PRACOWNIA FIZYKI MORZA

Transkrypt

1 PRACOWNIA FIZYKI MORZA INSTRUKCJA DO ĆWICZENIA NR 9 TEMAT: POMIAR WARTOŚCI ph RÓŻNYCH ZBIORNIKÓW WODNYCH

2 Teoria ph wskazuje na to, że w roztworze zawarte są jony wodorowe (H + ). Wpływa także na rozpuszczalność wielu substancji, jak również na aktywność większości systemów biologicznych. Roztwory wodne zawierają jony (H + ) (protony), chociaż w rzeczywistości istnieją one w formie uwodnionej jako jony hydronowe (H 3 O + ). Na stężenie protonów roztworu wodnego wpływa wiele czynników, miedzy innymi: jonizacja (dysocjacja) wody, dysocjacja kwasów (która w wodzie zwiększa ilość protonów), dysocjacja zasad. Wiele związków zachowuje się jak kwas lub zasada. Związki, które są prawie całkowicie zjonizowane w roztworze, są nazywane mocnymi kwasami lub silnymi zasadami. Wygodnie jest używać skali ph. Symbol ph jest ujemnym logarytmem dziesiętnym ze stężenie jonów wodorowych (H + ). W praktyce stężenie H + wyrażone jest w mol dm -3 (co jest równoznaczne z kmol m -3 w systemie SI). Kiedy liczba jonów H + i OH - jest taka sama powstaje wówczas odczyn obojętny. Wartość ph=7 (w temp. 25 C) czystej wody jest odczynem obojętnym. W składzie fizyczno-chemicznym wód naturalnych jony H 3 O + i OH - mają szczególne znaczenie. Odgrywają one zasadnicza rolę w procesach chemicznych i biochemicznych, przebiegających w środowisku naturalnym. W wyniku dysocjacji elektrolitycznej wody jony wodorowe występują zawsze. Stężenie jonów wodorowych w wodach naturalnych uzależnione jest przede wszystkim od dysocjacji i hydrolizy rozpuszczonych w nich związków. Dla większości wód ph zależy od stężenia kwasu węglowego i jego jonów. Na wartość ph w wodach, które zawierają substancje humusowe duży wpływ wywiera dysocjacja kwasów organicznych. Wartość ph jest miarą dla kwaśnych, neutralnych (obojętnych) lub alkalicznych (zasadowych) reakcji roztworu wodnego. Skala ph zawiera się w przedziale od 0 do 14. Woda o ph poniżej 7 ma odczyn kwaśny, o ph powyżej 7 -odczyn zasadowy. Każda cała wartość ph oznacza dziesięciokrotność, tzn. woda o wartości ph = 4 jest 10 razy bardziej kwaśna niż ta o wartości ph = 5. Większość wód naturalnych ma odczyn od słabego kwaśnego do słabo zasadowego, o wartościach ph od 6 do 8,5. Wartości mniejsze mają często wody podziemne, o wysokiej mineralizacji, wody kopalniane oraz wody z terenów błotnistych. Wartości ph wody gruntowej wykazują ph = 6,5 7,5; zależne głównie od stosunku ilościowego rozpuszczonego dwutlenku węgla (CO 2 ) do jonów hydrowęglanowych (HCO - 3 ). Zbiorniki wodne zawierające dwutlenek węgla mogą osiągać wartość ph = 5 6. Woda deszczowa wykazuje przeciętnie wartość ph od 4,2; a przez sam rozpuszczony CO 2 osiąga

