Akademia Morska w Szczecinie
Wydział Mechaniczny
Katedra Fizyki i Chemii
Laboratorium chemii technicznej
Ćwiczenie laboratoryjne
pH roztworów. Reakcje soli z wodą
Opracował:
dr inż. Andrzej Kozłowski
Szczecin 2015
KARTA ĆWICZENIA
1 Powiązanie z przedmiotami: ESO/25, 27 DiRMiUO/25, 27 EOUNiE/25, 27
Specjalność/Przed Efekty kształcenia Szczegółowe efekty kształcenia dla
miot dla przedmiotu przedmiotu
ESO/26 Chemia EKP3 SEKP3 Wskazniki jakości wody;
wody, K_U014, K_U015, SEKP6 Wykonywanie oznaczeń
paliw i smarów K_U016. wybranych wskazników jakości wody
technicznej;
DiRMiUO/26 EKP3 SEKP3 Wskazniki jakości wody;
Chemia wody, K_U014, K_U015, SEKP6 Wykonywanie oznaczeń
paliw i smarów K_U016. wybranych wskazników jakości wody
technicznej;
EOUNiE/26 Chemia EKP3 SEKP3 Wskazniki jakości wody;
wody, K_U014, K_U015, SEKP6 Wykonywanie oznaczeń
paliw i smarów K_U016. wybranych wskazników 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 MAAE
Wymagane środki zabezpieczenia:
1. Fartuchy, rękawice i okulary ochronne.
2. Środki czystości BHP, ręczniki papierowe.
6 Przebieg ćwiczenia:
1. Zapoznanie się z instrukcją stanowiskową (załącznik 1).
2. Przeprowadzenie doświadczeń przewidzianych w instrukcji.
7 Sprawozdanie z ćwiczenia:
1. Opracować ćwiczenie zgodnie z poleceniami zawartymi w instrukcji
stanowiskowej.
2. Rozwiązać polecone zadanie i/lub odpowiedzieć na pytania zamieszczone
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.
2
9 Metoda i kryteria oceny:
a) EKP1, EKP2 kontrola znajomości podstawowych pojęć chemicznych dotyczą-
cych pH i hydrolizy na zajęciach,
b) SEKP4 szczegółowy efekt kształcenia studenta oceniony zostanie na podstawie
przedstawionych w sprawozdaniu obserwacji, wniosków oraz rozwiązań zadań
i problemów poleconych do samodzielnego rozwiązania/ opracowania:
- ocena 2,0 student ma ogólną wiedzę dotyczącą pH oraz hydrolizy soli, ale nie
potrafi jej wykorzystać w praktyce do rozwiązania podstawowych problemów,
- ocena 3,0 posiada podstawową wiedzę chemiczną dotyczącą pH oraz
hydrolizy soli i potrafi wykorzystać ją w małym zakresie do rozwiązywania
potencjalnych problemów w swojej specjalności,
- ocena 3,5 4,0 posiada poszerzoną wiedzę chemiczną z zakresu pH,
hydrolizy soli i potrafi ją wykorzystać w podstawowym stopniu do ustalania
odczynu i obliczania pH różnych roztworów elektrolitów oraz rozwiązywaniu
problemów na statku,
- ocena 4,5 5,0 posiada kompletną wiedzę chemiczną z zakresu pH i hydrolizy
soli oraz potrafi stosować w praktyce złożoną wiedzę chemiczną do ustalania i
obliczania pH poszczególnych roztworów kwasów, zasad, soli oraz roztworów
buforowych oraz rozwiązywania złożonych problemów,
10 Literatura:
1. Kozłowski A., Instrukcja stanowiskowa do ćwiczeń laboratoryjnych: pH roztworów.
Reakcje soli z wodą, AM Szczecin, 2013.
2. Stundis H., Trześniowski W., Żmijewska S.: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii
nieorganicznej. WSM, Szczecin 1995.
3. Śliwa A., Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań. PWN Warszawa, 1994.
4. Jones L., Atkins P., Chemia ogólna. Cząsteczki, materia reakcje, WN PWN,
Warszawa, 2004.
5. Bielański A., Chemia ogólna i nieorganiczna, PWN, Warszawa, 1996.
6. Kozłowski A., Materiały dydaktyczne z chemii technicznej, opracowane dla potrzeb
zajęć audytoryjnych (nie publikowane).
