Nr ćwicz. 3	Data 17.03.2011	Grupa I	Wydział: Technologii chemicznej Kierunek: Technologia Chemiczna	Semestr II
Dr inż. Bogdan Wyrwas		przygotowanie:	wykonanie:	ocena:

Odczyn wodnych roztworów soli

I) Wstęp teoretyczny:

1) Teoria Bronsteda Lowry`ego, kationy jako kwasy, aniony jako zasady:

Jest to teoria protonowa ogłoszona niezależnie przez dwóch chemików Bronsteda i Lowry`ego w 1923 roku. Teoria ta definiuje kwasy definiuje kwasy jako donory protonu, a zasady jako akceptory protonu. Aby w roztworze mogła zajść reakcja polegająca na przeniesieniu protonu (pobraniu lub oddaniu) - tzw. Reakcja protolizy, konieczne jest istnienie oprócz substancji, która oddaje proton (kwas), obecność drugiej, która ten proton przyjmuje (zasada). Obok kwasu 1 istnieje niesprzężona z nim zasada druga. Kwas pierwszy tracąc proton (jon H⁺) przechodzi w sprzężoną z nim zasadę pierwszą, natomiast zasada 2 zyskując ów proton przechodzi w sprzężony z nią kwas drugi:

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)

Przykłady te ilustrują jednocześnie podział kwasów i zasad w zależności od ich ładunku elktrycznego.

Kwasem obojętnym jest HCl i H₂O (kwas 1) w reakcjach(1),(3),(4), zasadą obojętną jest zasada 2 w reakcjach (1), (2), (3)

Kwasem kationowym jest kwas 2 w reakcjach (1), (2), (3), (4), a zasadami kationowymi jest zasada2 w rekcji (4)

Kwasem anionowym jest kwas 1 w reakcji (2), a zasadą anionową jest zasada 1 w reakcji (1), (2), (3), (4)

Teoria Bronsteda dobrze wyjaśnia zjawiska kwasowo - zasadowe w różnych rozpuszczalnikach. Teoria ta ma charakter ogólny i obejmuje swym zasięgiem wiele związków, których z punktu widzenia teorii klasycznycznej Arrheniusa nie można zaliczyć ani do kwasów, ani do zasad.

2) Amfolity:

Są to związki amfoteryczne - elektrolity amfoteryczne, substancje zawierające w cząsteczce zarówno grupy kwasowe jak i grupy zasadowe. Przykładem może być NaH₂PO₄, Na₂HPO₄, KH₂AsO₄.

3) Stała dysocjacji (obecnie często zwana stałą jonizacji) - stała równowagi reakcji dysocjacji czyli rozpadu związków chemicznych na poszczególne jony, pod wpływem rozpuszczalnika, lub pod wpływem np. działania silnego pola elektrycznego.

Przykładowo dla kwasu HA, ulegającemu reakcji dysocjacji w wodzie: HA + H₂O ⇌ H₃O⁺ + A⁻ stała równowagi K ma postać:

dla rozcieńczonych roztworów, dla których stężenie wody jest praktycznie stałe, dla uproszczenia stałą dysocjacji definiuje się jako^[1]:

Podobnie dla zasady B, ulegającej reakcji: B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻ stała dysocjacji w rozcieńczonym roztworze ma postać:

Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie molowe danej substancji

Zamiast stałej dysocjacji można podać wartość pK_a lub pK_b, które są miarą mocy odpowiednio kwasu i zasady.

Dla każdego kwasu i zasady można podać tzw. sprzężoną zasadę czy sprzężony kwas (sprzężone pary kwas-zasada), np. dla słabego kwasu octowego CH₃COOH sprzężoną zasadą jest anion octanowy CH₃COO^-; dla słabej zasady amonowej NH₃ (lub w formie uwodnionej NH₃·H₂O) kwasem sprzężonym jest kation amonowy NH₄⁺.

Dla wody (i dla każdego rozpuszczalnika ulegającego autodysocjacji) cząsteczki H₂O pełnią rolę zarówno kwasu, jak i zasady.

