113
23. WARTOŚĆ pH ROZTWORÓW WODNYCH
WSTP
1. Wartość pH wody i roztworów
Woda dysocjuje na jon wodorowy i wodorotlenowy:
H2O H+ + OH- (23.1)
Stała równowagi tej reakcji, KD: wyraża się wzorem:
[+][ź-]
KD = (23.2)
[2ź]
i jest silnie przesunięta w takim kierunku, że znaczna większość cząsteczek wody
jest niezdysocjowana, co znajduje wyraz w niskiej wartości stałej dysocjacji. Z
bardzo dobrym przybliżeniem można więc założyć, że stężenie wody jest stałe i po
pomnożeniu obu stron równania (23.2) przez [H2O] (stężenie wody w wodzie)
otrzymujemy nową stałą KW , zwaną iloczynem jonowym wody.
KW = KD[H2O] = [H+][OH-] = 10-14 mol2 dm-6 (T = 25OC) (23.3)
Po uwzględnieniu faktu, że jedna cząsteczka wody dysocjuje na jeden jon
wodorowy i jeden jon wodorotlenowy można dojść do oczywistego wniosku, że w
czystej wodzie stężenie tych jonów jest sobie równe, [H+] = [OH-], co prowadzi
do wyrażenia na stężenie jonów wodorowych:
114
[H+]2 = 10-14 mol2 dm-6
czyli
[H+] = 10-7 mol dm-3
(dla wody i roztworów obojętnych) (23.4)
Jak więc widać, stężenie jonów wodorowych w wodzie, a więc i w roztworach
obojętnych (bo [H+] = [OH-]), wynosi 10-7 mol dm-3 Zamiast podawać tak małe
liczby, można się posługiwać rzędami wielkości, lub mówiąc inaczej, można podawać
stężenie jonów wodorowych w skali logarytmicznej; nowa jednostka jest nazywanapH:
pH = - log[H+] (23.5)
Wartość pH wody i roztworów obojętnych wynosi więc 7. Dodatek kwasu
spowoduje wzrost stężenia jonów wodorowych, czyli spadek wartości pH.
Roztwory kwaśne wykazują więc pH mniejsze od 7. Dodatek zasady spowoduje
wzrost stężenia jonów [OH-]. Iloczyn stężeń jonów wodorowych i
wodorotlenowych jest stały, zawsze równy wartości KW, co prowadzi do spadku
stężenia jonów wodorowych. W efekcie pH roztworu zasadowego jest wyższe od
7.
2. Sens fizyczny pH
W równaniu definiującym pH zamiast stężenia powinna występować aktywność
a(H+), która, mówiąc w uproszczeniu, wyraża stężenie wolnych jonów
wodorowych działających aktywnie w danym zjawisku:
pH = - log a(H+) (23.6)
Należy tu zwrócić uwagę na dwie charakterystyczne cechy pojęcia pH. Po
pierwsze, wartość pH zdefiniowana równaniami (23.5) oraz (23.6) nie powinna być
bezwymiarowa, jak jest w założeniu, lecz ma wymiar będący logarytmem
dziesiętnym ze stężenia. Po drugie, pomiar aktywności indywidualnego jonu, a
więc i wartości pH jest niemożliwy z powodów termodynamicznych. Czym więc
jest w istocie bardzo użyteczne pojęcie pH ?
Jeżeli wartość pH zdefiniujemy jako logarytm stosunku dwóch stężen (lub
dwóch aktywności), wtedy uzyskamy matematycznie prawidłową definicję (znika
115
wymiar) oraz termodynamiczna przeszkoda (stosunek dwóch aktywności jest
mierzalny):
apr
pH = -log (23.7)
awz
Wartość pH jest więc w istocie stosunkiem aktywności jonów wodorowych danej
próbki do aktywności tych jonów w arbitralnie przyjętym wzorcu. Istotne podczas
pomiaru pH jest więc posługiwanie się legalnymi wzorcami, zgodnymi z ogólnie
(oficjalnie) zaakceptowanym wzorcem międzynarodowym.
Zgodnie z istniejącą tradycją, pH zwyczajowo podaje się jako zdefiniowane
niepoprawnymi, ale za to prostszymi równaniami (23.5) czy (23.6). Należy jednak
pamiętać, że poprawna jest definicja (23.7), oddająca równocześnie istotę
mierzonej wielkości.
