Nr ćwicz. 1	Data 12.04.2006	Radosław Plackowski	Technologia chemiczna Kier. inżynieria proc. Chem.	Semestr II
Dr inż. Bogdan Wyrwas		przygotowanie:	wykonanie:	ocena:

Skala pH

1. Wstęp teoretyczny:

1) Teoria Arrheniusa:

Głosi, że kwas to substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony wodorowe, natomiast zasada to substancja odczepiająca w roztworze wodnym jony wodorotlenowe. Według tej teorii w wyniku zobojętnienia kwasu zasadą i odwrotnie powstaje sól i woda.Reakcje zobojetniania zgodnie z ta teoria rozpatruje się tylko w środowisku wodnym.Teoria ta zawodzi, gdy trzeba wyjaśniać pojęcia i reakcje kwasów i zasad w innych rozpuszczalnikach.

2) Teoria Broensteda - Lowry`ego:

Jest to teoria protonowa ogłoszona niezaleznie przez dwóch chemików Broesteda i Lowry`ego w 1923 roku. Teoria ta definiuje kwasy definiuje kwasy jako donory protonu, a zasady jako akceptory protonu. Teoria Lewisa jest bardziej ogólna niż teoria Lewisa.

3) Teoria Usanowicza:

Stanowi ona uogólnienie głoszonych wcześniej teorii. Traktuje ona kwasy jako substancje tworzące z zasadami sole, odszczepiające kationy lub przyłączające elektrony. Zasadami według tej teorii są substancje zobojętniające kwasy, odszczepiające aniony lub oddające elektrony.

4)Rola rozpuszczalnika:

Rozpuszczalniki możemy podzielić na:

1. Aprotonowe (niezdolne do reakcji z protonem)

2. Protolityczne (zdolne do przyłączania lub oddawania protonu i do reakcji autoprotolizy). Dzielą się na:

1. Rozpuszczalniki protonoakceptorowe (protonofilowe), którre łatwo przyłączają protony, są to zatem rozpuszcalniki zasadowe. W ich środowisku są szczególnie dobrze zdysocjowane kwasy.

2. Rozpuszczalniki protonodorowe (protonogenne) - łatwo oddają protony, są to więc rozpuszczalniki kwasowe. W ich środowisku zasady są dobrze zdysocjowane.

3. Rozpuszczalniki amfoteryczne (amfiprotyczne) - zależnie od warunkoów mogą przyłączać lub oddawać protony, a więc zachowywać się jak kwas lub zasada.

Kwas 1 + zasada 2
zasada 1 + kwas 2

HCl + H₂O
Cl^- + H₃O⁺ (1)

HSO₄^- + H₂O
SO₄^2- + H₃O⁺ (2)

H₂O + NH₃
OH^- + NH₄⁺ (3)

H₂O +Al(H₂O)₅OH⁺
OH^- + Al.(H₂O)₆³⁺ (4)

5)pH i iloczyn jonowy wody:

PH jako pierwszy wprowadził Soerensen i określił jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych:

pH= - log[H₃O⁺]

Wykładnik aktywności jonów wodorowych:

P_aH = -log a_H3O+

6)Wartości pH kwasów i zasad:

Kwasy pH od 0 ≈ 7

Zasady pH od 7 ≈ 14

Roztwory obojętne - pH = 7

7) Wskaźniki pH:

Wskaźniki pH tworzą grupę związków, organicznych, zo charakterze słabych kwasów lub słabych zasad, które reagując z wodą tworzą sprzężone układy kwas - zasada, przy czym oba człony są inaczej zabarwione. Wskaźniki możemy podzielic na jednobarwne, dwubarwne, mieszane, uniwersalne itd...

Ważniejsze wskaźniki:

Wskaźnik	Zakres pH zmiany barwy	Zabarwienie w roztworze
				kwaśnym	aalicznym
Błękit tymolowy	1,2 - 2,8	czerwone	żółte
Oranż metylowy	3,1 - 4,4	czerwone	żółte
Czerwień metylowa	4,2 - 6,3	czerwone	żółte
Czerwień bromofenolowa	5,2 - 6,8	żółte	czerwone
Czerwień fenolowa	6,4 - 8,0	żółte	czerwone
Fenoloftaleina	8,3 - 10,0	bezbarwne	czerwone
Tmoloftaleina	9,3 - 10,5	bezbarwne	niebieskie

II) Opracowanie wyników:

Cm HCl:	0,1	0,01	0,001	0,0001	0,00001
pH:	1,6	2,3	3,2	4,3	5,4
pH teoretyczne:	1	2	3	4	5