Stałe dysocjacji dla sprzężonej pary kwas-zasada spełniają równania:

K_a•K_b = K_w oraz pK_a + pK_b = pK_w

Stała dysocjacji sprzężonego kwasu lub zasady jest jednocześnie równa tzw. stałej hydrolizy odpowiedniej soli, np. K_a dla NH+4 jest równe stałej hydrolizy NH₄Cl

2. Pomiary:

LP.	Sól	pH (zmierzone pehametrem)	Równania reakcji kationu jako kwasu lub anionu jako zasady	pH (teoretyczne) dla 0,1 M roztworu
1.	Na2CO3	10,65	Na2CO3 → 2Na^+ + CO3^2- CO3^2- + H2O HCO3^- + OH^-	pKa2 = 10,3 pH = 7 + 0,5*10,3 + 0,5 log0,1 pH = 11,65
2.	Na2SO3	8,94	Na2SO3 → 2Na^+ + SO3^2- SO3^2- + H2O HSO3^- + OH^-	pKa2 = 7,2 pH = 7 + 0,5*7,2 + 0,5 log0,1 pH = 10,1
3.	CH3COONa	8,10	CH3COONa → CH3COO^- + Na^+ CH3COO^- + H2O CH3COOH + OH^-	pKa = 4,75 pH = 7 + 0,5*4,75 + 0,5log0,1 pH = 8,87
4.	Na2HPO4	8,23	Na2HPO4 → 2Na^++ HPO4^2- HPO4^2- + H2O PO4^3^- + H3O^+ HPO4^2- + H2O H2PO4^- + OH^-	pKa2 = 7,2 , pKa3 = 12,3 pH = (7,2 + 12,3) / 2 pH = 9,75
5.	NaHCO3	8,30	NaHCO3 → Na^+ + HCO3^- HCO3^- + H2O CO3^2-+ H^+ HCO3^- + H2O H2CO3 + OH^-	pKa1 = 6,4 , pKa2 = 10,3 pH = 8,35
6.	KCl	8,03	KCl → K^+ + Cl^-	pH = 7
7.	NaCl	7,78	NaCl → Na^+ + Cl^-	pH = 7
8.	NH4Cl	7,30	NH4Cl → NH4^++ Cl^- NH4^+ + H2O NH3 + H3O^+	pKa = 9,2 pH = 0,5 * 9,2 - 0,5log0,1 pH = 5,1
9.	SnCl2	2,75	SnCl2 → Sn^2++ 2Cl^- Sn^2+ * H2O + H2O SnOH^+ + H3O^+	pKa = 3,9 pH = 0,5 * 3,9 - 0,5log0,1 pH = 1,45
10.	NaH2PO4	6,25	NaH2PO4 → Na^+ + H2PO4^- H2PO4^- + H2O HPO4^2- + H3O^+ H2PO4^- + H2O H3PO4 + OH^-	pKa2 = 7,2 , pKa1 = 2,2 pH = (7,2 + 2,2) / 2 pH = 4,7
11.	NiCl2	7,65	NiCl2 → Ni^2++ 2Cl^- Ni^2+ * H2O + H2O NiOH^+ + H3O^+	pKa = 9,3 pH = 0,5 * 9,3 - 0,5log0,1 pH = 5,15
12.	Na2SO4	7,86	Na2SO4 → 2Na^+ + SO4^2-	pH = 7
13.	CuSO4	3,80	CuSO4 → Cu^2++ SO4^2- Cu^2+* H2O + H2O → CuOH^++ H3O^+	pKa = 7,3 pH = 0,5 * 7,3 - 0,5log0,1 pH = 4,15

Wnioski:

Jak widać na powyższej tabeli, pH soli jest raczej zbliżone do teoretycznego pH. Oznacza to, że ćwiczenie zostało wykonane poprawnie. Niewielkie odchylenia świadczą o niedokładności pH-metru lub niedokładnym przygotowaniu roztworów soli.

---