3. Pomiar pH
Jedną z prostszych metod określania pH roztworów jest stosowanie wskazników
(indykatorów) kwasowo-zasadowych. Wskazniki te są związkami organicznymi
zmieniającymi barwę przy zmianie pH roztworów. Wspólną ich cechą jest
zdolność do ulegania dysocjacji w roztworze:
HIn H+ + In- (23.8)
gdzie
HIn - niezdysocjowana cząsteczka wskaznika,
In- - anion powstały w wyniku dysocjacji.
Cząsteczka HIn oraz anion In- różnią się barwą. Ilościową miarą stanu
równowagi tego procesu jest stała dysocjacji wskaznika KIn:
H+ In-
(23.9)
KIn =
HIn
które to równanie po przekształceniu można przedstawić w postaci:
In-
(23.10)
pH = pKIn + log
HIn
Zauważalna zmiana barwy roztworu zawierającego wskaznik następuje przy
pH = KIn.. Dlatego różne wskażniki wykazują zmianę barwy przy różnych
wartościach pH.
116
Jest też możliwy ilościowy pomiar pH przy pomocy wskazników, przez
spektrofotometryczne wyznaczenie stosunku stężeń [In-]/[HIn].
Najpopularniejsza metoda pomiaru pH polega na pomiarze siły
elektromotorycznej ogniwa zawierającego elektrodę, której potencjał zależy od
stężenia jonów wodorowych. Najwygodniejszą elektrodą wskaznikową używaną
do pomiaru stężenia jonów wodorowych jest elektroda szklana.
4. Roztwory buforowe
Rozcieńczanie lub dodawanie kwasu (lub zasady) do roztworu zasady (lub kwasu),
powoduje zmianę wartości pH takiego roztworu. Właściwością roztworów
buforowych jest zachowywanie stałej wartości pH mimo rozcieńczania czy
dodawania niewielkich ilości kwasów lub zasad. Ta właściwość ta jest powodem
dużej użyteczności roztworów buforowych. Właściwości buforujące mają
mieszaniny słabych kwasów i ich soli z mocnymi zasadami lub słabe zasady w
mieszaninach ich solami z mocnymi kwasami. Przykładem tego typu buforu jest
mieszanina kwasu octowego (słaby kwas) z octanem sodu (sól słabego kwasu i
mocnej zasady). Znajdujący się w tym roztworze słaby kwas HA (np. octowy)
dysocjuje zgodnie z równaniem:
HA H+ + A- (23.11)
Stała dysocjacji kwasu, Kkw, jest dana równaniem:
H+ A-
(23.12)
Kkw =
HA
Równanie (23.12) prowadzi do zależności (23.13):
pH = pKkw + log ([sól] [kwas]-1) (23.13)
gdyż stężenie jonów A- jest określone przez stężenie soli (słaby kwas wykazuje
słabą dysocjację, sól dysocjuje dobrze).
Jak wynika z równania (23.13) wartość pH takiego roztworu zależy od wartości
stałej dysocjacji słabego kwasu (lub zasady) oraz stosunku stężeń kwasu (zasady) i
jego soli.
CEL ĆWICZENIA
117
Zaobserwowanie zmian pH spowodowanych dodaniem roztworu mocnej zasady
do roztworów kwasów (słabego i mocnego) oraz roztworów buforowych o
podobnej początkowej wartości pH.
APARATURA
Pehametr
Mieszadło magnetyczne
SZKAO
Biureta
Lejek
Pipety 50 ml, 20 ml, 1 ml
Kolbki miarowe 100 ml - 3 szt
Zlewka wąska 75 ml
Zlewki 100 ml - 3 szt
Kolbki Erlenmayera 200 ml - 2 szt
Tryskawka
ODCZYNNIKI
Roztwór NaOH 1 mol dm-3
Roztwór HCl 1 mol dm-3
Roztwór CH3COOH 1 mol dm-3
Roztwór fenoloftaleiny
Bufor pH = 7
WYKONANIE
1. Przygotować w dwóch kolbkach na 100 ml roztwory HCl i CH3COOH
o stężeniach 0,01 mol dm-3 w sposób podany w tabeli 1. Przenieść pipetą 50 ml
otrzymanego roztworu HCl do zlewki (75 ml) i dodać kilka kropel fenoloftaleiny.
