Imię i nazwisko

Imię i nazwisko

Grupa

Ćwiczenie 6

Temat: Wykładnik stężenia jonów hydroniowych

I. Część teoretyczna

Woda występująca w przyrodzie przewodzi prąd elektryczny ze względu na rozpuszczone w niej sole. Wielokrotna destylacja zmniejsza to przewodnictwo do pewnej wielkości stałej, charakterystycznej dla wody czystej. Ze względu na swoje właściwości chemiczne wodę zaliczamy do słabych elektrolitów amfoterycznych i ulega dysocjacji:

H₂O + H₂O = H₃O⁺ + OH^-

Zaś stałą dysocjacji wyrażamy wzorem:

[H₃O⁺ ] · [OH^-]

Kc = [H₂O]²

Lub

Kw = Kc [H₂O]² = [H₃O⁺]·[OH^-]

ponieważ stężenie czystej wody jest wielkością stałą, a Kc [H₂O]² = Kw i zwane jest iloczynem jonowym wody.

Współczynnik pH jest to ujemnym logarytm dziesiętny stężenia jonów hydroniowych

pH = -log[H₃O⁺] lub pOH = -log[OH^-]

i jego skala obejmuje roztwory o pH = 0 (odczyn kwaśny) poprzez pH = 7 (odczyn obojętny), aż po roztwory o stężeniu pH = 14 (odczyn zasadowy). Jednak w bardzo stężonych roztworach skala może sięgać poza podane granice.

Wskaźniki (indykatory)

Wskaźniki są to związki - najczęściej organiczne, które zmieniają barwę w zależności od stężenia jonów hydroniowych w roztworze. Indykatory dwubarwne barwią się zarówno w środowisku kwaśnym jak i zasadowym, zaś jednobarwne tylko w jednym i to do pewnej wartości pH. Pierwszą teorie wskaźników podał W. Ostwald i mówi ona, że indykatory są to słabe kwasy lub zasady organiczne, a ich jony mają inną barwę niż część nie z dysocjowana wskaźnika. Każdy indykator zmienia barwę po przekroczeniu pewnej granicy pH. Oko ludzkie mimo iż rozróżnia 16 mln. barw jest w stanie dostrzec zmianę koloru przy co najmniej dziesięciokrotnej przewadze stężenia jednej z barw (form) i dlatego zakres zmian pH stosowanych wskaźników mieści się w przedziale 1 do 2 jednostek pH. W praktyce laboratoryjnej do określenia stężenia stosuje się często papierki wskaźnikowe, które po zanurzeniu w roztwór zmieniają barwę w zależności od stężenia jonów hydroniowych. Do dokładniejszych pomiarów wykorzystuje się pH - metr, który poprzez wykorzystanie SEMu ogniwa (mając dwie elektrody o różnych potencjałach pH - metr tworzy z elektrolitem ogniwo elektryczne, a sama siła elektromotoryczna zależy od stężenia jonów hydroniowych) mierzy się pH.

II. Część doświadczalna

Doświadczenie 1

Przebieg doświadczenia:

Do 5 próbówek wlewamy po1/5 objętości kwasu octowego i do następnych 5 1/5 objętości roztworu wodorotlenku amonu. Ustawiamy próbówki w pary i kolejno dodajemy wskaźniki:

• do pierwszej - 3 krople oranżu metylowego

• do drugiej - 3 krople czerwieni metylowej

• do trzeciej - 3 krople lakmusu

• do czwartej - 3 krople fenoloftaleiny

• do piątej - 3 krople wskaźnika uniwersalnego

Opracowanie wyników:

L.p	Wskaźnik	Obserwowanie barwy wskaźników w próbówkach
				z kwasem	Z zasadą
1	Oranż metylowy	Różowy pH=3,5	Pomarańcz pH=4
2	Czerwień metylowa	Biel(bezbarwny)pH=	Żółty pH=6,3
3	Lakmus	Pomarańcz pH=5	Ciemno niebieskipH=10
4	Fenoloftaleina	Biel(bezbarwny)pH=8,3	Fioletowy pH=10
5	Wskaźnik uniwersalny	Pomarańcz pH=5	Fioletowy pH=10

Doświadczenie 2

Przebieg doświadczenia:

Do zlewki o pojemności 100 cm³ wlewamy 3 ml chlorku amonu i 7 ml wodorotlenku amonu. Do drugiej zlewki wlewamy po 2 ml octanu sodowego i kwasu octowego i badamy pH.

L.p	Metody pomiarów	Roztwór kwaśny	Roztwór zasadowy
1	Papierek lakmusowy obojętny	Różowy pH=5,5	Niebieski pH=8
2	Papierek uniwersalny o zakresie pH 1-10	Żółty pH=6	Zielony pH=7
3	Papierki wskaźnikowe o wybranym zakresie	Ciemnożółty pH=5,6	Fioletowy pH=9
4	Wskaźnik uniwersalny (roztwór alkoholowy)	Pomarańczowy pH=6	Niebieski pH=8

Opracowanie wyników:

---