Nr ćwicz. 1 |
Data 12.04.2006 |
Radosław Plackowski |
Technologia chemiczna Kier. inżynieria proc. Chem. |
Semestr II |
Dr inż. Bogdan Wyrwas |
przygotowanie: |
wykonanie: |
ocena: |
Skala pH
Wstęp teoretyczny:
1) Teoria Arrheniusa:
Głosi, że kwas to substancja odszczepiająca w roztworze wodnym jony wodorowe, natomiast zasada to substancja odczepiająca w roztworze wodnym jony wodorotlenowe. Według tej teorii w wyniku zobojętnienia kwasu zasadą i odwrotnie powstaje sól i woda.Reakcje zobojetniania zgodnie z ta teoria rozpatruje się tylko w środowisku wodnym.Teoria ta zawodzi, gdy trzeba wyjaśniać pojęcia i reakcje kwasów i zasad w innych rozpuszczalnikach.
2) Teoria Broensteda - Lowry`ego:
Jest to teoria protonowa ogłoszona niezaleznie przez dwóch chemików Broesteda i Lowry`ego w 1923 roku. Teoria ta definiuje kwasy definiuje kwasy jako donory protonu, a zasady jako akceptory protonu. Teoria Lewisa jest bardziej ogólna niż teoria Lewisa.
3) Teoria Usanowicza:
Stanowi ona uogólnienie głoszonych wcześniej teorii. Traktuje ona kwasy jako substancje tworzące z zasadami sole, odszczepiające kationy lub przyłączające elektrony. Zasadami według tej teorii są substancje zobojętniające kwasy, odszczepiające aniony lub oddające elektrony.
4)Rola rozpuszczalnika:
Rozpuszczalniki możemy podzielić na:
Aprotonowe (niezdolne do reakcji z protonem)
Protolityczne (zdolne do przyłączania lub oddawania protonu i do reakcji autoprotolizy). Dzielą się na:
Rozpuszczalniki protonoakceptorowe (protonofilowe), którre łatwo przyłączają protony, są to zatem rozpuszcalniki zasadowe. W ich środowisku są szczególnie dobrze zdysocjowane kwasy.
Rozpuszczalniki protonodorowe (protonogenne) - łatwo oddają protony, są to więc rozpuszczalniki kwasowe. W ich środowisku zasady są dobrze zdysocjowane.
Rozpuszczalniki amfoteryczne (amfiprotyczne) - zależnie od warunkoów mogą przyłączać lub oddawać protony, a więc zachowywać się jak kwas lub zasada.
Kwas 1 + zasada 2
zasada 1 + kwas 2
HCl + H2O
Cl- + H3O+ (1)
HSO4- + H2O
SO42- + H3O+ (2)
H2O + NH3
OH- + NH4+ (3)
H2O +Al(H2O)5OH+
OH- + Al.(H2O)63+ (4)
5)pH i iloczyn jonowy wody:
PH jako pierwszy wprowadził Soerensen i określił jako ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych:
pH= - log[H3O+]
Wykładnik aktywności jonów wodorowych:
PaH = -log aH3O+
6)Wartości pH kwasów i zasad:
Kwasy pH od 0 ≈ 7
Zasady pH od 7 ≈ 14
Roztwory obojętne - pH = 7
7) Wskaźniki pH:
Wskaźniki pH tworzą grupę związków, organicznych, zo charakterze słabych kwasów lub słabych zasad, które reagując z wodą tworzą sprzężone układy kwas - zasada, przy czym oba człony są inaczej zabarwione. Wskaźniki możemy podzielic na jednobarwne, dwubarwne, mieszane, uniwersalne itd...
