95

Ćwiczenie nr 10

Wyznaczanie wartości pH roztworów

1. Część teoretyczna

1.1. Najważniejsze teorie kwasów' i zasad

Definicję kwasu i zasady opierano początkowo na opisie takich właściwości, jak smak, zmiana barwy wskaźników, zachowanie wobec metali, właściwości katalityczne oraz wzajemne zobojętnianie się tych substancji. Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa (1883 r.) pozwoliła na sformułowanie ściślejszych definicji, zgodnie z którymi: kwasy to substancje, które dysoc jują w roztworze wodnym odszczepiając jony wodorowe, zasadami zaś są takie związki, które dysocjują z odszczepieniem jonów wodorotlenowych. Istota reakcji zobojętnienia polega na łączeniu się jonów H⁺ i OH z utworzeniem cząsteczki wody. Molowa entalpia tej reakcji, w wypadku mocnych kwasów i mocnych zasad, biorących udział w reakcji, nie zależy od ich rodzaju. Ten fakt stanowił jednocześnie dowód na całkowitą dysocjację kwasów i zasad, określanych jako mocne w roztworach wodnych. Jonowa teoria Arrheniusa dobrze tłumaczyła właściwości kwasów i zasad w środowisku wodnym i szybko zyskała szeroką akceptację.

Należy nadmienić, że w roztworze wodnym nie występują swobodne jony H⁺, lecz są one hydratowane cząsteczkami wody. Często, dla zasygnalizowania tego zjawiska, używa się zapisu H₃0⁺ (jon oksoniowy, poprzednio nazywany hydroniowym). Wiadomo jednakże, że liczba cząsteczek wody otaczających proton w roztworze jest większa od l, a próby wyznaczenia jej wartości dają różne wyniki, zależnie od promienia badanej sfery hydratacji. Ze względu na niemożliwość przedstawienia w krótkim zapisie tego złożonego układu, w wielu reakcjach przebiegających w roztworze wodnym stosuje się prosty zapis H\ wystarczający zwłaszcza do przedstawiania matematycznych zależności między stężeniami jonów występujących w roztworach kwasów i zasad.

Definicje kwasu i zasady, podane przez Arrheniusa, okazały się jednak niewystarczające do wyjaśnienia, dlaczego w wodnych roztworach wiciu soli

95