Ćwiczenie nr 8
ILOCZYN JONOWY WODY. POJ
CIE pH.
OKREŚLANIE pH WODNYCH ROZTWORÓW KWASÓW,
ZASAD I SOLI TEORETYCZNIE, ZA POMOC
WSKAy
NIKÓW
ORAZ PEHAMETREM
ILOCZYN JONOWY WODY
Czysta woda rozpada się częściowo na jony zgodnie z równaniem:
2 H2O Û H3O+ + OH-
Jeśli dla uproszczenia pominiemy powstawanie jonów hydronowych i zastąpimy je jonami
wodorowymi to zapis tego równia będzie miał postać:
H2O Û H+ + OH-
Stopień dysocjacji wody jest bardzo mały. Stała dysocjacji wody w temperaturze około 295 oK ma wartość
określoną równaniem:
é + Å‚ é - Å‚
H × OH
Ä™ Å› Ä™ Å›
Ä™ Å› Ä™ Å›
ë û ë û
K = = 1,8×10-16
é
H OÅ‚
Ä™ Å›
ë 2 û
w którym [H+] i [OH-] są równymi sobie stężeniami jonów H+ i OH- (w molach na decymetr sześcienny
mol/dm3), a [H20].jest stężeniem wody, czyli liczbą moli wody (cząsteczek niezdysocjowanych w jednym
decymetrze sześciennym.
Wskutek bardzo słabej dysocjacji można przyjąć, że praktycznie biorąc stężenie niezdysocjowanych
cząsteczek wody jest równe ogólnej liczbie moli w jednym decymetrze sześciennym,, tj. 1000:18 = 55,56.
zatem:
é + Å‚ é - Å‚
H × OH
Ä™ Å› Ä™ Å›
Ä™ Å› Ä™ Å›
ë û ë û
= 1,8×10-16
55,56
stÄ…d:
[H+]·[OH-]=1,8·10-16·55,56 = 1,00·10-14
Iloczyn stężeń jonów [H+] i [OH-] nazywamy iloczynem jonowym wody
i oznaczamy zwykle symbolem Kw.
Kw = [H+]·[OH-] = 10-14
Ponieważ iloczyn jonowy wody ma wartość 10-14, a stężenia jonów [H+] i [OH-] otrzymanych w wyniku
dysocjacji sÄ… jednakowe, w czystej wodzie
[H+] = [OH-] = 10-14 = 10-7 mol/dm3 oraz [H+]2 = [OH-]2 = 10-14
Jeden decymetr sześcienny czystej wody zawiera zatem 10-7 mola jonów H+ (jonów H3O+) i 10-7 mola
jonów OH- lub 1·10-7 grama jonów wodorowych i 17·10-7 grama jonów wodorotlenowych, gdyż jon OH-
jest 17 razy cięższy od jonu H+.
1
Wartość iloczynu jonowego wody zmienia się w zależności od temperatury, co obrazuje następujące
zestawienie:
0
Temperatura K 273 283 295 303 323 373
Kw=[H+] [OH-] 0,13·10-14 0,36·10-14 1,00·10-14 1,89·10-14 5,60·10-14 74·10-14
WYKA
ADNIK ST
ŻENIA JONÓW WODOROWYCH
Jedynie w czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenowych są sobie równe i w
temperaturze pokojowej wynoszą 10-7 mol/dm3. Natomiast w roztworach wodnych soli, kwasów i zasad
stężenia obu jonów są na ogół różne, ale jest zachowana stałość iloczynu jonowego wody
Kw = [H+]·[OH-] = 10-14 mol2/dm6 = const.
Z równania [H+][OH-] = 10-14 wynika, że
10-14
+
[H ]=
[OH ][mol / dm3]
10-14
[OH-]=
[H+][mol / dm3]
Jeśli w roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm3 HCl stężenie jonów wodorowych [H+] = 0,1 mol/dm8, to
stężenie jonów wodorotlenowych wyraża się równaniem
10-14 10-14
[OH-]= = = 10-13[mol / dm3]
[H+] 10-1
W roztworze obojętnym stężenie jonów wodorowych [H+] wynosi 10-7 mol/dm3. W roztworze kwaśnym
[H+] jest większe (np. 10-6, 10-5 lub 10-4 mol/dm3), natomiast w środowisku zasadowym mniejsze (np. 10-8,
10 -10 lub 10-12 mol/dm8).
