Nr ćw. 3	Data 1.04.03.09	Dębska Marta	Semestr II	Grupa 4
Wydział Technologii Chemicznej		Prowadząca: Dr M. Pawlak	Ocena:

Temat: Odczyn roztworów wodnych soli

Wstęp teoretyczny:

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, zwitterjon, 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.

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.

Wykonanie ćwiczeń:

1. Odczyn środowiska w roztworach różnych soli.

W zlewce o pojemności 25 cm3 kolejno rozpuścić łyżeczkę wskazanych przez prowadzącego 5 soli, następnie zmierzyć pH roztworu ( napisać równania kationu jako kwasu lub anionu jako zasady). Wskazać jon nie wywierający wpływu na pH.

1.2 Wyznaczanie stałej kwasowej

Przenieść do zlewki na 20 cm3 0,1 M r-ru ZnCl2 i zmierzyć jego pH. Obliczyć stałą kwasową tej soli.

3. Wpływ stężenia soli na na pH roztworu.

Zmierzyć pH 0,1 M i 0,01 M r-ru NH4Cl oraz 0,2 M i 0,02 M r-ru Na2CO3 oraz obliczyć stałe kwasowe.

Opracowanie wyników:

L.p.	Sól	pH	Równanie reakcji kationu jako kwasu lub anionu jako zasady
1	NaH2PO4	5,44
2	NH4Cl	5,97
3	NaCl	6,42	Na^+Cl^- nie wpływają H2O + H2O → H3O^+ + OH^-
4	Na2SO3	10,33	Na^+ nie wpływają SO3^2- + H2O → HSO3^- + OH^-
5	NaHCO3	8,44

	NH4Cl 0,1M	NH4Cl 0,01M	Na2CO3 0,2M	Na2CO3 0,02M
pH	5,3	6,91	11,47	10,81

2. Stała kwasowa ZnCl₂ o stężeniu 0,1M; pH = 2,73

pH =
pK_a -
log [ Zn²⁺]

pK_a = 2 pH + log [ Zn²⁺]

log [ Zn²⁺] = log 0,1 = -1

pK_a = 2*2,73 - 1 = 4,46

K_a = 10^-4,46 ≈ 10^-4

Stała kwasowa wynosi 10^-4

3.Stała kwasowa NH₄Cl o stężeniu 0,1M w którym pH = 5,3

pH =
pK_a -
log [ NH₄⁺]

pK_a = 2 pH + log [ NH₄⁺]

log [ NH₄⁺] = log 0,1 = -1

pK_a = 2*5,3 - 1 = 9,6

K_a = 10^-9,6 ≈ 10^-10

Stała kwasowa wynosi 10^-10

Stała kwasowa Na₂CO₃ o stężeniu 0,2M, w którym pH = 11,47

pH = 7 +
pK_a +
log [ CO₃^2-]

pK_a = 2 pH - 14 - log [ CO₃^2-]

log [ CO₃^2-] = log 0,2 = -0,6990

pK_a = 2*11,47 - 14 + 0,6990 = 9,639

K_a = 10^-10,899 ≈ 10^-11

Stała kwasowa wynosi 10^-10

Wnioski:

Odczyn pH soli zależny jest od środowiska. Jeżeli sól jest solą mocnego kwasu i słabej zasady roztwór będzie kwasowy, jeżeli zaś jest solą mocnej zasady i słabego kwasu odczyn będzie zasadowy. Sole mocnych kwasów z mocnymi zasadami posiadają odczyn bliski odczynowi obojętnemu. Na pH nie wpływają kationy mocnych zasad i aniony mocnych kwasów.

Na pH ma wpływ stężenie roztworu. W solach bardziej kwasowych wraz ze zmniejszającym się stężeniem roztworu pH staje się mniej kwasowe czyli dąży w stronę odczynu obojętnego. Analogicznie jest z solami bardziej zasadowymi, w nich również wraz z malejącym stężeniem odczyn pH dąży do odczynu obojętnego.

---