Cwiczenie nr 08 Iloczyn jonowy wody. Pojecie pH

7 Pages • 2,028 Words • PDF • 141.3 KB
Uploaded at 2021-09-24 16:55

This document was submitted by our user and they confirm that they have the consent to share it. Assuming that you are writer or own the copyright of this document, report to us by using this DMCA report button.


Ćwiczenie nr 8 ILOCZYN JONOWY WODY. POJĘCIE pH. OKREŚLANIE pH WODNYCH ROZTWORÓW KWASÓW, ZASAD I SOLI TEORETYCZNIE, ZA POMOCĄ WSKAŹNIKÓW ORAZ PEHAMETREM ILOCZYN JONOWY WODY Czysta woda rozpada się częściowo na jony zgodnie z równaniem: 2 H2O Û H3O+ + OHJeśli dla uproszczenia pominiemy powstawanie jonów hydronowych i zastąpimy je jonami wodorowymi to zapis tego równia będzie miał postać: H2O Û H+ + OHStopień dysocjacji wody jest bardzo mały. Stała dysocjacji wody w temperaturze około 295 oK ma wartość określoną równaniem:

K=

-ù é +ù é êH ú × êOH ú ëê ûú ëê ûú é ù ê H Oú ë 2 û

= 1,8 × 10- 16

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: -ù é +ù é ê H ú × êOH ú úû êë ëê ûú

55,56

stąd:

= 1,8 × 10 - 16

[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 K w.

Kw = [H+]·[OH-] = 10-14

Ponieważ iloczyn jonowy wody ma wartość 10-14, a stężenia jonów [H+] i [OH-] otrzymanych w wyniku dysocjacji są 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 OHjest 17 razy cięższy od jonu H+.

1

Wartość iloczynu jonowego wody zmienia się w zależności od temperatury, co obrazuje następujące zestawienie:

Temperatura 0K

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

WYKŁADNIK STĘŻENIA 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

[H ] = [10 OH [OH ] = 10 [H

-14

+

-

] [mol / dm ] 3

] [mol / dm ]

-14 +

3

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 [OH ] = 10 = [H ] 10 -

-14

-14

+

-1

[

= 10 -13 mol / dm 3

]

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 Sørensena 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. Jeśli [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 [H+][OH-] = 1,0·10 -14 otrzymamy log [H+] +log [OH-] = log [1,0] + log [10-14] = 0 – 14 = - 14 stąd:

-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. W roztworach kwaśnych [H+]> 10 -7, 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.

WSKAŹNIKI pH Wykrywanie kwasów i zasad opiera się zwykle na ich zdolności wywoływania zmiany zabarwienia substancji zwanych wskaźnikami 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 czerwoną. Wskaźnikami 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 wskaźników dwubarwnych oba człony mają różne zabarwienie. Przykładem jest znany wskaźnik oranż metylowy, który w środowisku kwaśnym jest różowy, w alkalicznym zaś żółty. Wskaźniki 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 się na czerwono. Nie zagłębiając się w zagadnienia związane ze wskaźnikami pH (alkacymetrycznymi), należy dodać, że każdy wskaźnik ma charakterystyczną wartość pH, przy której następuje zmiana jego zabarwienia. Jest to wykładnik wskaźnika, oznaczany jako pKInH. Łatwo wykazać, że zmianę barwy wskaźnika obserwuje się w pewnym przedziale pH, określonym granicami: pH = pKInH.±1. Wskaźniki dwubarwne i jednobarwne stosuje się albo same, albo w mieszaninie z obojętnym barwnikiem, na którego tle zmiana zabarwienia właściwego wskaźnika pH jest wyraźniejsza — są to wskaźniki mieszane.

