PRACOWNIA FIZYKI MORZA

Podobne dokumenty
ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

Roztwory buforowe (bufory) (opracowanie: dr Katarzyna Makyła-Juzak)

Spis treści. Wstęp... 9

WYKRYWANIE ZANIECZYSZCZEŃ WODY POWIERZA I GLEBY

WYMAGANIA EDUKACYJNE na poszczególne oceny śródroczne i roczne Z CHEMII W KLASIE II gimnazjum

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe.

ANEKS 5 Ocena poprawności analiz próbek wody

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ):

HYDROLIZA SOLI. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

Inżynieria Środowiska

Mechanizm działania buforów *

Roztwory elekreolitów

Związki nieorganiczne

PRACOWNIA FIZYKI MORZA

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K

Wymagania programowe na poszczególne oceny. Chemia Kl.2. I. Kwasy

A4.05 Instrukcja wykonania ćwiczenia

KWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to:

Zadanie: 2 Zbadano odczyn wodnych roztworów następujących soli: I chlorku baru II octanu amonu III siarczku sodu

WYMAGANIA NA POSZCZEGÓLNE OCENY Z CHEMII DLA KLASY II. mgr Marta Warecka Lenart

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa

BIOTECHNOLOGIA OGÓLNA

KLASA II Dział 6. WODOROTLENKI A ZASADY

CHEMIA KLASA II I PÓŁROCZE

Wymagania edukacyjne niezbędne do uzyskania poszczególnych śródrocznych i rocznych ocen klasyfikacyjnych. CHEMIA klasa II.

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka

Chemia - B udownictwo WS TiP

Ćwiczenie 1: Wyznaczanie warunków odporności, korozji i pasywności metali

1 Kinetyka reakcji chemicznych

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2016/2017 eliminacje rejonowe

Cel główny: Uczeń posiada umiejętność czytania tekstów kultury ze zrozumieniem

Wodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M)

Badania hydrologiczne

1 Hydroliza soli. Hydroliza soli 1

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

Wymagania programowe na poszczególne oceny. IV. Kwasy. Ocena bardzo dobra. Ocena dostateczna. Ocena dopuszczająca. Ocena dobra [1] [ ]

X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12

Zasady oceniania z chemii w klasie II w roku szkolnym 2015/2016. Ocena dopuszczająca Ocena dostateczna Ocena dobra Ocena bardzo dobra

Wymagania z chemii na poszczególne oceny Klasa 2 gimnazjum. Kwasy.

2. Procenty i stężenia procentowe

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 7

OCENA CZYSTOŚCI WODY NA PODSTAWIE POMIARÓW PRZEWODNICTWA. OZNACZANIE STĘŻENIA WODOROTLENKU SODU METODĄ MIARECZKOWANIA KONDUKTOMETRYCZNEGO

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3.

METODY PRZYGOTOWANIA PRÓBEK DO POMIARU STOSUNKÓW IZOTOPOWYCH PIERWIASTKÓW LEKKICH. Spektrometry IRMS akceptują tylko próbki w postaci gazowej!

Chemia Nowej Ery Wymagania programowe na poszczególne oceny dla klasy II

WYMAGANIA EDUKACYJNE

Beata Mendak fakultety z chemii II tura PYTANIA Z KLASY PIERWSZEJ

Wymagania programowe na poszczególne oceny. III. Woda i roztwory wodne. Ocena dopuszczająca [1] Uczeń: Ocena dostateczna [1 + 2]

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2.

STAłA I STOPIEŃ DYSOCJACJI; ph MIX ZADAŃ Czytaj uważnie polecenia. Powodzenia!

Rozkład materiału nauczania chemii klasa 2 gimnazjum.

