POMIARY pH I BUFORY
Opracowanie:
dr Natalia Pietrzak
PRZEDMIOT: Laboratorium badań chemicznych
TEMAT: Pomiary pH i bufory
OBOWI
ZUJACE ZAGADNIENIA:
- definicja pH
- zjawisko dysocjacji elektrolitycznej, stała dysocjacji
- metody pomiaru pH
- rola wskaz
ników
- definicja i zastosowanie buforów
- zasada działania buforu
- rodzaje buforów
- pojemność buforowa
LITERATURA:
- J. Minczewski, Z. Marczenko: Chemia analityczna Tom I. Podstawy teoretyczne i analiza
jakościowa, PWN, Warszawa 1998.
- W. Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna, PWN, Warszawa 1977.
- W. Aleksiejew: Analiza jakościowa, PWN, Warszawa 1964.
- B. Modrzejewski: Pomiary pH, WNT, Warszawa 1971.
- M. Elbanowski: Wprowadzenie do chemii analitycznej, Wyd. Naukowe UAM Poznań,
Poznań 1991.
- P. Goliński: Ćwiczenia z chemii. Analiza jakościowa, Wyd. Akademii Rolniczej w
Poznaniu, Poznań 2001.
CEL ĆWICZENIA:
Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z działaniem roztworów buforowych, a także
zaznajomienie się z metodami pomiarów i obliczeń pH.
CZ
ŚĆ TEORETYCZNA:
Substancje, które w wodnych roztworach przewodzą prąd nazywamy elektrolitami. Są
nimi wodne roztwory kwasów, zasad i soli. Podczas rozpuszczania się w wodzie
i w niektórych innych rozpuszczalnikach elektrolity rozpadają się częściowo lub całkowicie
na jony. Rozpad ten nosi nazwÄ™ dysocjacji elektrolitycznej:
H2O "! H+ + OH-
2
W roztworze wodnym nie występuje wolny jon H+, a jon hydronowy H3O+, jednak dla
uproszczenia w reakcjach zapisuje siÄ™ go jako H+:
H2O + H+ H3O+
W temperaturze pokojowej na jony dysocjuje 10-7 moli wody na każdy litr wody. Dlatego
też [H+] = [OH-] = 10-7. Stąd można stwierdzić, że woda jest równocześnie bardzo słabym
kwasem i bardzo słabą zasadą o tej samej mocy, gdyż ilości jonów H+ i OH- są takie same
i woda nie reaguje ani na kwaśno ani na zasadowo, lecz ma odczyn obojętny.
Proces rozkładu cząsteczek na jon może być scharakteryzowany wielkością zwaną stałą
dysocjacji:
+ -
[H ]Å"[OH ]
K = =1,8Å"10-16
[H2O]
Jeżeli wskutek dodania do czystej wody jakiegokolwiek kwasu stężenia jonów H+
wzrośnie (przyjmie wartość większą od 10-7), to stężenie jonów OH- odpowiednio zmniejszy
się. Dla uproszczenia obliczeń, zamiast stężenia jonów wodorowych, wprowadzony został
przez Sörensena wykÅ‚adnik stężenia jonów wodorowych pH:
pH = -lg [H+]
Na równi z wykładnikiem stężenia jonów wodorowych stosowany bywa także wykładnik
stężenia jonów wodorotlenowych pOH:
pOH = -lg [OH-]
z dwóch powyższych równań wynika, że:
pH + pOH = 14
[H+] Å" [OH-] = K Å" [H2O] = kw = 10-14
gdzie kw - -iloczyn jonowy wody
Pomiarów pH dokonuje się najczęściej pH-metrem z użyciem odpowiedniej elektrody.
Do badań można stosować następujące elektrody:
3
 wodorowÄ… (platyna w postaci blaszki lub drutu pokryta czerniÄ… platynowÄ…
zanurzona w roztworze badanym i omywana wodorem pod ciśnieniem
atmosferycznym)
kalomelową (rtęć stykająca się ze stałym kalomelem w roztworze KCl)
chlorosrebrowÄ… (drut srebrny pokryty AgCl zanurzony w roztworze
zawierajÄ…cych jony Cl-)
chinhydronową (platyna lub złoto w postaci drutu zanurzone w roztworze
z dodatkiem chinhydronu)
antymonowÄ… (antymon utleniony powierzchniowo tlenem z powietrza
i zanurzony w badanym roztworze)
Do pomiarów pH stosowana jest niemal wyłącznie elektroda szklana. Jest to rurka
szklana zakończona cienką banieczką ze szkła o specjalnym składzie, zawierająca roztwór
elektrodowy, w którym znajduje się elektroda wyprowadzająca (najczęściej chlorosrebrowa).
