Ćwiczenie 2  

Potencjometria 

Cel ćwiczenia 

 

Celem  ćwiczenia  jest  zapoznanie  z  metodyką  wyznaczania  pH  roztworów,  stałej 

dysocjacji  słabego  elektrolitu,  pojemności  buforowej  oraz  sporządzania  krzywych 

miareczkowania. 

Zagadnienia teoretyczne 

 

Współczynnik aktywności jonów w roztworach elektrolitu, siła jonowa, pH roztworów 

buforowych, równanie Hendersona - Hasselbacha, pojemność buforowa. 

 

W  roztworach  rozcieńczonych,  z  którymi  rozpuszczone  cząsteczki  wzajemnie  na 

siebie  oddziaływują  są  tak  małe,  że  można  je  pominąć.  Roztwory  nieelektrolitów  osiągają 

doskonały stan rozcieńczenia poniżej stężeń 0,01 mol/dm

3

. 

 

W  roztworach  elektrolitów  nawet  przy  znacznie  mniejszych  stężeniach,  istotną  rolę 

odgrywają  siły  przyciągania  elektrostatycznego,  zarówno  międzyjonowe  jak  również  siły 

oddziaływań  solwatacyjnych.  Stan  doskonałego  rozcieńczenia  w  tych  wypadkach  nie  jest 

praktycznie  osiągany.  Roztwory  elektrolitów  spełniają  prawa  roztworów  doskonałych 

wówczas, gdy w miejsce stężenia C wprowadzi się aktywność substancji rozpuszczonej. 

a = c 

. 

f  

 

 

 

 

 

 

(9.1) 

Współczynnik  f  nazywamy  współczynnikiem  aktywności,  natomiast  c  wyraża  stężenie 

molowe  danego  elektrolitu.  Współczynnik  aktywności  charakteryzuje  stopień  ograniczenia 

ruchów poszczególnych rodzajów cząsteczek i określa jaką część molowego stężenia stanowi 

stężenie aktywne. Jeżeli przyjmiemy, że współczynnik aktywności elektrolitu HX wynosi 0,5 

to w 0,1 molowym roztworze stężenie aktywne jest równe a: 

 

 

a = 0,1 M/dm

3

 

.

 0,5 = 0,05 M/dm

3

. 

W  silnie  rozcieńczonych  roztworach  elektrolitów  (stężenie  mniejsze  niż  0,01  mol/dm

3

) 

współczynnik  f  zbliża  się  do  1  i  aktywność  w  przybliżeniu  odpowiada  stężeniu  molowemu 

elektrolitu. Tak więc przy obliczaniu pH, jedynie dla roztworów o stężeniu 0,001 mol/dm

3 

lub 

mniejszych, można korzystać ze wzoru: 

 

 

pH = -lg [H

+

]   

 

 

 

 

 

 

(9.2) 

natomiast  dla  określenia  kwasowości  roztworów  bardziej  stężonych  w  miejsce  stężenia  we 

wzorze 9.2 powinno wprowadzać się wartości aktywności: 

p H

a

H

lg

 

 

 

 

 

 

(9.3) 

Przybliżoną wartość współczynnika aktywności f można obliczyć jeżeli znana jest siła jonowa 

elektrolitów (u) 

2

2

2

2

2

1

1

2

1

n

n

z

c

z

c

z

c

u



 

 

 

 

 

(9.4) 

gdzie: c

1

, ...c

n

 są stężeniami molowymi wszystkich jonów w roztworze, a z

1

, ... z

n

 to ładunki 

tych jonów. 

Znając wartości u można wyliczyć współczynnik aktywności f przekształcając wzór: 

u

u

z

f

H

1

509

,

0

log

2

 

 

 

 

 

(9.5) 

 

Przy obliczaniu pH roztworów buforowych wykorzystuje się równanie Hendersona  - 

Hasselbacha.  Dla  roztworu  buforowego  złożonego  ze  słabego  kwasu  i  jego  soli  z  mocną 

zasadą równanie to przyjmuje postać: 

kwasu

soli

a

c

c

pK

pH

log

 

 

 

 

 

(9.6) 

to samo równanie dla roztworu złożonego ze słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem ma 

postać: 

p H

p K

p K

c

c

w

b

z a s a d y

s o l i

l o g

 

 

 

 

 

(9.7) 

co  pozwala  po  przekształceniu  wzorów  9.6  i  9.7  obliczyć  stałe  dysocjacji  kwasu  K

a

  lub 

zasady K

b

. 

 

Zdolność  buforowania  jakiegoś  roztworu  określa  pojemność  buforowa  B  wyrażana 

jako stosunek liczby dodanych równoważników kwasu lub zasady do wywołanej zmiany pH 

w 1 dm

3

 roztworu. 

n

p H

 

 

 

 

 

 

(9.8) 

gdzie:  n oznacza liczbę wprowadzonych moli  kwasu lub  zasady, a  pH wywołane zmiany 

pH. 

Sprzęt:  

pehametr, 

1 zlewka (250 cm

3

) 

6 zlewek (50 cm

3

)  

pipeta (25 cm

3

) 

pipety (5 i 10 cm

3

 pełna i miarowa). 

Odczynniki: 

H

2

SO

4

 roztwory 0,1; 0,01 i 0,001 molowe; 

HCl roztwór 0,1 M; 

NaOH roztwór 0,1 M; 

CH

3

COOH roztwory 0,1 i 0,2 molowe; 

CH

3

COONa roztwór 0,2 M; 

NH

4

OH roztwór 0,1 M; 

NH

4

Cl roztwór 0,1 M. 

