Podstawy chemii, ćwiczenia laboratoryjne8

5.3. Pomiary pH

W zależności od wymaganej dokładności stosuje się różne metody do określania pl I roztworów wodnych, a także układów niejednorodnych po odpowiednim przygotowaniu. Można więc stosować roztwory wskaźników kwasowo-zasado wych, papierki wskaźnikowe i dla precyzyjnych pomiarów pH przyrządy zwani' pehametrami.

Wskaźniki pH

Są to związki, które mają właściwości zmiany barwy w zależności od pil roztworu. Dla uproszczenia można przyjąć, że wskaźniki pH są słabymi kwasa mi lub zasadami organicznymi, których jony (produkty dysocjacji) mają inni zabarwienie niż cząsteczki nie zdysocjowane.

Dysocjację wskaźnika o charakterze kwasu lub zasady wyrażają równania:

HInd o H⁺ + Ind" IndOH <=> lnd⁺ + OH

gdzie:

HInd i IndOH - oznaczają cząsteczkę nie zdysocjowaną (barwa 1)

Ind', Ind⁺ - odpowiednie jony, anion lub kation wskaźnika (barwa 2)

Zgodnie z prawem działania mas, dla wskaźnika HInd

_ [H⁺][lnd~] ^HInd [HInd]

gdzie: K|]_)n(j - stała dysocjacji wskaźnika.

W przypadku wskaźnika kwasowego wzrost stężenia jonów wodorowych przesuwa równowagę w reakcji w lewą stronę, zmniejszając stężenie jonów Ind Zmniejszenie stężenia jonów wodorowych H⁺ spowodowane dodatkiem zasady (jonów OH", które wiążą jony H⁺ i powstają cząsteczki wody) przesuwa równo wagę w prawo, doprowadzając do prawie całkowitej dysocjacji cząsteczek HInd

i mewa/ barwa nie /.dysocjowanych cząsteczek jest inna niż jonów Ind^-, to na i ! niwie barwy można stwierdzić czy środowisko jest kwaśne, czy zasadowe. Haiwa roztworu zależy od stosunku stężeń obu form wskaźnika: /dysocjowanej

..... /dysocjowanej. Stosunek ten jest ściśle związany ze stężeniem jonów wodo-

' v> 11, co wynika z poprzedniego równania po przekształceniu:

[Ind ]_^H[nd [HInd] [H ⁺ ]

leżeli stężenie jonów wodorowych [H⁺] jest równe Aj[_lntj, to [Ind ] -11 Utul|, co oznacza, że połowa wskaźnika uległa dysocjacji, roztwór ma barwę i"',ic'tlnią między barwą formy /dysocjowanej i nie zdysocjowanej. Wartość pH, "hec której obie formy wskaźnika występują w roztworze w równych ilościach,

■ • \ wn się wykładnikiem wskaźnika i oznacza się symbolem /zKnind-

W każdym roztworze wskaźnika są obecne zawsze obie jego formy odmien-• /ubarwione. Jednakże oko ludzkie zaczyna zauważać różnicę barwy dopiero i< dy, gdy zawartość substancji o innej barwie przekracza w przybliżeniu 10%. ' każdym więc przypadku, gdy stosunek stężeń [ Ind^- ]:[HInd] > 10, jest widocz-i i s Iko barwa jonów wskaźnika, gdy natomiast | Ind^- ]:[HInd] < 0,1 wydaje się, i-t/iwór zawiera tylko formę nie zdysocjowaną.

Icśli stosunek [ Ind^-]:[HInd] jest zawarty między 0,1 a 10, występuje zabar-' u tur pośrednie, zmieniające się stopniowo wraz ze zmianą pH roztworu.

Tabela 5.1

L

Niektóre wskaźniki pH

Nazwa wskaźnika

(lian/ metylowy ('/.erwień metylowa l.akmus

Błękit bromotymolowy lenoloftalcina

7r

Zakres pH zmiany barwy	Barwy skrajne
3,1+ 4.4 4,4+ 6,2 5,0+ 8,0 6,2 + 7,6 8,0+10,0	czerwona czerwona czerwona żółta bjeźSarwna	ŹÓtta ^ t,: żółta niebieska niebieska fioletowa

t L

n

h

Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym nastę-i‘M|i' zmiana barwy (tab. 5.1). Zmiana ta nie następuje skokowo, lecz jedna barwa

I 17