3

W praktyce stosuje się także mieszaniny różnych wskaźników pH tak dobrane, ie barwa ich zmienia się przechodząc kolejno przez różne zabarwienia w szerokim zakresie pH. Są to wskaźniki uniwersalne. Wskaźniki stosuje się albo w postaci roztworów (wodnych lub alkoholowych), które dodaje się do roztworu badanego, albo w postaci tzw. papierków wskaźnikowych. Są to kawałki bibuły filtracyjnej nasycone roztworem wskaźnika i wysuszone, na które nanosi się kroplę roztworu badanego i obserwuje zmianę zabarwienia papierka. Tabela zamieszczona poniżej zawiera zestawienie częściej stosowanych w laboratoriach wskaźników pH.

Zakresy zmiany barwy wskaźników 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 zaś 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: K = k

é ê ëê

H



é ú ê ûú ëê

é êë

×A

-ù ú ûú

HA ùúû

=

stąd:

[H ] = x =

x2 C -x k

K k × (C k - x )

+

Jeżeli Ck » x, to z pewnym uproszczeniem można przyjąć, że:

[H ] = +

K k × 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. stąd:

pH = −

1 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 Kz =

é ê ëê

Me



é ú ê ûú ëê

× OH



MeOH ùúû

ú ûú

=

é êë

x2 Cz - x

stąd:

[OH ] = x = -

K z × (C z - x )

Jeżeli Cz » Kz, wówczas wzór ma posiać uproszczoną: [OH-] =

K z × Cz

1 pOH = − log Kz·Cz 2 1 pH = 14 + log Kz·Cz 2

gdzie: Cz - stężenie całkowite zasady [mol/dm3]. Kz - stała dysocjacji słabej zasady, x= [Me+] = [OH-] - stężenie równowagowe formy niezdysocjowanej

5

Przykłady obliczeń: 1.

Obliczyć pH 0,1 m roztworu HC1 Ck = [H+]=10-1 mol/dm3 pH = −lo g C k =−lo g 1 0 - 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 k × C k =1,34 10-3 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-5 3 Kz = 1,8 10 mol/dm , 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 wskaźników 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 pomocą pehametru elektronicznego firmy WTW. 3. Porównać moc badanych elektrolitów na podstawie obliczonego i oznaczonego pH. 6

Część II ćwiczenia Porównanie barwy wskaźników w roztworach różnych elektrolitów. Porównać barwę fenoloftaleiny, oranżu metylowego i uniwersalnego papierka wskaźnikowego 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 wodociągowa Do dwóch równoległych probówek wprowadzić 2-3 cm3 każdego z wyżej wymienionych roztworów. Za pomocą bagietki nanieść kroplę roztworu na uniwersalny papierek wskaźnikowy. Zaobserwować wytworzoną barwę papierka i porównać ją ze skalą barw. Odczytać ze skali pH roztworu. Następnie do każdej z probówek dodać po kilka kropel wskaźnika (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 wodociągowa Pomiaru pH dokonać za pomocą pehametru elektronicznego firmy WTW. Wyniki przeprowadzonych obliczeń, pomiarów i obserwacji zestawić w samodzielnie zaprojektowanej tabeli wyników ćwiczenia.

7
Cwiczenie nr 08 Iloczyn jonowy wody. Pojecie pH

Related documents

7 Pages • 2,028 Words • PDF • 141.3 KB

11 Pages • 2,171 Words • PDF • 632.1 KB

23 Pages • 7,147 Words • PDF • 861.7 KB

1 Pages • 76 Words • PDF • 195.5 KB

8 Pages • 1,885 Words • PDF • 89.5 KB

3 Pages • 375 Words • PDF • 116.9 KB

2 Pages • 227 Words • PDF • 133.3 KB

6 Pages • 1,009 Words • PDF • 554.5 KB

5 Pages • 1,178 Words • PDF • 484.5 KB

274 Pages • 67,522 Words • PDF • 911.9 KB

312 Pages • 86,027 Words • PDF • 1.3 MB

4 Pages • 208 Words • PDF • 326.6 KB