H2O
pKB < pKS J Lösung reagiert basisch
pH = ½ (pKS1 + pKS2)
(Autoprotolyse von HCO3-)
• Pufferlösungen
Eine Pufferlösung besteht aus einer schwachen
Säure und ihrer konjugierten Base.
Pufferlösungen halten den pH-Wert bei Zugabe
von begrenzten Mengen Säure oder Base
weitgehend konstant.
Henderson-Hasselbalch-Gleichung (1916)
HA
H+ + A-
c(H+ ) ⋅ c( A − )
KS =
c(HA)
pH = pK S − lg
bzw.
c(H+ ) = K S ⋅
c(HA)
c( A − )
-
c(HA)
Für c(HA) = c(A ) gilt:
c( A − )
pH = pKS
Wirksame Pufferlösungen mit Stoffmengenverhältnis
c ( HA )
1
10
=
bis
10
1
c(A − )
J
pH = pKS ± 1
Eine Pufferlösung enthält 1,00 mol ⋅ L-1 CH3COOH
und 1,00 mol ⋅ L-1 NaCH3COO. Der pKS-Wert von
CH3COOH beträgt 4,75 (Gleichgewichtskonzentrationen!).
1)
Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung?
1 ,00
pH = 4 ,75 − lg
= 4 ,75
1 ,00
2a) Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung nach
Zugabe von 0,1 mol/L HCl (pH = 1)?
CH3COO- + H+ J CH3COOH
(1 ,00 + 0 ,1 )
pH = 4 ,75 − lg
= 4 ,66
(1 ,00 − 0 ,1 )
pH = pK S − lg
c (HA ) + c ( Säure )
c ( A − ) − c ( Säure )
2a) Welchen pH-Wert hat die Pufferlösung nach
Zugabe von 0,1 mol/L NaOH (pH = 13)?
CH3COOH + OH- J CH3COO- + H2O
(1 ,00 − 0 ,1 )
pH = 4 ,75 − lg
= 4 ,84
(1 ,00 + 0 ,1 )
pH = pK S − lg
c(HA) − c(Base)
c( A − ) + c(Base)

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