WBMiZ Inżynieria Biomedyczna		Data wykonania: 23.10.2015 Data oddania: 6.11.2015
Gr B	Ćwiczenie nr 1 Skala pH	Prowadząca:

1. WSTĘP TEORETYCZNY

Obecność kwasu i zasady w roztworze wodnym nadaje mu cech zwana odczynem. Odczyn roztworu jest to cecha określająca relacje między stężeniami jonów H⁺ i OH⁻. Pierwszą mikroskopową interpretację różnic między kwasami i zasadami podał Arrhenius. W myśl jego definicji kwas jest to substancja, która w roztworach wodnych dysocjuje, tworząc kation wodorowy H⁺, a zasada dysocjuje tworząc anion wodorotlenowy OH⁻.

Oprócz definicji kwasów i zasad wywodzących się z teorii Arrheniusa uznanie zdobyła teoria Brönsteda. Głosi ona, że kwas jest donorem jonu H⁺ - hydronu, natomiast zasada jest akceptorem jonu H⁺. Reakcja kwas + zasada polega na przeniesieniu jonu wodorowego.

H⁺

KWAS ZASADA

Kwasy i zasady Brönsteda to drobiny, a nie substancje. Ta sama drobina może pełnić funkcje kwasu lub zasady w zależności od rodzaju drugiego reagenta.

Wielkością charakteryzującą odczyn roztworu jest pH roztworu, czyli ujemny logarytm dziesiętny liczbowej wartości stężenia molowego jonów wodorowych:

pH =-log[H⁺]

Stała dysocjacji chemicznej reakcji wody: H₂O H⁺+ OH⁻ nosi w temperaturze pokojowej:

$$\frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack\left\lbrack \text{OH}^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack H_{2}O \right\rbrack} = 1,8 \bullet 10^{- 16}$$

Stężenie molowe wody ma praktycznie wartość stałą, 1dm³wody to:

$\frac{1\ \text{mol}\ \bullet 1000g}{18g} = 55,5\ \text{mola}$, a zatem [H₂O] = 55,5 mol/dm³

Dwie stałe w równaniu opisującym stan równowagi dysocjacji wody:

$\frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack\left\lbrack \text{OH}^{-} \right\rbrack}{55,5} = 1,8 \bullet 10^{- 16}$ można zastąpić jedną: [H⁺][OH⁻] = 1•10⁻¹⁴

W czystej wodzie (odczyn obojętny) : [H⁺] = [OH⁻] = 1 • 10⁻⁷

• Odczyn kwaśny [H⁺]>[OH⁻]

• Odczyn obojętny [H⁺]=[OH⁻]

• Odczyn zasadowy[H⁺]<[OH⁻]

Substancje umożliwiające wskazanie określonej cechy badanego roztworu np. poprzez przez zmianę zabarwienia to indykatory (wskaźniki wizualne).

Tabela 1 Przykłady używanych wskaźników pH:

WSKAŹNIK	ŚR. KWASOWE	OBOJĘTNE	ZASADOWE
Lakmus	czerwony	żółty	niebieski
Oranż metylowy	czerwony	żółto-pomarańczowy	żółto-pomarańczowy
Fenoloftaleina	bezbarwna	bezbarwna	malinowa
Błękit bromotymolowy	żółty	zielony	błękitny
Sok z czerwonej kapusty	czerwony	niebiesko-fioletowy	zielony
Papierek uniwersalny	czerwony	żółty	niebieski

1. PRZEBIEG I OPRACOWANIE ĆWICZENIA

1. Badanie pH kwasu w zależności od stężenia.

Na początku rozcieńczaliśmy kwas chlorowodorowy o stężeniu wyjściowym 0,1 mol/dm³ do:

• 0,01 M

• 0,001M i

• 0,0001M.

Po przygotowaniu badanych roztworów, zmierzyliśmy ich pH zapisując wyniki w tabeli:

Stężenie HCl [mol/dm^3]	0,1	0,01	0,001	0,0001
pH zmierzone	0,89	1,52	3,21	4,84
pH teoretyczne	1	2	3	4

Błąd pomiarowy ±0,01

Zawyżony pomiary HCl o stężeniu 0,0001M jest obarczony błędem przypadkowym, na wskutek zabrudzonego sprzętu laboratoryjnego.