3 wartość 5,6. Wartość ph obniża się do 3,4 ("kwaśny deszcz") przez zawarty w powietrzu dwutlenek siarki (SO 2 ) i tlenki azotu (NO x ), które są wypłukane deszczem i częściowo utlenione do kwasu siarkowego i azotowego. Można to zauważyć przez porównanie prób wody deszczowej na początku i końcu jednego opadu. W zbiornikach stojących zauważa się dzienne i związane z daną porą roku wahania wartości ph. Wartość ph wzrasta do około 9 po południu i zmniejsza się wieczorem (zmniejszona bioprodukcja wodorostów, a tym samym zapotrzebowanie na CO 2 ). Wartość ph spada do wartości porannej równej 7 7,5; a następnie ponownie wzrasta. Podobne prawidłowości dotyczą wahań w określonych porach roku. Wartość ph zbiorników płynących uzależniona jest od składu doprowadzanych ścieków. Wywiera ona ogromny wpływ na przemianę materii zarówno roślin, jak i zwierząt. Gdy ph spada poniżej 5,5 lub rośnie powyżej 9, to na dłużej nie jest możliwe żadne życie o wyższym stopniu rozwoju (osiedlanie się ryb jest wówczas ograniczone). Przyczyna niektórych nieczystości leży w równowadze chemicznej, uzależnionej od ph, np. równowaga amon / amoniak o wartości ph powyżej 8 jest coraz silniejsza i przesuwa się aż do wyzwolenia wolnego amoniaku, który jest silną trucizną dla ryb. Szkodliwe ścieki mogą zmieniać wartość ph i znacznie zakłócać równowagę ekologiczną zbiornika wodnego. Woda pitna powinna wykazywać ph w granicach 7,3 7,5. Wartości niższe od ph = 7 mogą przyczyniać się do korozji metali a nawet mogą niszczyć beton (ph<6). Wartość ph wody kąpielowej powinna wynosić 7,2 7,6 (nie wyżej jak 8,2). Wysoka wartość ph obniża siłę dezynfekcyjną wody, umożliwia wzrost glonów i bakterii. Woda morska ma ph od 8 9. ph roztworu obojętnego zmienia się w zależności od temperatury (wraz ze wzrostem temperatury wzmaga się dysocjacja wody). Tabela 9.1 Temperatura ( C) ph przy odczynie obojętnym 7,47 7,39 7,27 7,08 7,00 6,92 6,81 6,70 Tabela 9.1 Wpływ temperatury na wartość ph [2]. Należy pamiętać, ze ph jest skalą logarytmiczną i roztwór o ph= 3 nie jest dwa razy bardziej kwaśny od roztworu o ph= 6, a tysiąc razy bardziej kwaśny (zawiera 1000 razy więcej jonów H + ).

4 Na ph wody mają wpływ głównie procesy: fotosynteza, oddychanie i przyswajanie (asymilacja) azotu. W procesie fotosyntetycznego przyswajania (asymilacji) CO 2 nie zostają zużyte żadne protony, podczas gdy w procesie asymilacji wodorowęglanu na każdy atom węgla zostaje zużyty jeden proton. Natomiast, w zależności od dominującej formy węgla nieorganicznego powstającej w toku respiracji, protony są lub nie są uwalniane. Wynika stąd, że przy ph poniżej 6,3 (gdy dostępną formą węgla nieorganicznego jest CO 2 ) fotosynteza i oddychanie nie mają wpływu na wartość ph. Przy wyższych wartościach ph rośnie zużycie protonów w procesie fotosyntezy i uwalnianie ich w procesie oddychania. Zużycie lub uwalnianie protonów mają wpływ na zasadowość. CO 2 zajmuje wśród rozpuszczalnych gazów szczególną pozycję. Gdy CO 2 ulega rozpuszczeniu w wodzie, jego mała część (mniej niż 1%) jest uwolniona do kwasu węglowego. Część kwasu węglowego dysocjuje do wodorowęglanu i jonów wodoru, co prowadzi do obniżenia ph. W drugim etapie dysocjacji odrywa się kolejny proton. Przy ph=8 powstają niemal wyłącznie jony wodorowęglanowe. Wraz ze zmianą odczynu wody w kierunku zasadowym, równowaga przesuwa się w stronę tworzenia jonów węglanowych. Przy bardzo niskim ph przeważają wolny CO 2 i kwas węglowy. W większości naturalnych zbiorników wodnych kwas węglowy może tworzyć trudno rozpuszczalne sole z wodorotlenkami metali i ziem alkalicznych. W ten sposób kolejne porcje CO 2 mogą dyfundować do wody. W wodach słodkich ważną rolę odgrywa równowaga w układzie wapń-kwas węglowy. Ta równowaga wymaga istnienia niewielkiej ilości wolnego kwasu węglowego. Jeśli go zabraknie, np. w wyniku aktywności biologiczne organizmów, to łatwo rozpuszczalny wodorowęglan wapnia ulega przekształceniu w trudno rozpuszczalny węglan wapnia. W jeziorach bogatych w wapń, przy silnej fotosyntezie, powierzchnia roślin może pokrywać się wapienną inkrustacją. Rośliny pobierają z wody znaczne ilości CO 2, a nierozpuszczalny węglan wapnia odkłada się na powierzchni liści. W wielu jeziorach latem obserwujemy zmętnienie wody wywołane powstawaniem kryształków kalcytu (np. Jeziora Plitwickie w Chorwacji). Istnieją jeziora, które z natury mają niskie ph. Przy niedoborze wapnia w jeziorach o charakterystycznym brązowym zabarwieniu wody wynikającym z obecności kwasów humusowych, ph może osiągać wartości rzędu 4,5. W wyniku działalności wulkanicznej dochodzi do ekstremalnych sytuacji. W jednym z jezior kraterowych z gorącymi wyziewami par i gazów w Salwadorze zarejestrowano bardzo niskie ph=2 wywołane prze pary kwasu siarkowego. Wysokie ph (przekraczające 9)