Odczyn środowiska oznaczamy zwykle w sposób bardziej prosty wprowadzony przez Słrensena w
1909 r. Wprowadził on nowe pojęcie oznaczone symbolem pH a wyrażające ujemny logarytm ze stężenia
jonów wodorowych nazywanym wykładnikiem jonów wodorowych lub wykładnikiem ze stężenia jonów
wodorowych.
Wykładnik jonów wodorowych jest równy ujemnemu logarytmowi (o podstawie 10) ze stężenia jonów
wodorowych
pH = - log [H+]
czyli jest to logarytm odwrotności stężenia jonów wodorowych.
Na przykład jeśli stężenie jonów wodorowych [H+] = 10-4mol/dm3,
to pH =  log(10-4) = -(-4) = 4.
JeÅ›li [H+] = 1,32 ·10-3 mol/dm8, to pH = 3 - 0,120 = 2,880.
Jeśli pH roztworu jest równe 9, to stężenie jonów wodorowych w tym roztworze [H+] = 10-9 mol/dm3.
Z definicji pH wynika, że im jest wyższe stężenie jonu wodorowego [H+], tym niższą wartość ma pH i
odwrotnie. Duża wartość pH (większa od siedmiu) oznacza, że roztwór jest zasadowy. Mała wartość
pH.(mniejsza od siedmiu) odnosi się do roztworów kwaśnych.
2
Jeśli w podobny sposób oznaczymy  log[OH-] przez pOH, to logarytmując równanie
-14
[H+][OH-] = 1,0·10 otrzymamy
log [H+] +log [OH-] = log [1,0] + log [10-14] = 0  14 = - 14
stÄ…d:
-log [H+] - log [OH-] = 14
czyli:
pH + pOH = 14
Wyrażenie pOH nazywamy wykładnikiem stężenia jonów wodorotlenowych.
Suma ujemnych logarytmów stężenia jonów wodorowych i jonów wodorotlenowych (czyli suma pH + pOH)
w roztworach wodnych wynosi 14.
Na przykład:
jeśli wykładnik stężenia jonów wodorowych roztworu pH = 5, to wykładnik stężenia jonów
wodorotlenowych pOH =14 pH  9. Wówczas stężenie jonów [OH-] = 10-9mol/dm3.
Roztwór obojętny jest to roztwór, w którym [H+] = [OH-] = 10-7 mol/dm8, stąd pH = pOH = 7.
-7
Wroztworach kwaśnych [H+]> 10 , stąd pH < 7, pOH > 7.
W roztworach zasadowych [H+] < 10-7 i dlatego pH > 7, pOH < 7. Zależność pomiędzy pH, pOH oraz
stężeniami jonów [H+] i [OH-] dla roztworów wodnych jest zobrazowana na rysunku poniżej. Mogą istnieć
wszystkie pośrednie wartości między liczbami całkowitymi wykładnika wodorowego.
WSKAy
NIKI pH
Wykrywanie kwasów i zasad opiera się zwykle na ich zdolności wywoływania zmiany zabarwienia
substancji zwanych wskaz
nikami pH. Substancje takie znane są od bardzo dawna i już W. Lewis w 1746 r.
określał kwasy jako substancje, które zmieniają barwę lakmusu (specjalnego wyciągu roślinnego) z fioletowej
na czerwonÄ….
Wskaz
nikami pH nazywamy grupę związków organicznych, o charakterze słabych kwasów lub słabych
zasad, które reagując z wodą tworzą sprzężone układy kwas-zasada, przy czym oba człony są inaczej
zabarwione. W przypadku wskaz
ników dwubarwnych oba człony mają różne zabarwienie. Przykładem jest
znany wskaz
nik oranż metylowy, który w środowisku kwaśnym jest różowy, w alkalicznym zaś żółty.
Wskaz
niki jednobarwne, stanowiące drugą grupę, wykazują zabarwienie tylko w jednym środowisku.
Przykładem może być fenoloftaleina, która w środowisku kwaśnym jest bezbarwna, natomiast w środowisku
alkalicznym zabarwia siÄ™ na czerwono.
Nie zagłębiając się w zagadnienia związane ze wskaz
nikami pH (alkacymetrycznymi), należy dodać, że
każdy wskaz
nik ma charakterystyczną wartość pH, przy której następuje zmiana jego zabarwienia. Jest to
wykładnik wskaz
nika, oznaczany jako pKInH. A
atwo wykazać, że zmianę barwy wskaz
nika obserwuje siÄ™ w
pewnym przedziale pH, określonym granicami: pH = pKInH.ą1.