Obliczanie (teoretycznego) pH dla HCl:

C_M= 0,1M= 10⁻¹ C_M= 0,01M= 10⁻²

[H⁺]= 10⁻¹ [H⁺]= 10⁻²

pH =-log[10⁻¹] pH =-log[10⁻²]

pH=1 pH=2

C_M= 0,001M= 10⁻³ C_M= 0,0001M= 10⁻⁴

[H⁺]= 10⁻³ [H⁺]= 10⁻⁴

pH =-log[10⁻³] pH =-log[10⁻⁴]

pH=3 pH=4

1. Badanie barwy naturalnych wskaźników pH na przykładzie wywaru z czerwonej kapusty.

Do trzech małych zlewek (w każdej osobno) umieściliśmy po 0,2g następujących soli:

• Na₂CO₃

• NaCl

• SnCl₂

Odważone sole zostały zalane do 1/3 objętości wywarem z czerwonej kapusty i rozcieńczone wodą destylowaną.

Zmiany jakie nastąpiły w zlewkach po dodaniu indykatora do wybranych odczynników przedstawiono w tabeli:

Badana sól	Barwa wywaru z czerwonej kapusty przed reakcją	Barwa roztworu po reakcji
Na2CO3	Fioletowa	Zielona
NaCl	Fioletowa	Niebiesko-fioletowa
SnCl	Fioletowa	Czerwona

1. Trzecia część ćwiczenia dotyczyła miareczkowania alkacymetrycznego wodorotlenku sodu NaOH o stężeniu wyjściowym 0,1 mol/dm³ kwasem chlorowodorowym HCl.

Do zlewki z 15cm³ roztworu NaOH, w której znajdował się dipol magnetyczny, dolano 35cm³ wywaru z czerwonej kapusty i uruchomiono mieszadełko magnetyczne. Za pomocą biurety wprowadzano do roztworu kwas 0,1M HCl jednocześnie mierząc pH i obserwując zmiany barw roztworu miareczkowanego.

Objętość HCl, cm³	pH	Obserwacje: Barwa roztworu
0	11,89	Zielona
1	11,92
2	11,90
3	11,84
4	11,78
5	11,68
6	11,58
7	11,39	Żółta
8	11,13
9	10,82
10	10,03	Lekko pomarańczowa
11	8,80
12	5,70
13	4,32	Lekko czerwona
14	3,61
15	3,38
16	3,22
17	3,17
18	3,10
19	3,06
20	3,00	czerwona
21	2,96
22	2,92

Wyniki przedstawiono w tabeli:

1. Wnioski:

1.

• Stężenie molowe HCl jest odwrotnie proporcjonalne do wartości pH (im mniejsze stężenie molowe kwasu tym większa wartość pH)

• Wartości pH w mocnych kwasach są niskie, a w zasadach wysokie.

• Różnica między wartościami zmierzonego pH odpowiednich roztworów, a wartościami teoretycznymi pH mogą wynikać z niedokładności podczas przygotowania roztworów, zabrudzonego sprzętu laboratoryjnego lub z niedokładności pomiarowych pH-metru.

2.

Zmiany barwy roztworu wyraźnie wskazują nam, iż:

• Na₂CO₃ ma odczyn zasadowy,

• NaCl – obojętny,

• SnCl₂ - kwasowy

3.

• Roztwór miareczkowany pod wpływem dodawania kwasu zmienił barwę z zielonej na czerwoną zatem zmienił odczyn z zasadowego na kwasowy.

• Na podstawie wykresu można stwierdzić, że zobojętnienie roztworu (pH bliskie 7) nastąpiło po dodaniu 12cm³ kwasu HCl do roztworu miareczkowanego.(Roztwór nie przybrał jednak barwy fioletowej-barwa przy pH=7 dla wywaru z czerwonej kapusty).