Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity
Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium
Przygotuj się do egzaminów
Studiuj dzięki licznym zasobom udostępnionym na Docsity
Otrzymaj punkty, aby pobrać
Zdobywaj punkty, pomagając innym studentom lub wykup je w ramach planu Premium
Społeczność
Odkryj najlepsze uniwersytety w twoim kraju, według użytkowników Docsity
Bezpłatne poradniki
Pobierz bezpłatnie nasze przewodniki na temat technik studiowania, metod panowania nad stresem, wskazówki do przygotowania do prac magisterskich opracowane przez wykładowców Docsity
Wykładnik pH = 2. Przykład 2. Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych roztworu wodorotlenku baru o stężeniu 0,005 mol/dm3. Rozwiązanie: Ba ...
Typologia: Prezentacje
1 / 13
Ta strona nie jest widoczna w podglądzie
Nie przegap ważnych części!
Zakład Chemii
1 Powiązanie z przedmiotami: ESO/25, 27 DiRMiUO/25, 27 EOUNiE/25, 27
Specjalność/Przed
miot
Efekty kształcenia
dla przedmiotu
Szczegółowe efekty kształcenia dla
przedmiotu
ESO/26 Chemia
wody,
paliw i smarów
SEKP3 – Wskaźniki jakości wody;
SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń
wybranych wskaźników jakości wody
technicznej;
DiRMiUO/
Chemia wody,
paliw i smarów
SEKP3 – Wskaźniki jakości wody;
SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń
wybranych wskaźników jakości wody
technicznej;
EOUNiE/26 Chemia
wody,
paliw i smarów
SEKP3 – Wskaźniki jakości wody;
SEKP6 – Wykonywanie oznaczeń
wybranych wskaźników jakości wody
technicznej;
2 Cel ćwiczenia:
opanowanie podstawowych pojęć chemicznych związanych z roztworami kwasów,
zasad i soli oraz nabycie praktycznych umiejętności z zakresu:
− ustalania odczynu i pomiaru pH roztworów,
− obliczania pH roztworów mocnych i słabych kwasów oraz zasad,
− ustalania odczynu poszczególnych typów soli po hydrolizie na podstawie reakcji,
− obliczanie pH konkretnych roztworów soli i mieszanin buforowych.
3 Wymagania wstępne:
ogólna wiedza dotycząca pH, odczynu roztworu, hydrolizy wyniesiona ze szkoły
średniej, znajomość kluczowych zagadnień dysocjacji jonowej opanowana na
wcześniejszych ćwiczeniu, znajomość zasad pracy w laboratorium chemicznym
4 Opis stanowiska laboratoryjnego:
zestaw szkła laboratoryjnego, zestaw odczynników i indykatorów do badania pH
i hydrolizy,
5 Ocena ryzyka:
prawdopodobieństwo oparzenia chemicznego wynikające z kontaktu z 0,2 M kwasem
siarkowym jest bardzo małe, skutki – nikłe,
Końcowa ocena – ZAGROŻENIE BARDZO MAŁE
Wymagane środki zabezpieczenia:
6 Przebieg ćwiczenia:
7 Sprawozdanie z ćwiczenia:
stanowiskowej.
w zestawie zadań i pytań do samodzielnego wykonania przez studenta.
8 Archiwizacja wyników badań:
sprawozdanie z ćwiczeń, opracowane zgodnie z obowiązującymi w pracowni zasadami,
należy złożyć w formie pisemnej prowadzącemu zajęcia na następnych zajęciach.
Zagadnienia i słowa kluczowe:
− iloczyn jonowy,
− pojęcie i skala pH,
− odczyn roztworu kwasów, zasad oraz soli i sposoby jego ustalania (indykatory),
− mocne i słabe kwasy oraz zasady.