5 zarejestrowano w jeziorach sodowych, w których zamiast węglanu wapnia przeważa węglan sodu (jezioro Nakuru w Kenii) [3]. Obok gospodarki węglowej organizmów, na wartość ph wpływa także asymilacja (przyswajani) azotu. Jeśli podstawowym źródłem azotu są jony amonowe (NH + 4 ), to w procesie ich asymilacji musi dla wyrównania ładunków zostać zwrócona równoważna liczba protonów. Asymilacji azotanów (NO - 3 ) towarzyszy zużycie równoważnej liczby protonów. W podobny sposób równowaga ładunków zostaje zachowana także w trakcie asymilacji wszystkich innych przyswajanych jonów. Wpływ asymilacji azotu na wartość ph ma znaczenie tylko w zakresie niskich wartości ph. Pomiar ph w wodach naturalnych wykonuje się metodą potencjometryczną, która pozwala na wykonanie oznaczeń z dokładnością do setnych części ph. Określana jest też różnica potencjałów (napięcia) między dwiema elektrodami zanurzonymi w badanej wodzie. Jedną z elektrod jest elektroda odniesienia (powlekana), druga natomiast - elektroda miernicza (indykatorowa). Często stosuje się kombinację obu elektrod do pojedynczej elektrody. Elektrodą mierniczą jest często elektroda szklana, przy której występuje potencjał zależny od ph. Elektroda powlekana (głównie srebro / chlorek srebra Ag / AgCl) wbudowana jest w elektrodę szklaną. Różnica potencjałów, która występuje między elektrodami, mierniczą i powlekaną zostaje wzmocniona we wzmacniaczu mierniczym i następnie określona. Z każdym krokiem zmiany ph zmienia się potencjał o około mv (przy 25 C). Wartość tę określa się jako tzw. stromość elektrody. Występujący potencjał jest również zależny od temperatury. Dla każdej całej jednostki ph powyżej lub poniżej 7 różnica wynosi 0,033 ph/ 10 C. Przebieg ćwiczenia 1. Podłączyć elektrodę ph i czujnik termometru (ph 1000). 2. Zdjąć kapturek gumowy z elektrody. 3. Kalibrować elektrodę i wykonać pomiar: - nacisnąć jednocześnie ON/OFF i CAL, - na wyświetlaczu ukaże się wartość ph = 7, - oba czujniki zanurzyć w roztworze buforowym ph = 7, - nacisnąć CAL,

6 - na wyświetlaczu ukaże się wartość ph = 4, - oba czujniki zanurzyć w roztworze buforowym ph = 4, - nacisnąć CAL- moduł mierzenia, - oba czujniki zanurzyć w badanej wodzie, roztwór próbny albo elektrodę lekko poruszyć i po około 30 s odczytać wartość pomiaru, - wartość ph wpisać do tabeli, l.p. ph elektrodę ph i czujnik termometru opłukać dobrze wodą destylowaną. Omówienie wyników 1. Przeprowadzić analizę wyników pomiarowych. Niepewności pomiarowe i uwagi końcowe 1. Zapisać niepewności pomiarowe. 2. Obliczyć odchylenie standardowe dla otrzymanych wyników. Literatura 1. Jones A., Duck R., Reed R., Weyers J., Nauki o środowisku. Ćwiczenia praktyczne. PWN, W-wa. 2. Lide D.R., Frederikse H.P.R., (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 77. CRS Press, Boca Raton, Florida. 3. Vareschi E., The Ecology of Lake Nakuru (Kenya). III. Abiotic factors and primary production. Oecologia 55.