Wskaz
niki dwubarwne i jednobarwne stosuje się albo same, albo w mieszaninie z obojętnym
barwnikiem, na którego tle zmiana zabarwienia właściwego wskaz
nika pH jest wyraz
niejsza  sÄ… to
wskaz
niki mieszane.
3
W praktyce stosuje się także mieszaniny różnych wskaz
ników pH tak dobrane, ie barwa ich zmienia się
przechodząc kolejno przez różne zabarwienia w szerokim zakresie pH. Są to wskaz
niki uniwersalne.
Wskaz
niki stosuje się albo w postaci roztworów (wodnych lub alkoholowych), które dodaje się do
roztworu badanego, albo w postaci tzw. papierków wskaz
nikowych. Są to kawałki bibuły filtracyjnej
nasycone roztworem wskaz
nika i wysuszone, na które nanosi się kroplę roztworu badanego i obserwuje
zmianÄ™ zabarwienia papierka.
Tabela zamieszczona poniżej zawiera zestawienie częściej stosowanych w laboratoriach wskaz
ników pH.
Zakresy zmiany barwy wskaz
ników w zależności od pH
Do dokładnych pomiarów pH służą przyrządy zwane pehametrami. Oznaczenie pH polega zwykle na
pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa, którego jedna elektroda jest zanurzona w roztworze o znanym pH,
druga zaÅ› elektroda w roztworze badanym.
Acydymetrią i alkalimetrią nazywamy miareczkowe oznaczanie zawartości kwasów i zasad w roztworach.
W analizie miareczkowej zawartość substancji rozpuszczonej w określonej objętości roztwór o nieznanym
stężeniu oznaczamy za pomocą roztworu o znanym stężeniu. Miareczkowaniem nazywamy samą czynność
dodawania po kropli, wypuszczanej z kalibrowanej biurety jednego roztworu do drugiego. Z ilości zasady
zużytej do zobojętnienia kwasu można obliczyć stężenie roztworu kwaśnego lub odwrotnie. Zawartość kwasu
lub zasady w jednym centymetrze sześciennym roztworu nazywamy mianem.
OBLICZANIE pH
Stężenie jonów H+ w roztworach kwasów zależy od stężenia kwasu i mocy kwasu (stałej dysocjacji kwasu).
W roztworach kwasów mocnych (całkowicie zdysocjowanych), do których należy np.: HCl, HNO3, H2SO4:
[H+] = Ck więc pH = - log Ck
gdzie Ck jest stężeniem całkowitym kwasu w mol/dm3
W roztworach słabych kwasów np. H2CO3, CH3COOH, stężenie jonów H+ zależy od stężenia kwasu oraz
stałej dysocjacji kwasu. Dla kwasu o wzorze HA, dysocjującego wg równania:
HA Û H+ + A-
4
stała dysocjacji:
é Å‚
Ä™H+ Å›×éA- Å‚
Ä™ Å›
Ä™ Å›
Ä™ Å› x2
ë û
ë û
Kk = =
é
HAÅ‚ Ck - x
Ä™ Å›
ë û
stÄ…d:
[H+]= x = Kk × (Ck - x)
Jeżeli Ck x, to z pewnym uproszczeniem można przyjąć, że:
[H+]= Kk × Ck
Kk - stała dysocjacji słabego kwasu,
Ck - stężenie początkowe kwasu w [mol/dm3],
x = [H+]=[A-] - stężenia równowagowe jonów,
[HA ] = Ck - x - stężenie równowagowe formy niezdysocjowanej.
1
stÄ…d: pH = - log Kk ·Ck
2
Stężenie jonów hydroksylowych OH- w roztworze zasad obliczamy analogicznie.
Dla mocnych zasad, którymi są np. NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2,:
[OH-] = Cz
pOH = - log Cz
ponieważ zgodnie z równaniem pH + pOH = 14 to stąd: pH = 14  pOH = 14 + log Cz
Dla roztworów słabych zasad np. NH3 " H2O, dysocjujących zgodnie z równaniem:
MeOH Û Me+ + OH-
é Å‚ - Å‚
Ä™Me+ Å›×éOH
Ä™ Å›
Ä™ Å›
Ä™ Å› x2
ë û
ë û
Kz = =
é
MeOHÅ‚ Cz - x
Ä™ Å›
ë û
stÄ…d:
[OH-]= x = K × (Cz - x)
z
Jeżeli Cz Kz, wówczas wzór ma posiać uproszczoną:
gdzie:
[OH-] = K × Cz
z
Cz - stężenie całkowite zasady [mol/dm3].