Cm NaOH:	0,1	0,01	0,001	0,0001	0,00001
pH:	12,2	11,6	10,6	9,06	7,3
pH teoretyczne:	13	12	11	10	9

Cm CH3COOH:	0,1	0,01	0,001	0,0001	0,00001
pH	2,75	3,42	4,08	4,73	5,5
pH teoretyczne:	2,88	3,38	3,88	4,38	4,88

Nazwa wskaźnika	Barwa w roztworze kwaśnym	Barwa w roztworze zasadowym	Przedział pH zmiany barwy wskaźnika
Błękit bromotymolowy	żółty	niebieski	8,3 - 10,0
Oranż metylowy	czerwony	żółty	3,3 - 5,1
Fenoloftaleina	bezbarwna	malinowa	8,4 - 10,3
Czerwień metylowa	Czerwony	żółty	9,0 - 9,5

III) Analiza pomiarów:

• pH teoretyczne dla HCl:

• C_m = 0,1 M

pH = - log [H⁺]

pH = -log(10^-1)

pH = 1

• C_m = 0,01 M

pH = - log [H⁺]

pH = -log(10^-2)

pH = 2

• C_m = 0,001 M

pH = - log [H⁺]

pH = -log(10^-3)

pH = 3

• C_m = 0,0001 M

pH = - log [H⁺]

pH = -log(10^-4)

pH = 4

• C_m = 0,0001 M

pH = - log [H⁺]

pH = -log(10^-5)

pH = 5

• pH teoretyczne dla NaOH:

• C_m = 0,1 M

pH = 14 + log[OH^-]

pH = 14 + log{10^-1)

pH = 14 - 1

pH = 13

• C_m = 0,01 M

pH = 14 + log[OH^-]

pH = 14 + log{10^-2)

pH = 14 - 2

pH = 12

• C_m = 0,001 M

pH = 14 + log[OH^-]

pH = 14 + log{10^-3)

pH = 14 - 3

pH = 11

• C_m = 0,0001 M

pH = 14 + log[OH^-]

pH = 14 + log{10^-4)

pH = 14 - 4

pH = 10

• C_m = 0,00001 M

pH = 14 + log[OH^-]

pH = 14 + log{10^-5)

pH = 14 - 5

pH = 9

• pH teoretyczne dla CH₃COOH:

• C_m = 0,1 M

pH = ½ pK_a - ½ log [CH₃COOH] pK_a = 4,75

pH = 2,375 + ½ log(10^-1) = 2,375 + 0,5

pH = 2,875 ≈ 2,88

• C_m = 0,01 M

pH = ½ pK_a - ½ log [CH₃COOH] pK_a = 4,75

pH = 2,375 + ½ log(10^-2) = 2,375 + 1

pH = 3,375 ≈ 3,38

• C_m = 0,001 M

pH = ½ pK_a - ½ log [CH₃COOH] pK_a = 4,75

pH = 2,375 + ½ log(10^-3) = 2,375 + 1,5

pH = 3,875 ≈ 3,88

• C_m = 0,0001 M

pH = ½ pK_a - ½ log [CH₃COOH] pK_a = 4,75

pH = 2,375 + ½ log(10^-4) = 2,375 + 2

pH = 4,375 ≈ 4,38

• C_m = 0,00001 M

pH = ½ pK_a - ½ log [CH₃COOH] pK_a = 4,75

pH = 2,375 + ½ log(10^-5) = 2,375 + 2,5

pH = 4,875 ≈ 4,88

• mieszanina kwasów o różnej mocy zachowuje się jak kwas wieloprotonowy, ponieważ taki kwas dysocjuje etapami odrywając po jednym kationie wodorowym dając kolejny kwas o innej mocy.

H₂SO₄ + H₂O -> H₃O⁺ + HSO₄^-

kwas

HSO₄^- + H₂O -> H₃O⁺ + SO₄^-

kwas

Wykresy:

IV Wnioski:

• pH kwasu wzrasta w miarę rozcięczania.

• pH zasady maleje w miarę rozcięczania.

• Dzięki znajomości jak zmieniają barwę wskaźniki w różnych środowiskach można określić jakie to środowisko (kwasowe czy zasadowe).

• PH teoretyczne różni się od pH zmierzonego w praktyce, co dokładnie widać na wykresach.

• Z 3 pierwszych wykresów można zauważyć ze pomiary były prowadzone poprawnie, ponieważ wyniki otrzymane nie odbiegają zbytnio od pomiarów.