Imię	Damian
Nazwisko	Kaczmarek
Tytuł i numer ćwiczenia	Skala pH- ćw.1
Prowadzący	Dr Inż. D. Nowicka
Data	20.02.2012
Kierunek	Technologia ochrony środowiska
Grupa laboratoryjna	Grupa 2- 16^30

1. Część teoretyczna:
   

1. Teorie kwasów i zasad:

• Klasyczna teoria- Kwas wg klasycznej definicji Arrheniusa to każdy związek, który wprowadzony do roztworu wodnego zwiększa stężenie jonów oksoniowych H₃O⁺ (zmniejsza pH roztworu). Automatycznie zasadą jest każdy związek, który zwiększa stężenie jonów wodorotlenkowych OH^-. Definicja ta ma głównie zastosowanie do roztworów wodnych. W wyniku reakcji kwasów z zasadami powstają zazwyczaj sole.

• Teoria Brønsteda i Lowry’ego- kwasem jest substancja, która może oddawać proton innej, jest więc donerem protonów. Przeciwstawne właściwości mają zasady, które mogą przyjmować protony, są więc akceptorami protonów. Te definicje pozwalają wysnuć poprawny wniosek, że wszelkie reakcje typu kwas- zasada polegają na przeniesieniu protonu z cząsteczki kwasu do cząsteczki zasady.

• Teoria Lewisa - Kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej, a zasadą donor pary elektronowej. Każdy kwas według teorii Lowry’ego-Brönsteda jest zarazem kwasem Lewisa, to samo dotyczy zasad. Teoria Lewisa rozszerza jednak pojęcie kwasu i zasady na związki, których poprzednie teorie nie uwzględniały, np. cząsteczki nie zawierające protonów: BF₃, SO₃, AlCl₃. Mogą one tworzyć połączenia z donorami par elektronowych: H₂O, NH₃, anionami reszt kwasowych.

1. Iloczyn jonowy wody: Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:
   
   
   Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:
   
   - iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):
   
   
   
   Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³ .

2. pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych. Wzór zaproponowany przez szwedzkiego uczonego Sörensena na pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

1. Wartości pH roztworów kwasów i zasad:

Roztwory kwasowe przyjmują pH mniejsze od 7, roztwory zasadowe przyjmują pH większe od 7, natomiast obojętne mają pH równe 7.

1. Wskaźniki pH:

Nazwa wskaźnika	Zakres	Barwa pH od dolnego zakresu	Barwa pH od górnego zakresu
Oranż metylowy	3,1 <pH< 4,4	Czerwony	Żółty
Fenoloftaleina	8,3 <pH< 10	Bezbarwny	Malinowy
Błękit tymolowy	8,0 <pH< 9,6	Żółty	Niebieski
Czerwień metylowa	4,2 <pH< 6,3	Czerwony	Żółty
Tymoloftaleina	9,3 <pH< 10,5	Bezbarwny	Niebieski
Żółcień alizarynowy	10,0 <pH< 12,1	Żółty	Czerwony

1. Reakcje kwasów i zasad:

• Mocny kwas z mocną zasadą:

H₃O⁺+A^-+B⁺+OH^- →2H₂O+A⁺+B^-

• Mocny kwas z słabą zasadą:

H₃O⁺ +B→ BH⁺ + H₂O

• Słaby kwas z mocna zasada:

HA+OH^- → A^- +H₂O

• Słaby kwas z słabą zasadą:

HA+B→ A^-+BH⁺

1. Kwasy i zasady wieloprotonowe:

• Kwasy wieloprotonowe (kwasy wielozasadowe): kwasy o cząsteczkach zawierających dwa lub więcej atomów wodoru mogących odszczepiać się podczas dysocjacji elektrolitycznej; kwasem dwuprotonowym (dwuzasadowym) jest np. kwas siarkowy(VI), dysocjujący wg równania:

I etap: H₂SO₄ +H₂O → H₃O⁺ + HSO₄^–

II etap: HSO₄^- + H₂O → H₃O⁺ + SO₄^2-

• Zasady wielowodorotlenowe: zasady o cząsteczkach zawierających dwie lub więcej cząsteczek OH^- mogących odszczepiać się podczas dysocjacji elektrolitycznej; zasadą dwu-wodorotlenową jest np. Ca(OH)₂.

