Przeczytaj

Już wiesz

Wielkościami liczbowo charakteryzującymi odczynodczynodczyn roztworu są $pH$ oraz $pOH$ :

pH = - log [H_{3} O^{+}]

pOH = - log [{OH}^{-}]

pH + pOH = 14 (T = 25 ° C)

Odczyn roztworu zależy zatem od stężenia molowego jonów $H_{3} O^{+}$ i od stężenia molowego jonów ${OH}^{-}$ oraz ich wzajemnej relacji:

RCN1osqxTlbJO1

Schemat przedstawiający kwasowość i zasadowość roztworów oraz zależność odczynu roztworu i pH od stężenia tych jonów (w temperaturze <math aria‑label="dwadzieścia pięć stopni Celsjusza">25°C). W roztworze o odczynie kwasowym stężenie jonów hydroniowych H3O+ jest większe niż stężenie jonów wodorotlenowych OH-, pH jest mniejsze niż siedem, czyli pH jest mniejsze niż pOH. Kwasowość rośnie wraz ze spadkiem wartości pH. W roztworze o odczynie obojętnym stężenie jonów hydroniowych H3O+ jest równe stężeniu jonów wodorotlenowych OH-, pH wynosi siedem, czyli pH jest równe pOH. W roztworze o odczynie zasadowym stężenie jonów hydroniowych H3O+ jest mniejsze od stężenia jonów wodorotlenowych OH-, pH jest większe niż siedem, czyli pH jest większe niż pOH. Zasadowość rośnie wraz ze wzrostem wartości pH. — Odczyn roztworu zależy od wzajemnego stosunku stężeń jonów oksoniowych oraz wodorotlenkowych. Grafika przedstawia zależność odczynu roztworu i $pH$ od stężenia tych jonów (w temperaturze <math aria‑label="dwadzieścia pięć stopni Celsjusza">25°C).
Źródło: GroMar Sp.z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

bg‑pink

Przykłady wskaźników kwasowo‑zasadowych

Wskaźnikiwskaźnik chemicznyWskaźniki kwasowo–zasadowe to zwykłe związki typu słabych kwasów lub słabych zasad organicznych. Barwy, które nadają roztworom forma zdysocjowana i forma niezdysocjowana są różne. Przewaga danej formy (zdysocjowanej lub niezdysocjowanej), a więc i barwa roztworu jest zatem zależna od jego pH. Najpopularniejszym wskaźnikiem jest papierek uniwersalnypapierek wskaźnikowypapierek uniwersalny, zwany wskaźnikowym. W roztworze o odczynie kwasowym przyjmuje on barwę czerwoną, o odczynie zasadowym przyjmuje barwę zieloną lub niebieską, a w roztworze obojętnym pozostaje zółty. Inne popularne wskaźnikiwskaźnik chemicznywskaźniki przedstawiono w tabeli.

Wskaźnik	Barwa wskaźnika poniżej niższej wartości $pH$	Zakres $pH$ zmiany barwy	Barwa wskaźnika powyżej wyższej wartości $pH$
oranż metylowy	czerwona	$3,0$ – $4,4$	żółtopomarańczowa
fenoloftaleina	bezbarwna	$8,2$ – $12,0$	malinowa (różowoczerwona)
lakmus	czerwona	$5,0$ – $8,0$	niebieska

Re7UYlm39Jnlx

Ilustracja przedstawiająca skalę zabarwienia oranżu metylowego w zależności od pH roztworu. Skala od ciemnoczerwonego przy pH równym zero, przez jasnoczerwony przy pH równym 3,0, pomarańczowy przy pH 4,4, jaśniejący aż do żółtego przy pH równym czternaście. — Schemat przedstawia zabarwienie oranżu metylowego w zależności od $pH$ roztworu.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

R1MiYYEjeTeSg

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie fenoloftaleiny w zależności od pH roztworu. Przy pH zero przybiera barwę pomarańczową. W zakresie od zera do 8,2 jest bezbarwna, zaś od 8,2 przybiera barwę jasno różową, w miarę wzrostu pH staje się ona intensywnie różowa przy pH wynoszącym około 10,5 a następnie blednie, uzyskując bladoróżowe zabarwienie przy pH równym 12,0. Przy pH równym 14,0 ponownie staje się bezbarwna. — Schemat przedstawia zabarwienie fenoloftaleiny w zależności od $pH$ roztworu.
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

