Imię	Damian
Nazwisko	Kaczmarek
Tytuł i numer ćwiczenia	Odczyn roztworów wodnych- ćw.3
Prowadzący	Dr Inż. D. Nowicka
Data	05.03.2012
Kierunek	Technologia ochrony środowiska
Grupa laboratoryjna	Grupa 2- 16^30

1. Wstęp teoretyczny

1. Kationy jako kwasy

Kationami nazywany jony o ładunku dodatnim, czyli atomy bądź cząsteczki występujące w stanie niedomiaru elektronów.

Z racji swojego ładunku są one w stanie przyłączyć grupę hydroksylową, uwalniając proton z cząsteczki wody, przez co wg Teorii Bronsteda są kwasami. Podnoszą pH roztworu.

Przykładek kwasu kationowego jest jon amonowy i jon hydroniowy.

1. Aniony jako zasady

Anionami nazywany jony o ładunku ujemnym, czyli atomy bądź cząsteczki występujące w stanie nadmiaru elektronów.

Z racji swojego ładunku są one w stanie dołączyć proton, co czyni je protonobiorcami, a wg. Teorii Bronsteda – zasadami. Wpływają obniżająco na pH roztworu.

Przykładem zasady anionowej jest jon octanowy.

1. Amfolity

Amfolity, substancje amfiprotyczne, elektrolity amfoteryczne - związki chemiczne, których cząsteczki zawierają zarówno grupy kwasowe jak i zasadowe. Uogólniając, zgodnie z teorią Brønsteda, amfolitami są substancje, które w reakcjach w roztworze mogą przyłączać bądź odłączać protony. Amfolity w zależności od pH środowiska w którym się znajdują mogą występować w postaci:

    * amfijonów - środowisko obojętne

    * kationów - środowisko kwaśne

    * anionów - środowisko zasadowe

Jon obojnaczy (amfijon, związek dipolarny) - cząsteczka zawierająca równą liczbę grup zjonizowanych o przeciwnych ładunkach, w związku z czym sama nie jest naładowana dodatnio ani ujemnie. Przykładem jonów obojnaczych są aminokwasy, takie jak glicyna czy alanina.

1. Opracowanie wyników:

1.1

L.p.	Sól	pH	Równanie reakcji kationu jako kwasu lub anionu jako zasady
1	NiCl2	3,88	NiCl2 →Ni^2++2Cl^- Ni^2+ + H2ONi(OH)^++H^+ ^(Słaba kwas)
2	Na2SO4	7,29	Na2SO4→2Na^++SO4^2- ^(Mocny kwas i mocna zasada)
3	KCl	7,40	KCl → K^+ + Cl^- ^(Mocny kwas i mocna zasad)
4	NaCl	7,32	NaCl → Na^+ + Cl^- ^(Mocny kwas i mocna zasada)
5	NH4Cl	6,88	NH4Cl → NH4^+ + Cl^- NH4^+ + H2O NH3 + H3O^+ ^(Słaby kwas)
6	Na2CO3	11,24	Na2CO3→2Na^++CO3^2- CO3^2-+H2OHCO3^-+OH^- ^(Słaba zasada)
7	NaH2PO4	5,77	Na2HPO4 → 2Na^+ + HPO4^2- HPO4^2- + H2O PO4^2- + H3O^+ amfolit HPO4^2- + H2O H2PO4^- + OH^-
8	Na2SO3	8,90	Na2SO3 → 2Na^+ + SO3^2- SO3^2- + H2O HSO3^- +OH^- (słaba zasada)
9	NaHCO3	8,24	NaHCO3 → Na^+ + HCO3^- HCO3^- CO3^- + H^+ amfolit HCO3^- + H2O H2CO3 + OH^-
10	CH3COONa	8,28	CH3COONa→CH3COO^-+Na^+ CH3COO^–+ H2O OH^–+ CH3COOH ^(Słaby zasada)
11	SnCl2	2,49	SnCl2 → Sn^2+ + 2Cl^- Sn^2+ + H2O Sn(OH)^+ + H^+ ^(Słaby kwas)

1.2

ZnCl₂→Zn²⁺+2Cl^-

Zn²⁺+H₂O→Zn(OH)⁺+H⁺

^{(słaby kwas)}

$$\frac{\text{pH}_{\text{ZnCl}_{2}} = \frac{1}{2}\text{pKa} - \frac{1}{2}\log C_{\text{ZnCl}_{2}}}{*2}$$

2pH_ZnCl2 + logC_ZnCl2 = pKa

pKa = 2 * 4, 36 + log0, 2

pKa ≈ 8, 02

1.3

1. NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + H₂O NH₃ + H₃O⁺

^{(Słaby kwas)}

$$\frac{\text{pH}_{\text{NH}_{4}\text{Cl}} = \frac{1}{2}\text{pKa} - \frac{1}{2}\log C_{\text{NH}_{4}\text{Cl}}}{*2}$$

2pH_NH4Cl + logC_NH4Cl = pKa

• 0,1M

pKa = 2 * 6, 65 + log0, 1

pKa ≈ 12, 3

• 0,01M

pKa = 2 * 7, 44 + log0, 01

pKa ≈ 13, 88

1. Na₂CO₃→2Na⁺+CO₃^2-

CO₃^2-+H₂OHCO₃^-+OH^-

^{(Słaba zasada)}

$$\frac{\text{pH}_{\text{Na}_{2}\text{CO}_{3}} = 7 + \frac{1}{2}\text{pKa} + \frac{1}{2}\log C_{\text{Na}_{2}\text{CO}_{3}}}{*2}$$

2pH_Na2CO3 − logC_Na2CO3 − 14 = pKa

• 0,2M

pKa = 2 * 11, 08 − log0, 2 − 14

pKa ≈ 8, 86

• 0,02M

pKa = 2 * 10, 68 − log0, 02 − 14

pKa ≈ 9, 06

3. Wnioski:
   Ćwiczenie zakończyło się sukcesem. Błędy w moich wynikach wynikają z tego że phmetr pokazywał złe wyniki. Uzasadnione jest to tym, że przy sprawdzeniu odczynu wody destylowanej wskazywał 7,8.