Data 15.11.2005

Wykonawcy:

Grupa 1A

Sprawozdanie D

Temat: Wykładnik stężenia jonów hydroniowych.

pH- wykładnik stężenia jonów wodorowych. Stężenie jonów wodorowych w roztworze zmienia się w bardzo szerokim zakresie - od 1mol/dm³ do 1^.10^-14mol/dm³. Posługiwanie się takimi wartościami jest niewygodne. Dlatego zamiast operować stężeniami jonów wodorowych wprowadzono nową jednostkę (Sörengen, 1909r) oznaczoną jako pH. Z definicji pH=-lg[H⁺] (w chemii ujemny logarytm przy podstawie 10 oznaczany jest literą p), oraz [H⁺]=10^-pH (z definicjo logarytmów). Oczywiście nie jest to jedyna poprawna definicja pH. Tak jak jony wodorowe w roztworze wodnym możemy zapisać jako H⁺; H₃O⁺ czy H₅O₂⁺, tak również można definiować pH. Termodynamiczny wykładnik stężenia jonów wodorowych oparty jest o aktywność jonów wodorowych, a nie o ich stężenie i definiowany jest w następujący sposób: pH=-lg(aH⁺) W podobny sposób można zdefiniować pOH, pOH=-lg[OH^-]. Dla roztworów umiarkowanie stężonych (poniżej 1mol/dm³) wartości pH i pOH połączone są zależnością: pH + pOH =14. Dla roztworów obojętnych [H⁺]=[OH^-], czyli pH=7.

Woda występująca w przyrodzie ma znaczne przewodnictwo elektryczne ze względu na obecność jonów rozpuszczonych w niej soli. Wielokrotna dysocjacja wody zmniejsza to przewodnictwo do pewnej wielkości stałej, charakterystycznej dla wody czystej. Z uwagi na właściwości chemiczne wody jest ona bardzo słabym elektrolitem amfoterycznym, ulegającym autodysocjacji według schematu

H₂O + H₂O H₃O⁺ + OH^-

Równowagę między jonami H₃O⁺ i OH^-, a niezdysocjonowaną wodą możemy wyrazić stałą równowagi autojonizacji wody

[H₃O⁺] ∙ [OH^-]

K_c =

[H₂O]²

Ponieważ stężenie czystej wody jest niewielką stałą, iloczyn

K_c[H₂O]² = K_w jest wielkością stałą i zwany jest iloczynem jonowym wody

K_w = K_c[H₂O]² = [H₃O⁺] ∙ [OH^-]

W temperaturze 298K stężenie jonów hydroniowych jest równe stężeniu jonów wodorotlenkowych i wynosi

[H₃O⁺] = [OH^-] = 1,00∙10^-7 mol/dm³

skąd

K_w = [H₃O⁺]∙[OH^-] = 1,00∙10^-14 mol/dm³

Skala pH obejmuje roztwory od pH = 0 ([H3O+] = 10 0 mol/dm3 ) do roztworów mocno alkalicznych o pH = 14 ([H3O+] = 10-14 mol/dm3), w roztworach obojętnych pH = 7. W bardziej stężonych roztworach mocnych kwasów i zasad skala pH może sięgać poza dane granice 0 i 14.

Dysocjacja elektrolityczna wody rośnie ze wzrostem temperatury.

Wskaźniki (indykatory)

Wskaźnikami nazywamy takie związki, które zmieniają swoją barwę w roztworze, w zależności od stężenia jonów hydroniwych. Wskaźniki dwubarwne zmieniają swój kolor tak w środowisku kwaśnym jak i alkalicznym, natomiast jednobarwne wskaźniki wykazują zmianę barwy tylko w jednym środowisku i do pewnej wartości pH ( np. fenoloftaleina).

Ze zmianą stężenia jonów hydroniowych w cząsteczce wskaźnika może następować przegrupowanie tautometryczne, któremu towarzyszy powstanie, lub zanik grup barwiących roztwór.

W świetle teorii Ostwalda, wskaźniki są to słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają odmienną barwę niż część niezdysocjowana wskaźnika. Dal indykatora o charakterze kwasu należy zapisać proces dysocjacji w postaci równania

HInd + H₂O H₃O⁺ + Ind^-

Wzrost stężenia jonów hydroniowych przesuwa równowagę na lewo, natomiast wzrost stężenia jonów hydroksylowych przesuwa tą równowagę na prawo. Indykator o charakterze zasady będzie dysocjował według schematu

IndOH + H₂O IndH₂O⁺ + OH^-

i oczywiście forma niezdysocjowana wystąpi w środowisku alkalicznym, a forma zdysocjowana w środowisku kwaśnym.

Każdy indykator zmienia swą barwę po przekroczeniu charakterystycznych dla niego wartości pH. Zmiana ta nie występuje skokowo, lecz w pewnym przejściowym zakresie stężeń jonów hydroniowych.