RAvI4ThcINTRt

Ilustracja przedstawiająca zabarwienie papierka lakmusowego w zależności od pH roztworu. Przy wartościach pH od zera do pięciu przyjmuje zabarwienie czerwone. Od 5,0 do 8,0 kolor jest fioletowy, zaś powyżej ośmiu staje się coraz bardziej niebieski aż do czternastu. — Schemat przedstawia zabarwienie papierka lakmusowego w zależności od $pH$ roztworu.
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Dla zainteresowanych

Warto znać też inne wskaźniki kwasowo–zasadowe.

Wskaźnik	Barwa wskaźnika poniżej niższej wartości pH	Zakres pH zmiany barwy	Barwa wskaźnika powyżej wyższej wartości pH
błękit tymolowy	czerwona żółta	$1,2$ – $2,8$ ; $8,0$ – $9,6$	niebieska
błękit bromofenolowy	żółta	$3,0$ – $4,6$	niebieskofioletowa
czerwień Kongo	niebieska	$3,0$ – $5,2$	czerwona
zieleń bromokrezolowa	żółta	$3,8$ – $5,2$	niebieska
błękit bromotymolowy	żółta	$6,0$ – $7,6$	niebieska

Aby zbadać odczyn roztworu, możemy nanieść kroplę roztworu na uniwersalny papierek wskaźnikowypapierek wskaźnikowyuniwersalny papierek wskaźnikowy:

RnpaGm6vnKqnF1

Ilustracja przedstawiająca probówkę z roztworem, którego odczyn chcemy zbadać. Obok probówki znajduje się uniwersalny papierek wskaźnikowy. Do probówki włożona jest szklana bagietka, z pomocą której nanosimy kroplę na papierek wskaźnikowy. Na zdjęciu papierek w miejscu nałożenia próbki przybrał niebieskie zabarwienie. — Schemat nanoszenia kropli roztworu na papierek wskaźnikowy
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Następnie należy porównać barwę uniwersalnego papierka wskaźnikowego ze skalą barw.

Rq5ferE0R4j4z

Ilustracja przedstawiająca rolkę z nawiniętym papierkiem wskaźnikowym. Na wierzchu rolki skala pH od jednego do czternastu. Swoisty kolor papierka jest żółty. Od pH równego 14 zaznaczonego po lewej stronie, przy którym papierek barwi się na granatowo, dalej, idąc w prawo, pH równe dwanaście dla koloru niebieskiego. Dla koloru jasnoniebieskiego pH wynoszące dziesięć, dla ciemnozielonego pH równe dziewięć, dalej dla jasnozielonego pH wynoszące osiem. Dla pH równego siedem papierek zachowuje swoistą barwę, to jest żółtą. Następnie dla pH równego sześć barwi się na ciemnożółty kolor, przechodząc coraz bardziej w prawą stronę, dla pH pięć przyjmuje zabarwienie jasnopomarańczowe, dla pH cztery pomarańczowe, dla pH trzy ciemnopomarańczowe, dla pH równego dwa czerwone i wreszcie najbardziej po prawo dla pH wynoszącego jeden barwa ciemnoczerwona. — Barwy uniwersalnego papierka wskaźnikowego w zależności od $pH$ badanego roztworu
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

bg‑pink

Odczyn roztworu

Generalnie wodne roztwory kwasów mają odczynodczynodczyn kwasowy, natomiast zasad – zasadowy. A jaki odczyn mają wodne roztwory soli?

Rozpuszczalne w wodzie sole nie tylko ulegają procesowi dysocjacji elektrolitycznej, ale również hydroliziehydrolizahydrolizie. To reakcja odwracalna, która zachodzi między kationem lub/i anionem, pochodzącym z dysocjacji soli, a cząsteczkami wody. Hydrolizie ulegają wszystkie sole z wyjątkiem soli mocnych kwasów i mocnych zasad, np. $NaCl$ (odczyn roztworu wodnego tej soli jest obojętny). Reakcja hydrolizy pozwala na przewidywanie odczynu roztworu. Jony powstałe podczas hydrolizy odpowiedzialne są za odczyn roztworu. Za odczyn zasadowy odpowiada obecność jonów ${OH}^{-}$ (przewaga liczby jonów ${OH}^{-}$ w stosunku do jonów $H_{3} O^{+}$ obecnych w roztworze), natomiast za odczyn kwasowy odpowiada obecność jonów $H_{3} O^{+}$ (większa liczba jonów $H_{3} O^{+}$ w roztworze niż ${OH}^{-}$ ). W przypadku odczynu obojętnego liczba jonów $H_{3} O^{+}$ i ${OH}^{-}$ jest taka sama.