 

Wykonanie ćwiczenia 

1. Pomiar pH kwasu siarkowego 

 

Przed  pomiarami  kwasowości  roztworów  badanych  należy  dokonać  pomiaru  pH 

wzorcowego  roztworu  buforowego.  Następnie  do  3  zlewek  nalewamy  roztwory  kwasu 

siarkowego  o  stężeniach  0,1;  0,01  i  0,001  mol/dm

3

  i  mierzymy  pH.  Wyniki  zestawiamy  w 

tabeli 1. 

Tabela 1  

 

stężenie roztworu (mol/dm

3

) 

0,1 

0,01 

0,001 

pH zmierzone 

 

 

 

pH obliczone ze wzoru 9.3 

 

 

 

 

Odpowiedz: jaka może być przyczyna różnic w wartościach pH zmierzonych doświadczalnie 

i obliczonych? 

 

2. Wyznaczanie krzywej miareczkowania mocnego kwasu 

 

Do  zlewki  o  poj.  250  cm

3

  nalewamy  25  cm

3

  0,1  mol/dm

3

  HCl.  Po  zmierzeniu  pH 

roztworu dodajemy porcjami 0,1 mol/dm

3

 NaOH w następujących ilościach: 5; 5; 5; 5; 1; 1; 

1;  1;  0,5;  0,5;  0,5;  0,5;  1;  1;  2;  5  i  5  cm

3

  mierząc  pH  roztworu  po  każdorazowym  dodaniu 

jednej porcji NaOH. Wyniki zestawić w tabeli 2. 

 

ilość cm

3

 0,1 mol/dm

3

 NaOH 

pH roztworu 

 

 

 

3. Wyznaczanie krzywej miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą 

 

Do  zlewki  (250  cm

3

)  nalewamy  25  cm

3

  0,1  mol/dm

3

  CH

3

COOH.  Następnie 

wprowadzamy  odpowiednie  ilości  0,1  mol/dm

3

  NaOH  i  wykonujemy  pomiary  pH  jak  w 

poprzednim  przypadku.  Uzyskane  wyniki  przedstawiamy  graficznie  odkładając  na  osi 

odciętych  liczbę  cm

3

  dodanej  zasady,  a  na  osi  rzędnych  pH  roztworu.  Po  wykreśleniu 

krzywych określić pH odpowiadające punktowi równoważnikowemu. 

 

4. Wyznaczanie stałej dysocjacji K słabego kwasu (zasady) 

 

W zlewkach o poj.  50 cm

3

  (100 cm

3

) przygotować roztwory buforowe: CH

3

COOH i 

CH

3

COONa lub NH

4

OH i NH

4

Cl o składzie podanym w tabeli 3 (jeden bufor do wyboru). 

 

nr zlewki 

0,2 M CH

3

COOH 

(cm

3

) 

0,2 M CH

3

COONa 

(cm

3

) 

0,1 M NH

4

OH 

(cm

3

) 

0,1 M NH

4

Cl 

(cm

3

) 

1 

19 

1 

18 

2 

2 

16 

4 

15 

5 

3 

11 

9 

10 

10 

4 

6 

14 

6 

14 

5 

1 

19 

2 

18 

 

 

Po wymieszaniu należy zmierzyć pH roztworów (roztwory pozostawić w zlewkach). 

Znając  wartości  pH  roztworów,  po  obliczeniu  stężenia  kwasu  i  soli  (zasady  i  soli)  można 

obliczyć średnie stałe dysocjacji słabego kwasu (zasady). Wyniki przedstawić w tabeli: 

nr roztworu 

pH 

s tę ż e n ie  so li

s tę ż e n ie  kw a s u

 

stała dysocjacji 

pK

a

 

pK

aśr.

 

1 

 

 

 

 

 

2 

 

 

 

 

 

3 

 

 

 

 

 

4 

 

 

 

 

 

5 

 

 

 

 

 

6 

 

 

 

 

 

 

 

5. Wyznaczanie pojemności buforowej  

 

Do 5 roztworów buforowych z poprzedniego ćwiczenia dodać po 5 cm

3

 0,1 mol/dm

3

 

HCl  (NaOH).  Zmierzyć  pH  otrzymanych  roztworów.  Znając  pH  roztworu  przed 

wprowadzeniem  HCl  (NaOH)  i  po  ich  dodaniu  można  obliczyć  pH  a  następnie  pojemność 

buforową dla pięciu badanych roztworów. 

Przykład obliczeń: 

 

Obliczyć  pojemność  buforową  jeżeli  5  cm

3

  0,1  mol/dm

3

  HCl  zmienia  pH  20  cm

3

 

roztworu buforowego o 0,5 jednostek pH. 

1. Ilość moli wprowadzonego kwasu n 

n= c 

.

 V = 0,1 M/dm

3

 

.

 0,005 dm

3

 = 0,0005 mol 

1.  Jeżeli 0,0005 mola kwasu zmieniło pH 0,02 dm

3

 buforu to z proporcji można obliczyć jaka 

liczba kwasu będzie potrzebna do zmiany pH 1 dm

3

 roztworu. 

0,0005 M HCl 

zmieniło pH 

0,02 dm

3

 buforu 

x 

 

1 dm

3

 buforu 

 

x = 0,025 M 

 

3. Obliczamy   z zależności 9.8 

n

p H

0 0 2 5

0 5

0 0 5

,

,

,

 

 

 

 

 

 

 

Wyniki podajemy w tabeli 

roztwór 

pH roztworu po dodaniu kwasu (zasady) 

n 

 

1 

 

 

 

2 

 

 

 

3 

 

 

 

4 

 

 

 

5 

 

 

 

6