Mikołaj Gołuoski 25 listopada 2008
1. Oznaczanie pH roztworu metodÄ… kolorymetrycznÄ… oraz potencjometrycznÄ…
Roztwór numer 30
Wskaz
nik pH Barwa roztworu Wyznaczony zakres pH
Błękit bromotymolowy Niebieska 7,6  14 (ą0,5)
Żółcieo alizarynowa Czerwono  pomaraoczowy 10,0  14 (ą0,5)
Karmin indygo Niebieska 0  11,6 (Ä…0,5)
Przybliżona wartośd pH 10  11,6 (ą0,5)
Potencjometrycznie zmierzona wartoÅ›d pH 12,2 (temperatura 18°C)
[H+] = 10-pH = 10-12,2 = 6,310·10-13
[OH-] = 10-14+12,2 = 1,585·10-2
Wskaz
nikami zwykle są słabe kwasy (HInd) lub słabe zasady (IndOH), których jony są inaczej
zabarwione niż cząsteczki niezdysocjowane. Hydroliza wskaz
nika wygląda następująco (dla wskaz
nika
kwasowego, np. oranżu metylowego):
HInd + H2O "! Ind- + H3O+
Gdy w roztworze przeważa jedna forma związku roztwór przyjmuje barwę tej formy. Dla oranżu
metylowego jest to kolor czerwony dla formy niezdysocjowanej i żółty dla formy zdysocjowanej.
Każdy wskaz
nik ma charakterystyczne pH przy którym następuje zmiana koloru.
Dla oranżu metylowego w pH=4,4 przeważa forma Ind- a więc kolor żółty. Wzrost stężenia jonów
H3O+ (kwasowości) roztworu prowadzi do przesunięcia równowagi w lewo, w stronę zwiększania
stężenia formy HInd w rezultacie czego przy pH=3,1 roztwór przyjmuje barwę czerwoną. W zakresie
pH 3,1-4,4 w roztworze znajdują się obie formy więc roztwór przyjmuje pomaraoczowe zabarwienie.
Oznaczanie pH metodą kolorymetryczną jest obarczone błędem 0,5 jednostki.
2. Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji wodnego roztworu amoniaku i kwasu octowego*
Stężenie Kdys
pH [H+] [OH-] Ä…
roztworu Dośw. Tabl.
0,1 M 11 10-11 10-3 10-2 1,010·10-5
NH3aq 1,774·10-5
0,01 M 10,5 3,162·10-11 3,162·10-4 3,162·10-2 1,032·10-5
2,8
0,1 M 1,585·10-3 6,310·10-12 1,585·10-2 2,553·10-5
(20°C)
CH3COOH* 1,750·10-5
3,4
0,01 M 3,981·10-4 2,512·10-11 3,981·10-2 1,651·10-5
(20°C)
NH3aq + H2O "! NH4+ + OH-
[NH4+] = [OH-] = Nzdysocjowane
5ØAÜ5ØgÜ5ØQÜ5ØfÜ5Ø`Ü 5Ø\Ü5ØPÜ5ØWÜ5Ø\Ü5ØdÜ5ØNÜ5Ø[Ü5ØRÜ
10-3
5ØüÞ = = = 10-2
5ØAÜ5ØdÜ5Ø]Ü5Ø_Ü5Ø\Ü5ØdÜ5ØNÜ5ØQÜ5ØgÜ5Ø\Ü5Ø[Ü5ØRÜ 0,1
2
5ØPÜ"5ØüÞ2 0,1" 10-2
5Ø>Ü = = = 1,010 " 10-5
1-5ØüÞ 1-10-2
CH3COOH + H2O "! CH3COO- + H3O+
[CH3COO-] = [H3O+] = Nzdysocjowane
5ØAÜ5ØgÜ5ØQÜ5ØfÜ5Ø`Ü 5Ø\Ü5ØPÜ5ØWÜ5Ø\Ü5ØdÜ5ØNÜ5Ø[Ü5ØRÜ
1,585"10-3
5ØüÞ = = = 1,585 " 10-2
5ØAÜ5ØdÜ5Ø]Ü5Ø_Ü5Ø\Ü5ØdÜ5ØNÜ5ØQÜ5ØgÜ5Ø\Ü5Ø[Ü5ØRÜ 0,1
2
5ØPÜ"5ØüÞ2 0,1" 1,585"10-2
5Ø>Ü = = = 2,553 " 10-5
1-5ØüÞ 1-1,585"10-2
Równowagi kwasowo-zasadowe w roztworach wodnych
Mikołaj Gołuoski 25 listopada 2008
Można zauważyd, że przy niewielkiej zmianie pH spowodowanej zmniejszeniem stężenia roztworu
stała dysocjacji K praktycznie się nie zmienia (co szczególnie widad na przykładzie amoniaku) podczas
gdy stopieo dysocjacji ą wykazuje stosunkowo duże wahania swojej wartości. Można z tego
wywnioskowad, że stopieo dysocjacji ą jest zależny od stężenia roztworu podczas gdy stała dysocjacji
K nie zależy od stężenia roztworu.