Zmierzyć pH tego roztworu za pomocom pehametru. Po dokonaniu pomiaru dodać
z biurety do roztworu 0,2 ml roztworu NaOH o stężeniu 0,1 mol dm-3 przy
włączonym mieszaniu. Odczytać pH po wyłączeniu mieszadełka. Dodać w ten
sposób 1 ml roztworu NaOH 0,1 mol dm-3 ( w porcjach po 0,2 ml ) odczytując za
każdym razem pH. Następnie dodać jeszcze kolejno porcje 0,1 mol dm-3 NaOH po
0,5 ml każda, odczytując również pH, aż do momentu uzyskania pH = 10.
Powtórzyć pomiary dla roztworów kwasu octowego. Pozostałe w kolbkach
roztwory kwasów wylać i wymyć kolbki.
118
2. Przygotować w kolbce (100 ml), roztwór buforu octanowego( wskazanego
przez prowadzącego ćwiczenie ) w sposób podany w tabeli 1. Zmierzyć pH
początkowe dla 50 ml roztworu oraz po dodaniu kolejnych porcji roztworu NaOH
0,1 mol dm-3 w sposób podany dla roztworów kwasów (dochodząc do ok. 8 ml
roztworu miareczkującego).
OPRACOWANIE WYNIKÓW
1. Na podstawie zmierzonych wartości pH poszczególnych roztworów
sporządzić wykresy w układzie: pH = f (objętość dodanego roztworu w ml ) dla
wszystkich badanych roztworów.
2. Opisać wyniki przeprowadzonych badań.
119
Tabela 23.1. Sposób przygotowania roztworów.
Nr Roztwór Sposób przygotowania
1 0,01 mol dm-3 HCl 10 ml kwasu o stężeniu 1 mol dm-3 przenieść
2 0,01 mol dm-3 CH3COOH do kolbki miarowej (100 ml) i uzupełnić wodą
do kreski. Z tak otrzymanego roztworu pobrać
10 ml, przenieść do następnej kolbki miarowej
(100) ml i uzupełnić wodą do kreski.
3 0,1 mol dm-3 CH3COONa 11 ml 1 mol dm-3 CH3COOH i 10 ml 1 mol
+ 0,01 mol dm-3 CH3COOH dm-3 NaOH rozcieńczyć wodą do kreski w
kolbce (100 ml).
4 0,1 mol dm-3 CH3COONa 20 ml 1 mol dm-3 CH3COOH i 10 ml 1 mol
+ 0,1 mol dm-3 CH3COOH dm-3 NaOH rozcieńczyć wodą do kreski w
kolbce (100 ml)
5 0,01 mol dm-3 CH3COONa 11 ml 1 mol dm-3 CH3COOH i 1 ml 1 mol dm-
3
+ 0,1 mol dm-3 CH3COOH NaOH rozcieńczyć wodą do kreski w kolbce
(100 ml).
6 0,1 mol dm-3 NaOH 10 ml 1 mol dm-3 NaOH przenieść do kolbki
miarowej (100 ml) i uzupełnić wodą do kreski
7 0,1 mol dm-3 HCl 10 ml 1 mol dm-3 HCl przenieść do kolbki
miarowej zawierającej ok. 70 ml wody
destylowanej i uzupełnić wodą do kreski.
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
Dysocjacja jonowa (elektrolityczna), pH roztworówZależność pomiędzy wartością pH mięsa a jego barwą04 pH roztworow i reakcje soli z woda& 02 2015II Równowaga w roztworach wodnychGęstość wodnych roztworów kwasów(1)PROTOLIZA W WODNYCH ROZTWORACH SOLIZadania protolityczne reakcje w wodnych roztworach soliRównowagi w wodnych roztworach elektrolitówreakcje w wodnych roztworach elektrolitów przykładowe zadRÓWNOWAGAW ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCHPh 04ZARZĄDZANIE WARTOŚCIĄ PRZEDSIĘBIORSTWA Z DNIA 26 MARZEC 2011 WYKŁAD NR 3więcej podobnych podstron