Stosując różne wskaźniki można dość dokładnie wyznaczyć pH roztworu, w praktyce labolatoryjnej stosowane są często uniwersalne papierki wskaźnikowe, które po zanurzeniu w badanym roztworze zabarwiają się na odpowiedni kolor w zależności od pH roztworu. Barwę papierka porównujemy ze skalą barw znajdującą się na opakowaniu.

Autodysocjacja wody lub autoprotoliza wody to samorzutna dysocjacja elektrolityczna cząsteczek H₂O zachodząca w wodzie ciekłej, rodzaj dysocjacji elektrolitycznej, w której czysty (ciekły) związek chemiczny w postaci cząsteczkowej rozpada się na jony pod wpływem innych cząsteczek tego samego związku, pełniąc przy tym rolę zarówno kwasu jak zasady. Autodysocjacja tego typu jest możliwa gdyż cząsteczki wody mają budowę polarną. Polarnośc wody czyni ją dobrym rozpuszczalnikiem substancji polarnych (np. słabe elektrolity) oraz jonowych (sole) dzięki hydratacji powstałych jonów.

Stała równowagi autodysocjacji wody:

W przypadku rozcieńczonych roztworów wodnych można uwzględnić praktyczną stałość stężenia wody, wykorzystuje się wówczas tzw. iloczyn jonowy wody:

K_w = [H₃O ⁺ ][OH ⁻ ]

Wartość iloczynu jonowego wody w temperaturze pokojowej wynosi ok 10^-14. Podobnie jak dla innych bardzo małych stałych o charakterze stałych równowagi, jak iloczyn rozpuszczalności czy stała dysocjacji lub przy określaniu stężenia jonów hydroniowych oraz wodorotlenowych, wartość iloczynu jonowego podaje się jako -log₁₀K_w (p jest operatorem oznaczającym obliczenie -log₁₀}:

pK_w = − log₁₀K_w

Wartość pK_w ≈ 14 (w temperaturze pokojowej).

Przy normalnym ciśnieniu atmosferycznych woda jest ciekła w zakresie 0 - 100°C (273 - 373 K). Wraz ze wzrostem temperatury dysocjacja staje się łatwiejsza (reakcja endotermiczna) i iloczyn jonowy K_w rośnie, a pK_w spada. Wartość pK_w zmienia się od ok. 14,95 w temperaturze 0°C przez 14,0 (25°C) i 13,0 (60°C) do 11,25 w temperaturze 100°C, zmienność tę można opisać w przybliżony sposób wielomianem (t [°C]):

Wartość pK_w ma kluczowe znaczenie dla definicji skali pH. Między pH i pK_w występuje zależność:

pH + pOH = pK_w

W czystym rozpuszczalniku stężenia obu form jonowych muszą być sobie równe, skąd otrzymamy w stanie równowagi:

oraz (po zlogarytmowaniu obu stron):

Wartość pH = pOH w czystej wodzie, tzw. pH neutralne, wynosi 7 i określa umowny środek skali pH.

Iloczyn jonowy - rodzaj uproszczonej stałej równowagi reakcji autodysocji związków chemicznych, które są na tyle słabymi elektrolitami, że można pominąć w tej stałej stężenie niezdysocjowanej formy związku.

Wielkość tę nazywa się iloczynem jonowym, gdyż po pominięciu stężenia niezdysocjowanej formy związku pozostaje się tylko licznik wyrażenia na stałą równowagi, który jest iloczynem stężeń powstających jonów, podniesionych do potęgi odpowiadającej współczynnikom stechiometrycznym w równaniu reakcji autodysocjacji np: dla autodysocjacji związku typu AB, rozpadającego się na jony A⁺ i B^-:

AB = A ⁺ + B ⁻

iloczyn jonowy wyraża się wzorem:

K_x(T) = [A ⁺ ][B ⁻ ]

gdzie [A⁺] i [B^-] - to stężenia odpowiednich jonów w stanie równowagi reakcji autodysocjacji.

Iloczyn jonowy ma szczególne znaczenie w przypadku rozpuszczalników, gdyż ma on duży wpływ na przebieg wielu reakcji zachodzących w tych rozpuszczalnikach i ułatwia dokonywanie rozmaitych obliczeń stechiometrycznych. Iloczyny te są ustalane i tablicowane zwykle dla warunkach normalnych. Tak zdefiniowana wielkość jest rodzajem stałej, gdyż jej wartość jest niezależna od warunków chemicznych (np: składu roztworu, w którym zachodzi autodysocjacja), choć jej wartość jest silnie zależna od temperatury i ciśnienia.

[Edytuj]

Iloczyn jonowy wody

Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

K_w(T) = [H ⁺ ][OH ⁻ ]

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³

Obecność kwasów i zasad zmniejsza stopień dysocjacji wody - chociaż stężenie jednego z jonów będącego wynikiem jonizacji rośnie (np. pojawiają się protony pochodzące z dysocjacji cząsteczek kwasu), stężenie drugiego z jonów (tylko ten jon pochodzi wówczas w całości z dyscjacji cząsteczek wody) zmniejsza się zgodnie z w/w równaniem (zob. reguła przekory).

