Nr ćwiczenia 2.	Data: 10.03.2011	Wydział: Technologii chemicznej Kierunek: Technologia Chemiczna	Semestr II	Grupa: 1
Prowadzący Dr inż. Bogdan Wyrwas		Przygotowanie:	Wykonanie:	Ocena

Reakcje w układzie kwas-zasada

1. Wstęp teoretyczny:

Teoria Brønsteda- sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej wg teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

HA + B ⇌ A^- + HB⁺

gdzie:

HA - kwas

B - zasada

A^- - sprzężona zasada

HB⁺ - sprzężony kwas

Iloczyn jonowy wody -  iloczyn stężenia jonów wodorowych (H⁺, a dokładniej H₃O⁺) i wodorotlenowych (OH^-) w wodzie i roztworach wodnych. 

Wartość iloczynu jonowego wody jest pochodną stopnia dysocjacji wody, która dysocjuje na równoważne ilości jonu hydroniowego  H₃O⁺ i hydroksylowego OH^-.  
W temperaturze 25°C stężenie każdego z tych jonów wynosi 10^-7mol/dm³, zatem iloczyn jonowy wody w tych warunkach jest równy 10^-14.
Iloczyn jonowy wody można wyprowadzić z równania na stałą dysocjacji wody. Ponieważ woda dysocjuje na jony hydroniowe H₃O⁺ i wodorotlenowe, jej stała dysocjacji wynosi:
 

Ponieważ stopień dysocjacji wody jest niezmiernie mały (około 0,000 000 2%), można przyjąć, że stężenie wody występujące w tym wzorze w mianowniku jest stałe, a więc i stała K pomnożona przez stałe stężenie wody da nam wartość stałą - iloczyn jonowy wody.

pH  -  parametr roztworu elektrolitu pochodny od stężenia jonów hydroniowych (H₃O⁺) w roztworze. Jego ścisła definicja ulega ciągłym ewolucjom, w praktyce określamy pH jako logarytm dziesiętny z odwrotności wartości stężenia molowego jonów wodorowych (hydroniowych). 
Obliczamy pH wg wzoru:

pH = - log[H⁺]

Chemiczne wskaźniki pH - związki chemiczne, których barwa zmienia się zależnie od pH środowiska, w którym się znajdują.

Mechanizm zmiany barwy bywa różny dla różnych wskaźników. Część z nich zmienia barwę na skutek przyłączania jonów hydroniowych (H₃O⁺) lub hydroksylowych (OH^-) i przechodzenia w formę jonową przy ściśle określonym ich stężeniu, inne zmieniają kolor na skutek zmian konformacyjnych wywołanych przez zmianę pH, wreszcie istnieją takie, które zmieniają barwę na skutek całego ciągu reakcji chemicznych "uruchamianych" przy określonym pH.

Wiele substancji dostępnych w warunkach domowych również posiada zdolność zmiany barwy ze zmianą pH. Np: napar herbaty czarnej przy pH > 7,5 posiada barwę ciemnobrązową, przy pH = 6 barwę jasnobrązową, zaś przy pH < 5,5 barwę jasnożółtą. Innymi "wskaźnikami" domowej roboty mogą być sok z czarnej porzeczki, czarnej jagody lub czerwonej kapusty.

Pojedyncze związki chemiczne posiadające zdolność zmiany barwy przy zmianie pH są stosowane głównie przy miareczkowaniu, natomiast większość papierków wskaźnikowych jest nasączana całym zestawem związków chemicznych, dzięki czemu zmieniają one barwę w szerokim zakresie pH, umożliwiając jej wzrokowe oszacowanie.

Bufor  -  Roztworem buforowym (buforem) nazywamy złożony roztwór, który praktycznie nie zmienia wartości swojego pH po dodaniu do niego niewielkiej ilości silnego kwasu lub zasady (a także po rozcieńczeniu).
Dany bufor określamy dwoma parametrami - wartością pH i pojemnością buforową. Tę ostatnią określamy jako ilość moli jonów wodorowych lub hydroksylowych, którą trzeba dodać do 1 l roztworu buforowego, aby zmienić jego pH o jednostkę.

2. Miareczkowanie mocnego kwasu (HCl) mocną zasadą(NaOH) wobec oranżu metylowego:

Początkowo dodawanie roztworu mocnej zasady nie wpływa na pH mocnego kwasu. Po pewnym czasie widzimy dużą zmianę pH, która nastąpiła przy dodaniu małych ilości zasady - skok miareczkowania.

NaOH [ml]	pH	barwa
0	0,72	czerwony
1	0,77
2	0,83
3	0,88
4	0,92
5	0,95
6	0,99
7	1,01
8	1,06
9	1,1
10	1,18
11	1,21
12	1,26
13	1,3
14	1,32
15	1,41
16	1,45
17	1,49
18	1,62
19	1,71
20	1,84
21	1,92
22	1,98
23	2,01
24	2,08
25	2,17		pomarańczowy
26	2,24
27	2,81
28	7,06	cebulkowy
29	11,15	żółty
30	12,2

- punkt końcowy

- punkt zobojętnienia i nasycenia równoważnikowego

PR=PZ

Jak widać punkt nasycenia równoważnikowego znajduje się mniej więcej w tym samym punkcie, co punkt zobojętnienia. Oznacza to, że pH-metr działał poprawnie oraz objętość odmierzonego HCl była prawidłowa.

NaOH [ml]	pH	barwa
0	3,18	fioletowa
0,5	3,5
1	3,78
1,5	3,98
2	4,12
2,5	4,25
3	4,36
3,5	4,49
4	4,58		jasny róż
4,5	4,69
5	4,79
5,5	4,88
6	5		jasnoczerwona
6,5	5,11
7	5,25
7,5	5,38		pomarańczowa
8	5,56
8,5	5,89		jasnopomarańczowa
9	6,12
9,5	6,79		żółta
10	8,78
10,5	11,44
11	12,12
11,5	12,43		jasnożółta
12	12,6

3) Miareczkowanie słabego kwasu (CH₃COOH) mocną zasadą (NaOH) wobec czerwieni metylowej:

- punkt końcowy

- punkt zobojętnienia

- punkt nasycenia równoważnikowego

Reakcje:

NaOH + CH₃COOH CH₃COONa + H₂O

CH₃COONa CH₃COO^- + Na⁺

CH₃COO^- + H₂O CH₃COOH + OH^-

pH = 7 + ½ pKa + ½ logC C=0,05M pKa = 4,75

pH = 8,7

Wyniki nie są identyczne z przewidywanymi. Przy miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą punkt nasycenia równoważnikowego nie pokrywa się z punktem zobojętnienia. Błąd mógł być spowodowany nieprawidłowym działaniem pH-metru lub niedokładnym odmierzeniem roztworu kwasu octowego.

---