Kwasy i zasady

5.6.1   Definicja Brönsteda i Lowry'ego

W 1923 roku Brönsted i Lowry ogłosili niezależnie od siebie teorię kwasów i zasad opartą na mechanizmie odszczepiania i przyłączenia jonu wodorowego przez różne substancje. Zgodnie z tą teorią kwasem nazywamy substancję, która ma zdolność odszczepienia protonu (jonu wodorowego), natomiast zasadą substancję, która ma zdolność przyłączenia protonu.

Definicję Brönsteda i Lowry'ego można opisać następująco:

(5.40)

Równowaga kwasowo-zasadowa Brönsteda i Lowry'ego zakłada, że z każdym kwasem musi być sprzężona jakaś zasada. Ilustrują to poniżej przedstawione przykłady:

 (5.41)

 (5.42)

 (5.43)

 (5.44)

Porównując równania (5.41) i (5.42) widzimy, że cząsteczka wody w reakcji (5.41) jest zasadą natomiast w reakcji (5.42) jest kwasem. Tego rodzaju substancje, które mogą wykazywać zarówno własności kwasowe jak i zasadowe nazywamy substancjami amfoterycznymi (amfoterami).

5.6.2   Skala kwasowości, pH

Miarą kwasowości roztworu jest stężenie jonów wodorowych
. Granice tego stężenia wyznaczone są wielkościami stałych dysocjacji odpowiednich równowag auto-dysocjacji poszczególnych rozpuszczalników. Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda to z iloczynu jonowego wody (5.39) wynika, że stężenie jonów wodorowych może się zmieniać w przedziale od 0 do 14. Dla czystej wody stężenie jonów wodorowych jest równe stężeniu jonów hydroksylowych co wynika z reakcji dysocjacji wody (5.36). Łatwo zatem zauważyć, że stężenie to musi wynosić
:

(5.45)

Roztwór w którym stężenie jonów wodorowych jest równoważne stężeniu jonów hydroksylowych nazywamy roztworem obojętnym.

Wyrażenie (5.39) można przedstawić w postaci logarytmicznej:

(5.46)

Wprowadzając za Sörensenem oznaczenia:

(5.47)

(5.48)

otrzymujemy:

(5.49)

Wartość pH jest powszechnie przyjętą miarą kwasowości roztworów. W rozcieńczonych roztworach wodnych (roztworach doskonałych) może ona przyjmować wartości od 0 do 14 (rys.5.6)

          

Rys.5.6. Graficzny wykres zależności między pH a stężeniem jonów wodorowych
i hydroksylowych
.

Dla roztworów rzeczywistych definicję pH należy wyrazić poprzez aktywność jonów wodorowych
:

(5.50)

Należy podkreślić, że skala kwasowości pH jest ściśle związana z wielkością stałej równowagi auto-dysocjacji danego rozpuszczalnika. Nie ma uniwersalnej skali pH mającej zastosowanie we wszystkich rozpuszczalnikach. Każdemu rozpuszczalnikowi można przypisać inną skalę pH co przedstawiono na rys.5.7.

         

5.6.3   Pomiar pH

Najprostszym sposobem pomiaru pH jest pomiar przy pomocy wskaźników (indykatorów). Wskaźniki są to przeważnie słabe kwasy lub zasady organiczne, których cząsteczka w postaci niezdysocjowanej ma inne zabarwienie niż powstający w wyniku dysocjacji produkt. Przykładem może być oranż metylowy którego postać niezdysocjowana ma kolor czerwony, a postać zdysocjowana żółty:

(5.51) HR
H⁺ + R^-

W środowisku kwaśnym równowaga (5.51) będzie przesunięta w lewo i roztwór zabarwi się na czerwono. W środowisku zasadowym równowaga przesunie się w kierunku odwrotnym - w kierunku żółtego zabarwienia. W tablicy 5.5 podano przykłady kilku indykatorów oraz odpowiadające im zakresy zmiany zabarwienia.

Tablica 5.5.

Ważniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe

 

	Wskaźnik	Barwa wskaźnika w roztworze
Zakres pH, w którym następuje zmiana barwy		o pH niższym od zakresu zmiany	o pH wyższym od zakresu zmiany
	Błękit tymolowy	czerwona	fioletowa
1,2 - 2,8	Oranż metylowy	czerwona	żółta
3,1 - 4,4	Czerwień metylowa	czerwona	żółta
4,2 - 6,0	Błękit bromotymolowy	żółta	niebieska
6,0 - 7,6	Lakmus	czerwona	niebieska
5,0 - 8,0	Fenoloftaleina	bezbarwna	czerwona
8,3 - 10,0

Do pomiarów pH stosuje się często uniwersalne papierki wskaźnikowe będące mieszaniną różnych wskaźników naniesionych na cienką bibułę. Zanurzenie papierka w badanym roztworze i porównanie jego barwy ze skalą (rys. 5.8) pozwala na określenie wartości pH.

 

 Rys.5.8. Skala barw wskaźnika uniwersalnego.

5.6.3 Elektrochemiczny pomiar pH

Innym bardziej dokładnym pomiarem pH jest pomiar elektrochemiczny. W pomiarze tym wykorzystuje się liniową zależność potencjału niektórych elektrod, na przykład elektrody wodorowej, od pH roztworu. Zależność ta wynika z równania Nernsta dla elektrody wodorowej:

(5.52)

(5.53)

Dla warunków normalnych:

amy:

(5.54)

Zależność opisaną równaniem (5.54) przedstawiono na rysunku 5.9. Pozwala ona na odczytanie wartości pH z pomiaru potencjału elektrody wodorowej zanurzonej w badanym roztworze. Metody elektrochemiczne pozwoliły na konstrukcję pH-metrów tj. przyrządów pozwalających na precyzyjny pomiar pH.

          

Rys. 5.9. Zależność potencjału elektrody wodorowej od pH.

5.6.4    Przykłady obliczeń

Przykład 1. Oblicz pH 0,003 molowego roztworu amoniaku zdysocjowanego w 10 %.

Stężenie jonów wodorotlenowych w roztworze zasady wynosi:

Odpowiedź: Wartość pH roztworu wynosi 10,48.

Przykład 2. Obliczyć stężenie jonów wodorotlenowych w roztworze, w którym pH = 12,20.

Odpowiedź: Stężenie jonów wodorotlenowych w roztworze wynosi

5.6.5    Zadania do rozwiązania

1.      Obliczyć pH 0,01 molowego kwasu octowego, którego stopień dysocjacji w tym roztworze wynosi 0,042.

Odpowiedź: pH=3,38

2.      Obliczyć stężenie jonów wodorowych i wodorotlenowych w roztworze, którego pH=6,2.

Odpowiedź: [H⁺] = 6,3 . 10^-7 gramojon . dm^-3

---