Procese fizico-chimice de suprafață

INTRODUCERE

Concentraţia ionilor de hidrogen variază, în soluţii apoase, între 1 M ( 1 molar) si 10-14 M adică între valoarea corespunzătoare unui acid tare de concentraţie 1 M şi, respectiv a unei baze tari de concentraţie 1 M. S-a stabilit că este mai convenabil, ca aciditatea unei soluţii să se exprime logaritmic pe o scală liniară. Scala a fost sabilită prin definirea termenului de pH, astfel:

Astfel, pH-ul soluţiilor in care concentraţia ionilor de hidrogen este 1, 10-5,

10-10 va fi 0, respectiv 5 şi 10. O soluţie în care concentraţia ionilor de hidroxil este 10-4 M va avea un pH =10.

Termenul de pOH este de asemenea utilizat şi se defineşte prin următoarea ecuaţie:

Astfel:

pH + pOH = pKw = 14 la 25*C

Pentru calcularea echilibrului acid-bază este convenabil să reprezentăm constanta de echilibru sub forma logaritmica. Astfel, constanta de aciditate, pKA, a unui acid slab, HA, este definita ca :

unde [HA] si [A-] sunt concentraţiile molare ale acidului nedisociat si a anionului respectiv.

Analog pentru o baza slaba, BOH se defineşte constanta de bazicitate pKB:

unde [BOH] si [B+] sunt concentraţiile molare ale bazei nedisociate si a cationului respectiv.

Măsurarea pH-ului unei soluţii se realizează cu ajutorul pH-metrului care este un dispozitiv electronic ce utilizează doi electrozi: un electrod indicator şi un electrod de referinţă. La imersarea celor doi electrozi în soluţie se formează o celulă galvanică a cărei tensiune electromotoare este dependentă de pH-ul soluţiei, adică de concentraţia ionilor de hidrogen H+.

Dependenţa tensiunii electromotoare a celulei de pH-ul soluţiei se datorează prezenţei a două soluţii de pH diferit situate pe o faţă şi pe cealaltă a unei membrane de sticla foarte subţire.

Diferenţa de potenţial între feţele membranei depinde liniar de diferenţa de pH dintre cele două soluţii. Fenomenul poate fi asociat cu abilitatea ionilor de H+ de a migra uşor direct prin membrana de sticlă, pe când ionii mai mari nu pot. Ionii de hidrogen tind să se mişte de la soluţia cu pH mai mic (concentraţie mai mare de H+) spre soluţia cu pH mai mare, în încercarea de a obţine echilibrul. Totuşi, anionii nu pot urma ionii de hidrogen, având loc astfel o separare netă de sarcină prin membrană, şi apariţia unei diferenţe de potenţial care se opune tendinţei ionilor de H+ de a stabili echilibrul. Echilibrul electrochimic se stabileşte exact când efectul electric al separării sarcinilor este compensat de efectul diferenţei de potenţial.

pH-metrul măsoară diferenţa de potenţial electric dintre cele două suprafeţe ale electrodului de sticlă. Electrodul conţine o soluţie al cărei pH este cunoscut (de obicei 0.1 M HCl) şi este introdus într-o soluţie al cărei pH trebuie măsurat. Electrodul de calomel (electrodul de referinţă) completează circuitul electric de măsurare.

Tensiunea măsurată la electrozi (Emăs), care apare pe display-ul aparatului este legată de pH-ul soluţiei direct prin următoarea ecuaţie:

unde: - K este o constantă specifica a electrodului

- R este constanta gazelor

- T este temperatura soluţiei

- n este numărul electronilor implicaţi în reacţie

- F este constanta lui Faraday.

Deoarece R, n, si F sunt constante pentru măsurătorile de pH, relaţia poate fi simplificată astfel:

Construcţia electrodului indicator de sticlă şi a electrodului de referinţă poate fi făcută în diferite moduri. Caracteristicile unui electrod de sticlă şi ale unui electrod de calomel sunt arătate in figura 1.

SCOPUL LUCRARII

Scopul lucrării îl constituie determinarea punctului de echivalenta în titrarea acido-bazică pe baza măsurătorilor de pH.

MATERIALE SI METODICA DE LUCRU

Materiale: soluţii de NaOH 0,1N, HCl 0,1N, fenolftaleină, pahare Erlenmeyer, biurete, pH-metru, electrod de sticlă.