Nr ćwicz. 1	Data 10.03.2006	Grupa I (17:00-20:00)	Wydział:Technologii chemicznej Kierunek: Technologia Chemiczna	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	alkaicznym
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

2. Opracowanie wyników:

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

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

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

3. Wykres:

IV) Wnioski:

• pH kwasu wzrasta w miarę rozcieńczania.

• pH zasady maleje w miarę rozcieńczania.

• Łatwo określić środowisko (kwasowe lub zasadowe), dzięki znajomości wskaźników.

• 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.

5. Miareczkowanie wyciągu z czerwonej kapusty:

Czyli miareczkowanie 0,1 M NaOH z dodanym wyciągiem z czerwonej kapusty, kwasem solnym 0,1 M.

pH	objętość [ml]	kolor
12,03	0	zielony
11,91	1
11,73	2
11,58	3
11,48	4
11,28	5
11,12	6
10,97	7
10,82	8
10,67	9
10,51	10
10,36	11
10,21	12
10,05	13
9,9	14
9,75	15
9,59	16
9,44	17
9,29	18
9,13	19
8,98	20
8,83	21
8,68	22
8,52	23
8,37	24
7,88	25
7,48	26
6,99	27
6,78	28		ciemnofioletowy
6,05	29
5,69	30
5,33	31
5,02	32
4,9	33
4,76	34		malinowy
4,55	35
4,3	36
4,04	37
3,13	38

6. Obliczenia teoretyczne dla soli:

1. Na₂CO₃

pH = 7 + ½ pKa(zas) + ½ logC(zas)

pH= 12,65

Kolor zielony odczyn zasadowy

2) NaCl

pH = 7

Kolor ciemnofioletowy odczyn obojętny

2. SnCl₂

pH = ½ pKa(kw) - ½ logC(kw)

pH = 1,45

Kolor malinowy odczyn zasadowy

7. Wnioski:

To ćwiczenie pokazało zależność barwy wyciągu z czerwonej kapusty od pH. Dzięki zmianie barwy w roztworach o różnych pH możliwe jest użycie wyciągu z kapusty jako naturalnego wskaźnika i oszacowanie przybliżonego pH roztworu na podstawie barwy. Ćwiczenie było bardzo ciekawe, pozwoliło dostrzec przydatność w chemii substancji nas otaczających.

---