Elektroda szklana i elektroda odniesienia (zazwyczaj nasycona elektroda kalomelowa)
zanurzane są w roztworze badanym tworząc w ten sposób ogniwo, którego SEM jest
zwiÄ…zana liniowo z pH roztworu.
Inną metodą ustalenia pH jest metoda obliczeniowa. Znając stężenie badanego roztworu
można obliczyć pH, pOH, a także stężenia molowe kationów i anionów.
Wskaz
nikami pH nazywa się grupę związków organicznych, o charakterze słabych
kwasów lub zasad, które reagując z wodą tworzą sprzężone układy kwas-zasada, przy czym
oba człony są inaczej zabarwione. W przypadku wskaz
ników dwubarwnych (np. oranż
metylowy) oba człony mają różne zabarwienie. Wskaz
niki jednobarwne (np. fenoloftaleina)
wykazują zabarwienie tylko w jednym środowisku. Każdy wskaz
nik ma charakterystycznÄ…
wartość pH, przy której następuje zmiana jego zabarwienia. Jest to wykładnik wskaz
nika
oznaczany jako pKlnH.
Często stosuje się mieszaniny różnych wskaz
ników tak dobrane, że 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, alkoholowych),
które dodaje się do badanego roztworu, albo w postaci tzw. papierków wskaz
nikowych. SÄ…
to kawałki bibuły filtracyjnej nasycone roztworem wskaz
nika i wysuszone, na które nanosi się
kroplÄ™ roztworu badanego i obserwuje zmianÄ™ zabarwienia papierka.
4
Zabarwienie w roztworze:
Zakres pH
Wskaz
nik
zmiany barwy
kwaśnym zasadowym
błękit tymolowy 1,2-2,8 czerwone żółte
oranż metylowy 3,1-4,4 czerwone żółte
czerwień metylowa 4,2-6,3 czerwone żółte
czerwień bromofenolowa 5,2-6,8 żółte czerwone
czerwień fenolowa 6,4-8,0 żółte czerwone
fenyloftaleina 8,3-10,0 bezbarwne czerwone
tymoloftaleina 9,3-10,5 bezbarwne niebieskie
Roztwory buforowe nazywamy roztwory, które utrzymują stałe pH pomimo dodawania
do nich niewielkich ilości kwasów, zasad czy wody. Bufory są to mieszaniny roztworów
słabych zasad (np. amoniak) i ich soli z mocnym kwasem, słabych kwasów (np. octowy,
węglowy) i ich soli z mocną zasadą oraz mieszaniny soli kwasów wieloprotonowych
(np. kwasu fosforowego).
Najczęściej stosowane bufory to:
bufor amonowy  jest mieszaninÄ… wodnego roztworu amoniaku i soli amonowej,
działa w zakresie pH = 8-11
+
NH3Å"H2O "! NH + OH-
4
+
NH4Cl NH + Cl-
4
bufor octanowy  mieszanina kwasu octowego i jego soli; działa w zakresie
pH = 3,5-6
CH3COOH "! CH3COO- + H+
CH3COONa CH3COO- + Na+
-
bufor fosforanowy  zbudowany jest z dwóch jonów: H2PO (słaby kwas)
4
2-
i HPO (słaba zasada); działa w zakresie pH = 5,5-8
4
-
NaH2PO4 Na+ + H2PO
4
2-
Na2HPO4 2Na+ + HPO
4
bufor węglanowy  składa się z kwasu węglowego i anionów
wodorowęglanowych
-
CO2 + H2O "! H2CO3 "! H+ + HCO
3
-
NaHCO3 Na+ + HCO
3
5
Mechanizm działania buforu na przykładzie buforu amonowego:
Jeśli do buforu dodamy niewielkiej ilości kwasu, pH nie obniża się gdyż jony wodorowe
wiÄ…zane sÄ… przez zasadÄ™:
+
NH3 + H+ NH
4
Po dodaniu niewielkiej ilości zasady pH nie obniża się, gdyż jony wodorotlenowe reagują
z kationami:
+
NH + OH- NH3 + H2O
4
Charakterystyczna niezmienność pH roztworu buforowego przy dodawaniu do tego
roztworu kwasu lub zasady występuje tylko w pewnych granicach. Po ich przekroczeniu
bufor traci swoje właściwości buforujące, przy czym dla różnych buforów istnieje różna tzw.