Już wiesz

Przypomnienie o hydrolizie

Sole słabych kwasów i mocnych zasad

Składają się z anionu słabego kwasu i kationu metalu.

{CH}_{3} COONa \overset{dysocjacja}{\to} {CH}_{3} {COO}^{-} + {Na}^{+}

{CH}_{3} {COO}^{-} + H_{2} O \to_{\underset{}{\leftarrow}}^{hydroliza} {CH}_{3} COOH + {OH}^{-}

Odczyn roztworu takiej soli jest zasadowy. Jest to anionowy typ hydrolizy.

Sole mocnych kwasów i słabych zasad

Do tej grupy związków należą np. sole amonowe związków nieorganicznych i organicznych czy sole wodorotlenków słabych i mocnych kwasów.

{NH}_{4} Cl \overset{dysocjacja}{\to} {NH}_{4}^{+} + {Cl}^{-}

{NH}_{4}^{+} + H_{2} O \to_{\underset{}{\leftarrow}}^{hydroliza} {NH}_{3} + H_{3} O^{+}

Odczyn wodnych roztworów tych soli jest kwasowy. Jest to kationowy typ hydrolizy.

Sole słabych kwasów i słabych zasad

{CH}_{3} {COONH}_{4} \overset{dysocjacja}{\to} {NH}_{4}^{+} + {CH}_{3} {COO}^{-}

{CH}_{3} {COO}^{-} + H_{2} O \to_{\underset{}{\leftarrow}}^{hydroliza} {CH}_{3} COOH + {OH}^{-}

{NH}_{4}^{+} + 2 H_{2} O \to_{\underset{}{\leftarrow}}^{hydroliza} {NH}_{3} \cdot H_{2} O + H_{3} O^{+}

Odczyn roztworów tych soli jest zależny od stałych dysocjacji i zazwyczaj zbliżony do odczynu obojętnego. Sole te ulegają katinowo–anionowej hydrolizie.

Słownik

odczyn

cecha roztworu elektrolitu zależna od wzajemnego stosunku stężeń jonów $H_{3} O^{+}$ i ${OH}^{-}$

papierek wskaźnikowy

pasek bibuły filtracyjnej nasycony roztworem wskaźnika, który zanurzony w badanym roztworze lub zwilżony jego kroplą, wykazuje charakterystyczną zmianę zabarwienia

wskaźnik chemiczny

indykator; chemiczna substancja, która w określonych warunkach wykazuje wyraźną zmianę właściwości fizycznych – najczęściej pojawienie się lub modyfikację zabarwienia, co pozwala na stwierdzenie odczynu badanego roztworu albo obecności określonego jonu lub cząsteczki; wskaźniki $pH$ zmieniają swoją barwę przy określonym $pH$ (np. fenoloftaleina)

hydroliza

(gr. hýdōr „woda”, lýsis „rozłożenie”) rozkład substancji pod wpływem wody, reakcja podwójnej wymiany, która zachodzi między wodą a substancją w niej rozpuszczoną oraz prowadzi do powstania cząsteczek nowych związków chemicznych

W tym materiale jako rekcje hydrolizy określono reakcje odpowiednich jonów, pochodzących z dysocjacji elektrolitycznej soli, z wodą. Przykład równań reakcji:

${Cu}^{2 +} + 4 H_{2} O ⇄ Cu {(OH)}_{2} + 2 H_{3} O^{+}$

${NO}_{2}^{-} + H_{2} O ⇄ {HNO}_{2} + {OH}^{-}$

Bibliografia

Krzeczkowska M., Loch J., Mizera A., Chemia. Repetytorium. Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa‑Bielsko‑Biała 2010.

Wprowadzenie

Wirtualne laboratorium – S

Przykłady wskaźników kwasowo‑zasadowych

Odczyn roztworu

Słownik

Bibliografia