Nr ćw. 1	Data 11.03.03.09	Dębska Marta	Semestr II	Grupa 4
Wydział Technologii Chemicznej		Prowadząca: Dr M. Pawlak	Ocena:

Temat: Skala pH

Wstęp teoretyczny:

Teorie kwasów i zasad

Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa wprowadziła definicję kwasu jako związku odczepiającego w roztworach wodnych kationy wodorowe H⁺ i zasady związku odczepiającego w tych warunkach aniony wodorotlenowe OH^-. Definicje te tłumaczą w sposób zadowolający większość zjawisk zachodzących z udziałem kwasów lub zasad w roztworach wodnych.
Teoria Bronsteda - Kwasami w/g Bronsteda nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów. Według protonowej teorii kwasów i zasad, kwas może wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie zasada może nią być tylko w obecności kwasu, który proton oddaje. Według teorii Bronsteda rozpuszczalnik jest nie tylko ośrodkiem, w którym odbywa się dysocjacja kwasów lecz odgrywa on przede wszystkim role kwasu wobec rozpuszczonej zasady lub zasady wobec rozpuszczonego kwasu. Teoria Lewisa - kwasem nazywamy związek lub jon, który przyjmując parę elektronową tworzy wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, a zasadą zwiazek lub jon, który dostarcza pary elektronowej do utworzenia tego wiązania.

Skala pH

Woda ulega autoprotolizie w/g równania:

H₂O + H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-

Równowaga pomiędzy jonami H₃O⁺ + OH^- a niezdysocjowaną wodą można wyrazić stałą równowagi

K = [H₃O⁺] * [OH^-] / [H₂O]²

Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością stałą to iloczyn K * [H₂O]² jest również wielkością stałą i nazywany jest iloczynem jonowym wody K_w.

K_w = K * [H₂O]² = [H₃O⁺] * [OH^-] = 10^-14 (mol/dm³)

Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich roztworach obojętnych [H₃O⁺] = 10^-7 mol/dm³. W roztworach kwaśnych [H₃O⁺] > 10^-7 mol/dm³ a w roztworach zasadowych [H₃O⁺] < 10^-7 mol/dm³.
Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać aktywność jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali pH. pH definiujemy jako ujemny logarytm dziesiętny z wartości liczbowej stężenia jonów hydronowych. pH = - log[H₃O⁺]

Wartość pH	Roztwór
0<pH<7	Kwaśny
pH = 7	Obojętny
7<pH<14	Zasadowy

Stopień dysocjacji elektrolitu określa się stosunkiem liczby moli cząsteczek zdysocjowanych na jony do liczby moli cząsteczek substancji rozpuszczonej.

α- stopień dysocjacji, x - liczba moli cząsteczek zdysocjowanych na jony, n - liczba moli cząsteczek substancji rozpuszczonej.

Wskaźniki pH - są to substancje, najczęściej organiczne, które posiadają inne zabarwienie w postaci cząsteczkowej oraz zdysocjowanej, a tym samym zmieniają barwę w roztworze o określonym odczynie (pH). Stosuje się je w postaci roztworów wodnych lub alkoholowych, które dodaje się do roztworu badanego lub też w postaci papierków wskaźnikowych, którymi są wysuszone kawałki bibuły filtracyjnej nasączone uprzednio roztworem wskaźnika.

Wskaźniki	Zakres zmiany pH	Barwa w postaci
				kwasowej	zasadowej
Błękit tymolowy	1,2 - 2,8	Czerwona	Żółta
Żółcień metylowa	2,9 - 4,0	Czerwona	Żółta
Błękit bromofenolowy	3,0 - 4,6	Żółta	Niebieska
Oranż metylowy	3,1 - 4,4	Czerwona	Żółta
Czerwień metylowa	4,2 - 6,3	Czerwona	Żółta
Lakmus	5,0 - 8,0	Czerwona	Niebieska
Błękit bromotymolowy	6,0 - 7,6	Żółta	Niebieska
Czerwień obojętna	6,8 - 8,0	Czerwona	Żółta
Błękit tymolowy	8,0 - 9,6	Żółta	Niebieska
Fenoloftaleina	8,1 - 10,0	Bezbarwna	Malinowa
Tymoloftaleina	9,3 - 10,5	Bezbarwna	Niebieska
Nitramina	11,0 - 13,0	Bezbarwna	Pomarańczowa

.

Opracowanie wyników:

Stężenie molowe	Wartość pH dla HCl	Wartość pH dla NaOH	Wartość pH dla CH3COOH
0,1	1	13	2,9
0,01	2	12	3,4
0,001	3	11	3,9
0,0001	4	10	4,4
0,00001	5	9	4,9

Zakresy pH oraz odpowiadające im zmiany barw podczas miareczkowania wyciągu z czerwonej kapusty.

Ilość dodanego HCl [cm3]	pH mieszaniny	Barwa mieszaniny
-------------------------	13,05	Żółtawo-zielony
8	13.15	Słomkowy
10,5	13,17	Jasno słomkowy
36.8	12,46	Zielenieje
38.8	12.09	Jasno zielony
40.8	10.68	Zielony
41.3	9.11	Przeźroczysto zielony
41.7	7.11	Bezbarwny
42.3	6.30	Przeźroczysto różowy
42.8	3.97	Jasno różowy
43.3	2.95	Różowy
43.8	2.69	Ciemno różowy

Inne naturalne wskaźniki pH:

Buraki czerwone - roztwór o charakterze mocno zasadowym zmienia kolor buraków lub ich soku z czerwonego na fioletowy.

Jeżyny i czarne porzeczki - w środowisku kwaśnym ich sok zmienia kolor z czerwonego na niebieski a w środowisku zasadowym pojawia się barwa fioletowa.

Przyprawa curry - Przy pH = 7,4 pojawia się kolor żółty a przy pH = 8,6 barwa czerwona.

Wnioski:

Z doświadczenia wynika, że wartość pH zależy od stężenia roztworu. W przypadku kwasów, im roztwór jest bardziej rozcieńczony, tym ma większe pH. Inaczej jest w przypadku zasad, im większe jest stężenie, tym bardziej maleje pH.

Niestety z powodu uszkodzonej elektrody, doświadczenie nie zostało przeprowadzone. W związku z tym, wszystkie wartości pH zostały obliczone ze wzoru.

---