1. Opracowanie wyników

1.1. Skala pH

1.1.1

Stężenie molowe kwasu HCl:	0,1	0,01	0,001	0,0001
pH	2,4	3,2	4,8	7,1
Stężenie molowe zasady NaOH:	0,1	0,01	0,001	0,0001
pH	13,1	12,3	10,5	7,5

Wyniki na podstawie badań w laboratorium

1.2.1

Nazwa soli	Wzór soli	Barwa soli po dodaniu wyciągu z czerwonej kapusty	pH	Przedział pH
Węglan sodu	Na2CO3	Zielony	Zasadowy	7-14
Chlorek sodu	NaCl	Brudny Błękitny	Obojętny	7
Chlorek cyny	SnCl2	Różowy	Kwasowy	0-7

Wyniki na podstawie badań w laboratorium

1.2.2

Zawartość Zlewki	pH	Kolor
0,1 M NaOH	12,4
Po dodaniu 1 cm^3 0,1 M HCl	12,6
Po dodaniu 7 cm^3 0,1 M HCl	12,4
Po dodaniu 12 cm^3 0,1 M HCl	12,3
Po dodaniu 13 cm^3 0,1 M HCl	12,2
Po dodaniu 18 cm^3 0,1 M HCl	11,7
Po dodaniu 23 cm^3 0,1 M HCl	10,3
Po dodaniu 25 cm^3 0,1 M HCl	9,3
Po dodaniu 27 cm^3 0,1 M HCl	7
Po dodaniu 27,5 cm^3 0,1 M HCl	5,8
Po dodaniu 28 cm^3 0,1 M HCl	4,4
Po dodaniu 28,5 cm^3 0,1 M HCl	4,2
Po dodaniu 29 cm^3 0,1 M HCl	4,0
Po dodaniu 29,5 cm^3 0,1 M HCl	3,8
Po dodaniu 30 cm^3 0,1 M HCl	3,7
Po dodaniu 30,5 cm^3 0,1 M HCl	3,5
Po dodaniu 31 cm^3 0,1 M HCl	3,4
Po dodaniu 31,5 cm^3 0,1 M HCl	3,4
Po dodaniu 32 cm^3 0,1 M HCl	3,3
Po dodaniu 32,5 cm^3 0,1 M HCl	3,3
Po dodaniu 33 cm^3 0,1 M HCl	3,3
Po dodaniu 33,5 cm^3 0,1 M HCl	3,2
Po dodaniu 34 cm^3 0,1 M HCl	3,2
Po dodaniu 35 cm^3 0,1 M HCl	3,1
Po dodaniu 35,5 cm^3 0,1 M HCl	3,1
Po dodaniu 36 cm^3 0,1 M HCl	3,1
Po dodaniu 36,5 cm^3 0,1 M HCl	3,1
Po dodaniu 37 cm^3 0,1 M HCl	3,1
Po dodaniu 37,5 cm^3 0,1 M HCl	3

Inne naturalne wskaźniki pH:

• Napar z czarnej herbaty- przy pH > 7,5 posiada barwę ciemnobrązową, przy pH = 6 barwę jasnobrązową, zaś przy pH < 5,5 barwę jasnożółtą.

• Lakmus- jest najpopularniejszy wśród naturalnych wskaźników pH . Jest to niebieski barwnik występujący na wybrzeżu Morza Śródziemnego i Atlantyku. Lakmusu w obecności zasad przyjmuje barwę niebieską, zaś w obecności kwasów barwi się na czerwono. Zakres zmiany barwy przypada na pH ok. 5-8.

• Sok z buraków- jest purpurowy w środowisku kwaśnym (w obecności kwasu octowego w barszczu). Zabarwienie to utrzymuje się do pH=7. Po dodaniu do takiego roztworu amoniaku następuje zmiana barwy na niebieskofioletowy, a przy pH=12 na brązowy.

Mieszanina kwasów o różnej mocy zachowuje się podobnie jak kwas wieloprotonowy.

W dysocjacji kwasu wieloprotonowego mamy, np. dwie stałe dysocjacji, ponieważ przebiega ona etapami. Przy dysocjacji dwóch kwasów o różnej mocy również mamy dwie stałem dysocjacji, lecz tu każdy z kwasów ma swoją stałą dysocjacji. Podsumowując kwasy wieloprotonowe i mieszanina kwasów o różnych mocach zachowują się podobnie, ponieważ mają kilka stałych dysocjacji.

1. Wnioski:

Wszystkie ćwiczenia przebiegły pomyślnie. Przyczyną odchylenia od wyników rzeczywistych może być sprzęt, który może dawać dość duże błędy. Co przekłada się na pozostałe wyniki moich badań. Możliwe jest również, że moje ręce się do tego przyczyniły, ponieważ były to moje pierwsze zajęcia praktyczne i dłonie mi drżały ze stresu przy miareczkowaniu.