2 .1.1. Iloczyn jonowy wody
Woda jest bardzo słabym elektrolitem amfoterycznym i ulega autodysocjacji według
schematu:
Równowagę między jonami H 3 O
i OH
stałą równowagi autojonizacji wody
C 2
2
3
Stężenie czystej wody jest wielkością stałą więc iloczyn KC[H 2 O] 2 = KW jest też
wielkością stałą i zwany jest iloczynem jonowym wody. Wartość iloczynu jonowego wody
w temperaturze 298K wynosi 1·
14 H 2 O H 3 O OH 1. 0010
2 Kw KC
Ponieważ w czystej wodzie stężenia jonów hydroniowych i wodorotlenowych są
w równowadze (mają jednakowe wartości), to z wartości iloczynu jonowego wynika, że ich
stężenia wynoszą
] = [OH
Podobnie jak w czystej wodzie, we wszystkich roztworach obojętnych,
[H 3 O
] = 10
3
. W roztworach kwaśnych [H 3 O
] > 10
3 , a w roztworach
zasadowych [H 3 O
] < 10
3 .
Ponieważ posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne, przyjęte jest
w chemii operowanie ujemnym logarytmem dziesiętnym stężenia jonów hydroniowych
(według Sörensena)
pH = – log [H
] lub bardziej poprawnie pH = – log [H 3 O
]
i analogicznie
pOH = – log [OH
Logarytmując iloczyn jonowy wody otrzymujemy prostą zależność
pH + pOH = 14
Zależność ta pozwala na przeliczanie pH na pOH i na odwrót, np. pOH = 14 – pH.
Wraz ze wzrostem temperatury dysocjacja elektrolityczna wody rośnie. Świadczy
o tym wzrost wartości iloczynu jonowego wody (KW) ze wzrostem temperatury.
Tabela 1 Iloczyn jonowy wody w różnych temperaturach
Temp. K 293 298 313 353 373
KW 8,6 · 10
W przypadku wodnych roztworów elektrolitów o mocy jonowej J = 0 i współczynniku
F 1 obliczanie wartości pH, przy zastosowaniu wymienionych uproszczonych wzorów na
H 3 O
i pH, może doprowadzić do znacznych odchyleń od rzeczywistych wartości.
Stwierdzenie powyższe dotyczy przypadku, gdy w roztworze obecne są jony o dużym
ładunku. W takich okolicznościach należy stosować wyrażenie na stałą aktywności
uwzględniającą moc jonową, która daje określone wartości współczynników aktywności. Do
obliczeń aktywności jonów hydroniowych H 3 O
wówczas należy stosować zależność
3 3 3
=^ +
gdzie:
f H O 3 +
H 3 O
stężenie jonów hydroniowych w stanie równowagi.
Logarytmując zależność (1) otrzymuje się rzeczywistą wartośćp aH roztworu.
p Ha pH H O
= − log f (^) + 3
gdzie:
pH – ujemny logarytm ze stężenia jonów hydroniowych,
f H O 3 +
współczynnik aktywności jonów hydroniowych.
W obecności jonów obcych paH roztworów kwasów i wodorotlenków różni się
wyraźnie od wielkości pH wskutek zwiększenia mocy jonowej roztworów.
2.1. 3. Równanie Hendersona–Hasselbalcha
Równanie Hendersona–Hasselbalcha jest to równanie wiążące wartość pH z mocą
kwasu (pKa). Jest ono przydatne do oszacowania pH buforu oraz odnajdywania pH
równowagi reakcji chemicznych. Równanie to ma postać:
HA
pH pKa
−
= +log
gdzie:
pK a – – log( K a),
Ka – jest stałą dysocjacji kwasu, która dla reakcji.
wynosi:
pK (^) a Ka 3 log log
gdzie:
[ A
[ HA ] – stężenie niezdysocjowanej formy kwasu.
Równania tego nie można stosować dla silnych zasad i kwasów (wartości pK różniące
o kilka jednostek od 7), silnie rozcieńczonych lub stężonych roztworów (mniej niż 1 mM lub
więcej niż 1 M) oraz w przypadku dużych różnic w proporcji kwas/zasada (więcej niż 1000
do jednego). W takich warunkach traci jednak również sens fizyczny sama skala pH.