pojemność buforowa. Pojemność buforowa jest to liczba moli kationów wodorowych lub
anionów wodorotlenowych, która dodana do 1 dm3 mieszaniny buforowej zmienia wartość
pH o 1. Pojemność buforowa jest największa, gdy w roztworze buforowym stosunek stężenia
kwasu lub zasady do stężenia ich soli wynosi 1:1.
pH mieszaniny buforowej można obliczyć znając stałą dysocjacji słabego kwasu lub
słabej zasady oraz stosunek stężenia kwasu lub zasady do stężenia soli w tej mieszaninie.
W poniższej tabeli przedstawiono zależności pomiędzy stężeniami składników buforu w celu
otrzymana buforu o odpowiednim pH:
0,2M NH3Å"H2O [ml] 0,2M HN4Cl [ml] pH roztworu
9,5 0,5 10,52
9,0 1,0 10,20
8,0 2,0 9,84
7,0 3,0 9,61
6,0 4,0 9,42
5,0 5,0 9,25
4,0 6,0 9,06
3,0 7,0 8,87
2,0 8,0 8,64
1,0 9,0 8,29
0,5 9,5 7,96
6
Rola i zastosowanie buforów:
w chemii analitycznej (utrzymywanie pH reakcji na odpowiednim poziomie,
wskaz
niki pH)
stałe pH w procesach technologicznych (fermentacja, galwaniczne pokrycia
metaliczne)
w organizmach żywych dbają o prawidłowy przebieg procesów fizjologicznych
Występowanie w organizmie człowieka:
- 2-
bufor fosforanowy: występuje we krwi (stosunek jonów H2PO : HPO wynosi
4 4
- 2-
1:4), w moczu (w stosunku jonów H2PO : HPO wynoszącym 4:1)
4 4
bufor węglanowy: występuje w surowicy krwi
Wartości pH płynów ustrojowych:
- krew 7,3Ä…0,02
- osocze <"7,4
- Å‚zy <"7,0
- pot <"7,0
- ślina <"7,0
- mocz 5-7
- soki żołądkowe 0,8-0,98
WYKONANIE ĆWICZENIA:
1. Przygotowanie buforu amonowego
Do jednej zlewki o pojemności 100 ml odmierzyć 25 ml 0,1M roztworu wody
amoniakalnej, a do drugiej 25 ml 0,1M roztworu chlorku amonu. Zmierzyć pH obu
roztworów. Następnie połączyć oba roztwory i zmierzyć pH otrzymanego roztworu
buforowego. Wyniki pomiarów zestawić w tabeli:
Roztwór Wartość pH
woda amoniakalna
chlorek amonu
bufor amonowy
7
2. Stabilizujące działanie roztworu buforu na wartość pH
Z 50 ml buforu amonowego odmierzyć do zlewki 25 ml. Do jednej ze zlewek
z buforem dodać 3 krople 0,1M roztworu wodorotlenku potasu, a do drugiej 3 krople
0,1M roztworu kwasu solnego. Zmierzyć pH roztworów w obu zlewkach. Dla
porównania, do dwóch zlewek odmierzyć po 25 ml wody destylowanej i zmierzyć pH.
Do obu zlewek dodać analogicznie jak do roztworu buforowego roztwory kwasu i zasady.
Zmierzyć pH, a wyniki zestawić w tabeli:
Roztwór Wartość pH
woda
woda + HCl
woda + KOH
bufor amonowy
bufor amonowy + HCl
bufor amonowy + KOH
3. Wpływ rozcieńczania roztworu buforowego na zmianę jego wartości pH
Przygotować bufor odmarzając do zlewki o pojemności 100 ml, po 10 ml 0,1M
roztworu wody amoniakalnej i chlorku amonu i zmierzyć pH otrzymanego buforu.
Następnie rozcieńczyć otrzymany bufor 2-krotnie, 3-krotnie i 4-krotnie, każdorazowo
mierząc wartość pH. Uzyskane wyniki przedstawić w tabeli:
Roztwór Wartość pH
bufor amonowy
bufor amonowy 2-krotnie rozcieńczony
bufor amonowy 3-krotnie rozcieńczony
bufor amonowy 4-krotnie rozcieńczony
4. Obliczanie pH 0,1M roztworu wody amoniakalnej oraz roztworu mieszaniny
buforowej
8