Różnica pomiędzy wartością stałej dysocjacji tablicową a doświadczalną może wynikad z błędnych
wskazao pehametru spowodowanych używaniem tego samego pehametru do badania skrajnie
różnych wartości pH w krótkim odstępie czasu.
3. Wyznaczanie stałej równowagi kwasowo-zasadowej wodnych roztworów soli
Badany Stężenie Stałe równowagi
pH roztworu [H3O+] [OH-]
roztwór roztworu Dośw. Tabl.
NH4Cl* 0,1 M 5,8 (18°C) 1,585·10-6 6,310·10-9 2,512·10-11 5,637·10-10
CH3COONa* 0,1 M 8 (18°C) 10-8 10-6 10-9 5,714·10-10
CH3COONH4 0,1 M 7,1 7,943·10-8 1,259·10-7 1,585·10-13 3,221·10-5
Na2HPO4 0,1 M 8,9 1,259·10-9 7,943·10-6 1,585·10-17 1,578·10-7
NaH2PO4 0,1 M 5,2 6,310·10-6 1,585·10-9 3,982·10-11 1,406·10-12
KNO2 0,1 M 7,1 7,943·10-8 1,259·10-7 1,585·10-13 1,412·10-11
KI 0,1 M 7 10-7 10-7 --- ---
(NH4)2SO4 0,1 M 5,5 3,162·10-6 3,162·10-9 9,999·10-11 5,637·10-10
NaCl 0,1 M 7 10-7 10-7 --- ---
NH4Cl NH4+ + Cl-
NH4+ + H2O "! NH3 + H3O+
CH3COONa CH3COO- + Na+
CH3COO- + H2O "! CH3COOH + OH-
Właściwie każda doświadczalna stała hydrolizy odbiega od tablicowych. W większości przypadków
różnice te są jednego lub dwóch rzędów wielkości. Prawdopodobnie spowodowane to jest błędem
pomiaru pH na pehametrze spowodowanym używaniem tego samego pehametru do badania
skrajnie różnych wartości pH w krótkim odstępie czasu w wyniku czego nastąpiło lekkie
rozkalibrowanie siÄ™ pehametru.
Jedynie doświadczalnie wyznaczone wartości stałych równowagi dla CH3COONH4 i Na2HPO4 znacząco
odbiegają od stałych tablicowych co mogło byd wywołane błędami popełnionymi podczas mierzenia
pH.
4. Efekt wspólnego jonu
Roztwór Wskaz
nik Barwa pH
Błękit bromotymolowy Żółta 0  6,0 (ą0,5)
CH3COOH Oranż metylowy Czerwona 0  3,2 (ą0,5)
Fiolet metylowy Niebieska 3,2  14 (Ä…0,5)
Przybliżona wartośd pH 3,2 (ą0,5)
Błękit bromotymolowy Żółta 0  6,0 (ą0,5)
CH3COOH + CH3COONa Oranż metylowy Pomaraoczowa 3,2  4,4 (ą0,5)
Czerwieo metylowa Czerwona 0  4,5 (Ä…0,5)
Przybliżona wartośd pH 3,2  4,4 (ą0,5)
Równowagi kwasowo-zasadowe w roztworach wodnych
Mikołaj Gołuoski 25 listopada 2008
Po dodaniu jonu octanowego do roztworu kwasu octowego zwiększyło się jego pH (roztwór stał się
mniej kwaśny). Wynika to z efektu wspólnego jonu. Po dodaniu jonów octanowych zadziałała reguła
przekory i aby powrócid do stanu równowagi częśd jonów octanowych wbudowała w siebie jony
wodorowe tworząc cząsteczki kwasu octowego. Zmniejszyło to ilośd a więc i stężenie jonów
wodorowych w roztworze co spowodowało zwiększenie pH.
5. Przygotowanie roztworu buforowego o zadanym pH
Równowagi kwasowo-zasadowe w roztworach wodnych