11 Uwagi
3
4
ZAACZNIK 1 INSTRUKCJA
1. ZAKRES ĆWICZENIA:
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,
- hydroliza (definicja), hydroliza soli różnego typu i odczyny ich roztworów, stała
i stopień hydrolizy, równanie Hendersona-Hasselbalcha,
- mieszaniny buforowe (mechanizm działania buforów, rodzaje oraz przykłady
mieszanin buforowych, zastosowanie buforów).
2. WPROWADZENIE TEORETYCZNE DO ĆWICZENIA
2.1. Wykładnik stężenia jonów wodorowych (pH)
2.1.1. Iloczyn jonowy wody
Woda jest bardzo słabym elektrolitem amfoterycznym i ulega autodysocjacji według
schematu:
H O + H O H O+ + OH
2 2 3
Równowagę między jonami H O+ i OH a niezdysocjowaną wodą możemy wyrazić
3
stałą równowagi autojonizacji wody
[H3O+] [OH-]
KC =
2
[H2O]
Stężenie czystej wody jest wielkością stałą więc iloczyn K [H O]2 = K jest też
C 2 W
wielkością stałą i zwany jest iloczynem jonowym wody. Wartość iloczynu jonowego wody
w temperaturze 298K wynosi 110-14
2
Kw=KC[H2O] = [H3O+][OH-]=1.00 10-14
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
[H O+] = [OH ] = 1,00 10 7 mol/dm3
3
Podobnie jak w czystej wodzie, we wszystkich roztworach obojętnych,
[H O+] = 10 7 mol/dm3. W roztworach kwaśnych [H O+] > 10 7 mol/dm3, a w roztworach
3 3
zasadowych [H O+] < 10 7 mol/dm3.
3
5
Ponieważ posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne, przyjęte jest
w chemii operowanie ujemnym logarytmem dziesiętnym stężenia jonów hydroniowych
(według Srensena)
pH = log [H+] lub bardziej poprawnie pH = log [H O+]
3
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 (K ) ze wzrostem temperatury.
W
Tabela 1
Iloczyn jonowy wody w różnych temperaturach
Temp. K 293 298 313 353 373
K 8,6 10 15 1,0 10 14 1,3 10 13 3,4 10 13 7,4 10 12
W
W przypadku wodnych roztworów elektrolitów o mocy jonowej J = 0 i współczynniku
F ą 1 obliczanie wartości pH, przy zastosowaniu wymienionych uproszczonych wzorów na
H O+ i pH, może doprowadzić do znacznych odchyleń od rzeczywistych wartości. Stwierdzenie
3
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 O+ wówczas należy stosować zależność
3
aH O+ = O+ fH O+
[H ]
3
3 3
gdzie:
fH O+
współczynnik aktywności jonów hydroniowych,
3
stężenie jonów hydroniowych w stanie równowagi.
[H3O+]
Logarytmując zależność (1) otrzymuje się rzeczywistą wartość pa roztworu.
H
paH = pH - log fH O+
3
gdzie:
pH ujemny logarytm ze stężenia jonów hydroniowych,
fH O+
współczynnik aktywności jonów hydroniowych.
3
W obecności jonów obcych p H roztworów kwasów i zasad różni się wyraznie od
a
wielkości pH wskutek zwiększenia mocy jonowej roztworów.
6
2.1.2. Skala pH
Skala pH jest ilościową skalą kwasowości i zasadowości wodnych roztworów związków
chemicznych, która oparta jest ona na aktywności jonów hydroniowych [H O+] w roztworach
3
wodnych. Tradycyjnie pH definiuje się jako:
pH = log[H O+]
3
czyli ujemny logarytm dziesiętny stężenia jonów hydroniowych, wyrażonego w molach na
decymetr sześcienny. Współcześnie nie jest to jednak ścisła definicja tej wielkości.
Skala pH obejmuje roztwory od mocno kwaśnych o pH = 0 ([H O+] = 100 mol/dm3) do
3
roztworów mocno alkalicznych o pH = 14 ([H O+] = 10 14 mol/dm3). Dla roztworów
3
obojętnych pH = 7 ([H O+] = 10 7 mol/dm3).