1
pOH = - log Kz·Cz
Kz - stała dysocjacji słabej zasady,
2
x= [Me+] = [OH-] - stężenie równowagowe
formy niezdysocjowanej
1
pH = 14 + log Kz·Cz
2
5
Przykłady obliczeń:
1. Obliczyć pH 0,1 m roztworu HC1
Ck = [H+]=10-1 mol/dm3
pH = -lo g Ck =-log 10-1 = 1
pH = 1
2. Obliczyć pH 0,1 m roztworu CH3COOH
CH3COOH Û CH3COO- + H+
Kk= 1,8 10-5 mol/dm3, Ck = 10-1 mol/dm3
[H+] = K × Ck =1,34 10-3
k
pH = - log [H+] = - log 1,34 · 10-3 = 3 - 0,13 = 2,87
3. Obliczyć pH 0,1 m roztworu NaOH
[OH-] = Cz = 10-1 mol/dm3
pOH = -log 10-1 =1
pH = 14-1 = 13
4. Obliczyć pH 0,1 m roztworu NH3 " H2O
NH3 " H2O Û NH4++ OH-
Kz = 1,8 10-5 mol/dm3, Cz = 0,1 mol/dm3
[OH-] = 1,34 · 10-3
pOH = - log [OH-] = 3 - 0,13 =2,87
pH = 14-pOH= 14-2,87 = 11,13
Wykonanie ćwiczenia
Część praktyczna ćwiczenia polega na teoretycznym wyliczeniu wartości pH roztworów różnych
elektrolitów, zestawieniu ich wartości z wielkościami wyznaczonymi doświadczalnie za pomocą
pehametru i porównaniu wyznaczonej w ten sposób mocy poszczególnych elektrolitów, określeniu pH
roztworów na podstawie wskaz
ników jednobarwnych, dwubarwnych i uniwersalnych, określeniu pH
roztworów soli za pomocą pehametru.
Część I ćwiczenia
Porównanie mocy elektrolitów na podstawie pomiaru pH.
1. Wyliczyć teoretyczną wartość pH następujących roztworów:
· 0,01 m roztwór HC1,
· 0.01 m roztwór CH3COOH
· 0,01 m roztwór NaOH
· 0,01 m roztwór NH3 " H2O
· woda destylowana
2. Do przygotowanych probówek wlać do połowy ich objętości roztworów elektrolitów, których
pH wyznaczono teoretycznie na podstawie obliczeń. Wykonać pomiar pH tych roztworów za
pomocÄ… pehametru elektronicznego firmy WTW.
3. Porównać moc badanych elektrolitów na podstawie obliczonego i oznaczonego pH.
6
Część II ćwiczenia
Porównanie barwy wskaz
ników w roztworach różnych elektrolitów.
Porównać barwę fenoloftaleiny, oranżu metylowego i uniwersalnego papierka wskaz
nikowego
w następujących roztworach elektrolitów:
· 0,01 m roztwór HCl,
· 0.01 m roztwór CH3COOH
· 0,01 m roztwór NaOH
· 0,01 m roztwór NH3 " H2O
· 0,1 m roztwór NaCl
· 0,1 m roztwór NH4Cl
· 0,1 m roztwór Na2CO3
· woda destylowana
· woda wodociÄ…gowa
Do dwóch równoległych probówek wprowadzić 2-3 cm3 każdego z wyżej wymienionych
roztworów. Za pomocą bagietki nanieść kroplę roztworu na uniwersalny papierek wskaz
nikowy.
Zaobserwować wytworzoną barwę papierka i porównać ją ze skalą barw. Odczytać ze skali pH
roztworu. Następnie do każdej z probówek dodać po kilka kropel wskaz
nika (do jednej fenoloftaleiny
a do drugiej oranżu metylowego). Zaobserwować i zanotować wytworzoną barwę.
Część III ćwiczenia
Wykonanie pomiaru pH wodnych roztworów soli.
Do przygotowanych probówek wprowadzić 2-3 cm3 następujących roztworów soli:
· 0,1 m roztwór NaCl
· 0,1 m roztwór NH4Cl
· 0,1 m roztwór Na2CO3
· woda wodociÄ…gowa
Pomiaru pH dokonać za pomocą pehametru elektronicznego firmy WTW.
Wyniki przeprowadzonych obliczeń, pomiarów i obserwacji zestawić w samodzielnie
zaprojektowanej tabeli wyników ćwiczenia.
7