Wielkością o podobnym formalnie charakterze do iloczynu jonowego jest iloczyn rozpuszczalności, jednak w tym przypadku to aktywność ciała stałego (kryształy soli) nie zmienia się niezależnie od jego ilości w roztworze - po tzw. "przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności" - jeżeli tylko dana sól jest obecna w roztworze w postaci stałej).

Skala pH to ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na stężeniu jonów hydroniowych - [H₃O⁺] w roztworach wodnych. Dokładnie jest to:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

czyli ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów hydroniowych wyrażonych w molach na decymetr sześcienny.

Pojęcie pH wprowadził duński biochemik Sørensen w 1909 r. (S.P.L. Sørensen, C. R. Trav. Lab. Carlsberg 8, 1 (1909)). Oryginalnie pH zostało zdefioniowane jako minus logarytm ze stężenia jonów wodorowych (H⁺). Współczesne badania wykazały jednak, że wolne jony wodorowe (wolny proton) nigdy nie występują w roztworach wodnych, gdyż są natychmiast solwatowane wg równania:

H⁺ + H₂O -> H₃O⁺

W wielu podręcznikach jednak, dla uproszczenia, pomija się ten fakt i nadal podaje się starą, nieprecyzyjną definicję skali pH.

[Edytuj]

Korzystanie ze skali pH

Woda destylowana ma pH równe 7 (neutralne), chociaż jeśli jest ona wystawiona na działanie atmosfery będzie ono zwykle niższe ze względu na zakwaszający efekt dwutlenku węgla - gazu zawartego w powietrzu, który dobrze rozpuszcza się w wodzie.

Jednomolowy roztwór kwasu solnego ma pH równe 0, natomiast jednomolowy roztwór wodorotlenku sodu ma pH równe 14. Oznacza to, że są odpowiednio skrajnie kwaśne i skrajnie zasadowe. Jeszcze silniejsze roztwory mogą mieć pH nieznacznie większe od 14 lub nieznacznie mniejsze od 0.

Tak więc roztwory kwaśne to te o pH mniejszym niż 7 a zasadowe te o pH większym niż 7.

pH Coca-Coli to ok. 2 , a pH wody z ogórków to ok 1. Sok żołądkowy ma pH ok. 1 - po posiłku jego pH zmienia się do ok. 3. Sucha skóra niemowlęcia ma pH ok. 6.5 - czyli jest lekko kwaśna.

[Edytuj]

Sens fizyczny skali pH

Aby zrozumieć sens tej skali trzeba się najpierw przyjrzeć temu co dzieje się w czystej (destylowanej) wodzie. Cząsteczki wody (H₂O) ulegają samorzutnej autodysocjacji co prowadzi do powstawania jonów H₃O⁺ i OH^-:

H₂O + H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Reakcja ta jest odwracalna i ma równowagę przesuniętą silnie w lewo, czyli w stronę wody niezdysocjowanej. Jak zbadano reakcja ta powoduje, że stężenie jonów H₃O⁺ w wodzie destylowanej w temp. 20 st. C wynosi dokładnie 10^-7 mol/l. A zatem jak łatwo policzyć pH wody destylowanej wynosi 7. pH 7 stanowi dokładnie środek skali pH. Rozpuszczenie w wodzie silnego kwasu (np: HCl) prowadzi do jego dysocjacji:

HCl + H₂O ↔ H₃O⁺ + Cl^-

Dla tak silnego kwasu jak HCl równowaga tej reakcji jest niemal całkowicie przesunięta w stronę prawą (a więc w stronę jonów H₃O⁺ i Cl^-) dlatego dodając do 1 litra wody 1 mol HCl otrzymamy stężenie jonów H₃O⁺ równe 1 mol/l co jak łatwo policzyć daje pH=0. Z drugiej strony dodanie do litra wody 1 mola silnej zasady np: NaOH prowadzi do dostarczenie do układu 1 mola jonów OH^-. Jony OH^- przesuwają silnie równowagę reakcji dysocjacji wody powodując, że stężenie jonów H₃O⁺ spada do poziomu 10^-14 mol/l, a zatem do pH=14.

Oznaczanie kwasowości

Do określania pH używa się wskaźników kwasowości, czyli substancji, których kolor zależy od pH roztworu. Do popularnych wskaźników należą:

W praktyce używa się zwykle papierków nasączonych mieszaniną substancji wskaźnikowych, które zmieniają kolor w szerokim zakresie pH.

Dokładniejszych pomiarów pH dokonuje się metodą potencjometryczną. Wykorzystuje się w niej fakt, że zgodnie z teorią sformułowaną przez Nernsta, siła elektromotoryczna ogniwa o identycznych elektrodach, lecz umieszczonych w roztworach o różnych stężeniach jonów wodorowych, jest proporcjonalna do logarytmu stosunku tych stężeń. Tak więc, zanurzając jedną elektrodę w roztworze o znanym pH, jesteśmy w stanie obliczyć pH drugiego roztworu.

Część doświadczalna

1