Materiały i odczynniki:
Statyw z probówkami, cylinder miarowy, roztwory: kwas octowy (0,1M CH 3 COOH),
wodorotlenek amonu (0,1M NH 4 OH), wskaźniki: oranż metylu, czerwień metylu, lakmus,
fenoloftaleina, wskaźnik uniwersalny.
Wykonanie:
Do pięciu probówek wlać po 4 cm 3 kwasu octowego (0,1M CH 3 COOH), do
następnych pięciu taką samą ilość (4 cm 3 ) roztworu wodorotlenku amonu (0,1M NH 4 OH).
Ustawić probówki w statywie w taki sposób, aby za probówką z kwasem octowym
umieszczona została probówka zawierająca roztwór wodorotlenku amonu. Następnie do
każdej pary probówek (z kwasem i zasadą) dodawać kolejno po trzy krople wskaźnika
podanego w tabeli.
Tabela 5
Zestawienie wyników doświadczenia 1
Nr Wskaźnik
Obserwowane barwy wskaźników
w probówkach (^) Zakres stosowalności
wskaźnika CH 3 COOH
NH 4 OH
(NH 3 ∙H 2 O)
Opracowanie wyników:
barwy danego wskaźnika.
wiadomo, ze stała dysocjacji tego kwasu wynosi, Ka = 1,8 · 10
3 jeżeli
wiadomo, ze stała dysocjacji tego wodorotlenku wynosi, Kb = 1,8 · 10
stronę sprawozdania.
poszczególnych doświadczeń oraz rozwiązane zadanie/zadania dodatkowe podane przez
prowadzącego.
z wytycznymi do opracowania sprawozdania wg.
https://www.am.szczecin.pl/pl/jednostki/instytut-matematyki-fizyki-i-chemii/zaklad-
chemii/dydaktyka/chemia-techniczna/chemia-tech-lab/) na następnych zajęciach.
Obliczanie pH roztworów mocnych kwasów i mocnych wodorotlenków
Z definicji wynika, że mocne elektrolity są w całkowicie zdysocjowane na jony, zatem
dla kwasu jednoprotonowego H – R stężenie jonów wodorowych [H
] jest równe stężeniu
początkowemu kwasu. Podobnie w przypadku wodorotlenków, stężenie jonów
wodorotlenowych jest równe stężeniu początkowemu wodorotlenku.
Przykład 1
Obliczyć pH 0,01 molowego roztworu kwasu solnego.
Rozwiązanie:
HCl H
1 mol 1 mol
0,1 mol/dm 3 0,1 mol/dm 3
Skoro [H
] = 0,01 mol/dm
3 = 10
Odp. Wykładnik pH = 2.
Przykład 2
Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych roztworu wodorotlenku baru
o stężeniu 0,005 mol/dm
3 .
Rozwiązanie:
Ba(OH) 2 Ba 2+
1 mol 2 mole
0,005 mol/dm
3 0,01 mol/dm
3
Skoro [OH
3 = 10
Odp. Wykładnik pH = 12.
Obliczanie pH roztworów słabych kwasów i słabych wodorotlenków
W przypadku słabych kwasów i słabych wodorotlenków stężenie jonów wodorowych
limitowane jest stała dysocjacji kwasowej:
Ka =
Jednakże nie znane jest stężenie równowagowe: jonów wodorowych [H
], reszty
kwasowej [R
] = [R
kwasu).
II. Zadania i pytania do samodzielnego wykonania przez studenta
a) a) [H 3 O
] = 5,50 · 10
3 ,
b) b) [OH
i OH
c) 0,005 molowym roztworze Ba(OH) 2 ,
d) 0,055 molowym roztworze KOH?
a) krwi ludzkiej, w której stężenie jonów oksoniowych wynosi 4 · 10
3
b) 0,03 molowego roztworu HCl,
c) 0,05 molowego roztworu KOH.
3 wody.
o stężeniu 0,2 mol/ dm 3 ; stała dysocjacji
5 CH 3 COOH^1 ,^810
− Kc = .
3 ,
wiedząc, że stała dysocjacji tego kwasu wynosi Ka = 5,0 · 10