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW

Wymagania programowe na poszczególne oceny CHEMII kl. II 2017/2018. III. Woda i roztwory wodne. Ocena dopuszczająca [1] Uczeń:

Identyfikacja wybranych kationów i anionów

Wymagania edukacyjne z chemii Klasa II WODOROTLENKI A ZASADY

Równowaga kwasowo-zasadowa. Zakład Chemii Medycznej PUM

substancje rozpuszczalne bądź nierozpuszczalne w wodzie. - Substancje ROZPUSZCZALNE W WODZIE mogą być solami sodowymi lub amonowymi

Chemia - laboratorium

Sem nr. 10. Elektrochemia układów równowagowych. Zastosowanie

Konkurs przedmiotowy z chemii dla uczniów dotychczasowych gimnazjów. 07 marca 2019 r. zawody III stopnia (wojewódzkie) Schemat punktowania zadań

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli.

Drogi uczniu zostań Mistrzem Chemii!

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki

Odpowiedź:. Oblicz stężenie procentowe tlenu w wodzie deszczowej, wiedząc, że 1 dm 3 tej wody zawiera 0,055g tlenu. (d wody = 1 g/cm 3 )

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity

CHEMIA - wymagania edukacyjne

WYMAGANIA EDUKACYJNE w klasie II

Chemia nieorganiczna Zadanie Poziom: podstawowy

Równowaga kwasowo-zasadowa

Instrukcja dla uczestnika

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE

Wodorotlenki O O O O. I n. I. Wiadomości ogólne o wodorotlenkach.

11) Stan energetyczny elektronu w atomie kwantowanym jest zespołem : a dwóch liczb kwantowych b + czterech liczb kwantowych c nie jest kwantowany

2. Podczas spalania 2 objętości pewnego gazu z 4 objętościami H 2 otrzymano 1 objętość N 2 i 4 objętości H 2O. Jaki gaz uległ spalaniu?

Spis treści. Właściwości fizyczne. Wodorki berylowców. Berylowce

H2S, H2SO4, H2SO3, HNO3, H2CO3,

Kryteria oceniania z chemii dla klasy drugiej DLA UCZNIÓW Z OBOWIĄZKIEM DOSTOSOWANIA WYMAGAŃ EDUKACYJNYCH

Obliczenia chemiczne. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI

Równowagi jonowe - ph roztworu

ZADANIE 164. Na podstawie opisanych powyżej doświadczeń określ charakter chemiczny tlenków: magnezu i glinu. Uzasadnij słownie odpowiedź.

... kod ucznia Małopolski Konkurs Chemiczny dla Gimnazjalistów

Zakres problemów związanych z reakcjami jonowymi.

I Etap szkolny 16 listopada Imię i nazwisko ucznia: Arkusz zawiera 19 zadań. Liczba punktów możliwych do uzyskania: 39 pkt.

Reakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy

TEST NA EGZAMIN POPRAWKOWY Z CHEMII DLA UCZNIA KLASY II GIMNAZJUM

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH

a) Sole kwasu chlorowodorowego (solnego) to... b) Sole kwasu siarkowego (VI) to... c) Sole kwasu azotowego (V) to... d) Sole kwasu węglowego to...

Arkusz zadań dla I roku Inżynierii Procesowej i Ochrony Środowiska Chemia II (semestr II)

Bufory ph. Pojemność buforowa i zakres buforowania

Powstawanie żelazianu(vi) sodu przebiega zgodnie z równaniem: Ponieważ termiczny rozkład kwasu borowego(iii) zachodzi zgodnie z równaniem:

Transkrypt:

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

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

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) 0 4 10 20 25 30 37 45 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 + ).

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)

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 57-59 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,

- 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 1 10 - 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., 2002. Nauki o środowisku. Ćwiczenia praktyczne. PWN, W-wa. 2. Lide D.R., Frederikse H.P.R., (red.), 1996. CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 77. CRS Press, Boca Raton, Florida. 3. Vareschi E., 1982. The Ecology of Lake Nakuru (Kenya). III. Abiotic factors and primary production. Oecologia 55.