Iloczyn jonowy wody i pH

Większość reakcji analitycznych przebiega w roztworach wodnych, dlatego duże

znaczenie ma znajomość właściwości wody jako rozpuszczalnika. Mimo, że woda jest
zdysocjowana tylko w niewielkim stopniu na jony H

3

O

+

i OH

-

, jest to jednak istotne z punktu

widzenia reakcji przebiegających w wodnych roztworach.
Stężenia jonów oksoniowych (wodorowych) i jonów wodorotlenowych w czystej wodzie są
sobie równe i bardzo bliskie wartości 10

–7

mol/l. Stąd iloczyn stężeń tych jonów w wodzie,

zwany iloczynem jonowym wody K

w

, równy jest w temperaturze 25º C :

K

w

= [ H

+

] · [OH

-

] = 10

-14

Równanie na K

w

jest spełnione również w przypadku wodnych roztworów kwasów, zasad i

soli.
Zamiast stężeniami (wyrażającymi się potęgami o ujemnych wykładnikach ) na wniosek
Sörensena posługujemy się ujemnym logarytmem dziesiętnym z molowego stężenia zwanym
wykładnikiem jonów wodorowych i oznaczanym symbolem pH :

pH = - log [H

3

O

+

] = - lg[H

+

]

Analogicznie jak pH, dla oznaczenia ujemnego logarytmu dziesiętnego ze stężenia jonów
wodorotlenowych OH

-

wprowadzamy pojęcie pOH:

pOH = - lg[OH

-

]

Logarytmiczna forma iloczynu jonowego wody ma postać:

pH + pOH = 14

Obniżenie stężenia jonów H

+

pociąga za sobą podwyższenie stężenia jonów OH

-

i na

odwrót. Równość stężeń jonów powstających w wyniku dysocjacji cząsteczek wody jest
cechą roztworu obojętnego.

Jeżeli w wyniku dysocjacji kwasu, stężenie uwodnionych jonów wodorowych przewyższa

stężenie jonów wodorotlenowych, to mamy do czynienia z roztworem kwaśnym. Jeżeli w
wyniku dysocjacji zasady stężenie jonów wodorotlenowych przewyższa stężenie
uwodnionych jonów wodorowych , to roztwór taki nazywamy zasadowym.



roztwory o odczynie kwaśnym pH < 7, [H

+

] > 10

-7

, [H

+

] > [OH

-

];



roztwory obojętne pH = 7, [H

+

] = 10

-7

, [H

+

] = [OH

-

];



roztwory zasadowe pH > 7, [H

+

] < 10

-7

,

[OH

-

]>[H

+

].

Skala pH jest skalą logarytmiczną. Zmiana wartości pH o jedną jednostkę odpowiada
10-krotnej zmianie stężenia jonów wodorowych (odpowiednio – zmiana pH o dwie jednostki
odpowiada 100-krotnej zmianie stężenia jonów H

+

, a o 0,3 jednostki odpowiada 2-krotnej

zmianie stężenia jonów H

+

).

Wskaźniki i pomiar pH

Pomiaru pH można dokonywać dwiema zasadniczymi metodami :

wizualną - na podstawie obserwacji barwy pewnych związków chemicznych, zwanych
wskaźnikami /indykatorami/, oraz potencjometryczną – za pomocą przyrządu zwanego
potencjometrem.
Wskaźniki pH są to najczęściej słabe kwasy lub zasady organiczne , które mają zdolność do
zmiany barwy w zależności od stężenia jonów wodorowych. Właściwość ta według teorii
Ostwalda wynika z faktu, że niezdysocjowane cząsteczki tych związków mają inną barwę niż
ich aniony lub kationy.
Z kolei teoria Hantzscha, zwana również teorią chromoforową, tłumaczy zmiany barwy
wskaźników występowaniem ich w różnych odmianach tautometrycznych w zależności
od pH.
Wskaźniki można podzielić na trzy grupy:



wskaźniki jednobarwne (np.fenoloftaleina) charakteryzujące się przejściami z postaci
bezbarwnej w barwną



wskaźniki dwubarwne (np. oranż metylowy) charakteryzujące się obecnością

dwu barw przy różnym pH



wskaźniki wielobarwne (np. błękit tymolowy) posiadające kilka barw w zależności

od pH

Tabela1. Zakresy pH oraz odpowiadające im barwy niektórych wskaźników.

Wskaźnik

Barwa poniżej

zakresu

Zakres pH

zmiany barwy

Barwa powyżej

zakresu

Fiolet metylowy

żółta

0,2-3,2

fioletowa

Błękit tymolowy

czerwona

1,2-2,8

żółta

Oranż metylowy

czerwona

3,1-4,4

żółta

Zieleń bromokrezolowa

żółta

3,5-5,5

niebieska

Czerwień metylowa

czerwona

4,2-6,3

żółta

Błękit bromotymolowy

żółta

6,0-7,6

niebieska

Czerwień krezolowa

żółta

7,2-8,8

czerwona

Błękit tymolowy

żółta

8,0-9,6

niebieska

Fenoloftaleina

bezbarwna

8,2-10

czerwona

Tymoloftaleina

bezbarwna

9,4-10,6

niebieska

Aby zmierzyć pH jakiegoś roztworu metodą kolorymetryczną z zastosowaniem

wskaźnika, należy przygotować uprzednio skalę wzorcową tzn. komplet roztworów
o znanych wartościach pH. Do każdego roztworu dodaje się następnie jednakowe ilości
odpowiedniego wskaźnika, zmieniającego swą barwę w zakresie wartości pH tych roztworów .
Określenie pH badanej próbki sprowadza się wyszukania wzorca o takim samym zabarwieniu
jak badany roztwór lub do znalezienia dwóch wzorców takich aby barwa próbki badanej była
pośrednia między ich zabarwieniem.

Badanie odczynu polega na dodaniu do badanej cieczy kilku kropli roztworu wskaźnika

lub zanurzeniu w niej na kilka sekund papierka wskaźnikowego. W obu przypadkach –
w zależności od środowiska pojawia się specyficzne dla wskaźnika zabarwienie badanej
cieczy lub papierka wskaźnikowego.
Szerokie zastosowanie mają także wskaźniki mieszane zmieniające zabarwienie np.
co jednostkę pH. Są to tzw. wskaźniki uniwersalne, a paski bibuły nimi nasycone – papierki
uniwersalne.

Dokładną wartość pH / do 0,1 lub 0,01 jednostki/ można uzyskać metodą

potencjometryczną (pomiar pH-metrem). Zasada oznaczania polega na pomiarze SEM
ogniwa składającego się z elektrod : wskaźnikowej oraz porównawczej zanurzonych w
badanym roztworze.
Do pomiaru stosowana jest tzw. elektroda kombinowana, składająca się z elektrody szklanej i
chlorosrebrowej elektrody odniesienia, umieszczonych we wspólnej obudowie.