Ważniejsze wskaźniki:
Wskaźnik |
Zakres pH zmiany barwy |
Zabarwienie w roztworze |
|
|
|
kwaśnym |
aalicznym |
Błękit tymolowy |
1,2 - 2,8 |
czerwone |
żółte |
Oranż metylowy |
3,1 - 4,4 |
czerwone |
żółte |
Czerwień metylowa |
4,2 - 6,3 |
czerwone |
żółte |
Czerwień bromofenolowa |
5,2 - 6,8 |
żółte |
czerwone |
Czerwień fenolowa |
6,4 - 8,0 |
żółte |
czerwone |
Fenoloftaleina |
8,3 - 10,0 |
bezbarwne |
czerwone |
Tmoloftaleina |
9,3 - 10,5 |
bezbarwne |
niebieskie |
II) Opracowanie wyników:
Cm HCl: |
0,1 |
0,01 |
0,001 |
0,0001 |
0,00001 |
pH: |
1,6 |
2,3 |
3,2 |
4,3 |
5,4 |
pH teoretyczne: |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
Cm NaOH: |
0,1 |
0,01 |
0,001 |
0,0001 |
0,00001 |
pH: |
12,2 |
11,6 |
10,6 |
9,06 |
7,3 |
pH teoretyczne: |
13 |
12 |
11 |
10 |
9 |
Cm CH3COOH: |
0,1 |
0,01 |
0,001 |
0,0001 |
0,00001 |
pH |
2,75 |
3,42 |
4,08 |
4,73 |
5,5 |
pH teoretyczne: |
2,88 |
3,38 |
3,88 |
4,38 |
4,88 |
Nazwa wskaźnika |
Barwa w roztworze |
Barwa w roztworze |
Przedział pH zmiany |
Błękit bromotymolowy |
żółty |
niebieski |
8,3 - 10,0 |
Oranż metylowy |
czerwony |
żółty |
3,3 - 5,1 |
Fenoloftaleina |
bezbarwna |
malinowa |
8,4 - 10,3 |
Czerwień metylowa |
Czerwony |
żółty |
9,0 - 9,5 |
III) Analiza pomiarów:
pH teoretyczne dla HCl:
Cm = 0,1 M
pH = - log [H+]
pH = -log(10-1)
pH = 1
Cm = 0,01 M
pH = - log [H+]
pH = -log(10-2)
pH = 2
Cm = 0,001 M
pH = - log [H+]
pH = -log(10-3)
pH = 3
Cm = 0,0001 M
pH = - log [H+]
pH = -log(10-4)
pH = 4
Cm = 0,0001 M
pH = - log [H+]
pH = -log(10-5)
pH = 5
pH teoretyczne dla NaOH:
Cm = 0,1 M
pH = 14 + log[OH-]
pH = 14 + log{10-1)
pH = 14 - 1
pH = 13
Cm = 0,01 M
pH = 14 + log[OH-]
pH = 14 + log{10-2)
pH = 14 - 2
pH = 12
Cm = 0,001 M
pH = 14 + log[OH-]
pH = 14 + log{10-3)
pH = 14 - 3
pH = 11
Cm = 0,0001 M
pH = 14 + log[OH-]
pH = 14 + log{10-4)
pH = 14 - 4
pH = 10
Cm = 0,00001 M
pH = 14 + log[OH-]
pH = 14 + log{10-5)
pH = 14 - 5
pH = 9
pH teoretyczne dla CH3COOH:
Cm = 0,1 M
pH = ½ pKa - ½ log [CH3COOH] pKa = 4,75
pH = 2,375 + ½ log(10-1) = 2,375 + 0,5
pH = 2,875 ≈ 2,88
Cm = 0,01 M
pH = ½ pKa - ½ log [CH3COOH] pKa = 4,75
pH = 2,375 + ½ log(10-2) = 2,375 + 1
pH = 3,375 ≈ 3,38
Cm = 0,001 M
pH = ½ pKa - ½ log [CH3COOH] pKa = 4,75
pH = 2,375 + ½ log(10-3) = 2,375 + 1,5
pH = 3,875 ≈ 3,88
Cm = 0,0001 M
pH = ½ pKa - ½ log [CH3COOH] pKa = 4,75
pH = 2,375 + ½ log(10-4) = 2,375 + 2
pH = 4,375 ≈ 4,38
Cm = 0,00001 M
pH = ½ pKa - ½ log [CH3COOH] pKa = 4,75
pH = 2,375 + ½ log(10-5) = 2,375 + 2,5
pH = 4,875 ≈ 4,88
mieszanina kwasów o różnej mocy zachowuje się jak kwas wieloprotonowy, ponieważ taki kwas dysocjuje etapami odrywając po jednym kationie wodorowym dając kolejny kwas o innej mocy.
H2SO4 + H2O -> H3O+ + HSO4-
kwas
HSO4- + H2O -> H3O+ + SO4-
kwas
Wykresy:
IV Wnioski:
pH kwasu wzrasta w miarę rozcięczania.
pH zasady maleje w miarę rozcięczania.
Dzięki znajomości jak zmieniają barwę wskaźniki w różnych środowiskach można określić jakie to środowisko (kwasowe czy zasadowe).
PH teoretyczne różni się od pH zmierzonego w praktyce, co dokładnie widać na wykresach.
Z 3 pierwszych wykresów można zauważyć ze pomiary były prowadzone poprawnie, ponieważ wyniki otrzymane nie odbiegają zbytnio od pomiarów.