3
W bardziej stężonych roztworach mocnych kwasów i zasad skala pH może sięgać poza
podane granice 0 i 14.
kwaśny obojętny zasadowy
silnie kwaśny słabo kwaśny słabo alkaliczny silnie alkaliczny
Rys. 1. Zakresy odczynów pH roztworu oraz odpowiadające im barwy wskaznika uniwersalnego
Dla zobrazowania typowego odczynu roztworów spotykanych w technice i codziennym
życiu na rys. 2. przedstawiono tabelę, w której roztworom tych związków przypisano wartości
skali pH oraz odpowiadające barwy wskaznika uniwersalnego.
kwaśny obojętny zasadowy
Rys. 2. Typowe odczyny roztworów
7
Kwas akumulatorowy
Kwas żołądkowy
Sok pomidorowy
Kwaśny deszcz
Czarna kawa
Mocz, mleko
Czysta woda
Woda morska
Proszek do pieczenia
Mleczko magnezowe
Woda amoniakalna
Woda mydlana
Wybielacz
Wywabiacz plam
2.1.3. Równanie Hendersona Hasselbalcha
Równanie Hendersona Hasselbalcha jest to równanie wiążące wartość pH z mocą
kwasu (pK ). Jest ono przydatne do oszacowania pH buforu oraz odnajdywania pH równowagi
a
reakcji chemicznych. Równanie to ma postać:
[A-]
pH = pKa + log
[HA]
gdzie:
pK log(K ),
a a
Ka jest stałą dysocjacji kwasu, która dla reakcji.
HA + H O A + H O+
2 3
wynosi:
ć
[H3O+][A-]
pKa = -log(Ka)= -log
[HA]
Ł ł
gdzie:
[A ] oznacza stężenie anionów utworzonych z reszt kwasowych,
[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.
2.2. Reakcje soli z wodą (hydroliza)
Hydrolizą nazywamy taką reakcję niektórych związków chemicznych z wodą, która
prowadzi do naruszenia równowagi autodysocjacji wody, a tym samym do zmiany pH
środowiska. Szczególnie łatwo ulegają reakcji z wodą sole, których jony mają zdolność
oddawania lub przyłączania protonów w środowisku wodnym. Tę właściwość wykazują sole
powstałe ze zobojętniania:
- słabych kwasów mocnymi zasadami,
- słabych kwasów słabymi zasadami,
- mocnych kwasów słabymi zasadami.
Sole, powstałe w wyniku zobojętniania mocnych kwasów mocnymi zasadami nie
ulegają reakcji z wodą, bowiem ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają
protonów. Hydrolizie również nie ulegają sole nierozpuszczalne.
8
Przykładem reakcji z wodą soli typu słabego kwasu i mocnej zasady może być
CH COONa, która ulega dysocjacji
3
CH COONa CH COO + Na+
3 3
Jon octanowy CH COO w roztworze wodnym ma zdolność przyłączania protonu,
3
a więc reakcja z wodą przebiega według równania
CH COO + H O CH COOH + OH
3 2 3
Odczyn roztworu, po ustaleniu się równowagi hydrolitycznej, jest zasadowy (jony Na+
pochodzące z dysocjacji octanu sodowego nie łączą się z jonami OH , ponieważ NaOH jest
silnym elektrolitem, prawie całkowicie zdysocjowanym na jony).
Przykładem soli typu mocnego kwasu i słabej zasady jest NH Cl która ulega dysocjacji
4
+
NH Cl NH + Cl
4 4
+
Jon amonowy NH jest zdolny w roztworze wodnym oddać proton
4
+
NH + H O NH + H O+
4 2 3 3
Po reakcji, ze względu na obecność jonu hydroniowego H O+, roztwór będzie
3
wykazywał odczyn kwaśny.
Przykładem soli kolejnego typu jest octan amonu CH COONH , który powstaje
3 4
w wyniku reakcji słabego kwasu octowego i słabej zasady amonowej. Octan amonu jako sól
ulega dysocjacji:
+
CH COONH CH COO + NH
3 4 3 4
W roztworze wodnym jon octanowy jest zdolny przyjąć proton, a jon amonowy oddać
proton, proces ten przebiega według równań
CH COO + H O CH COOH + OH
3 2 3
+
NH + H O NH + H O+
4 2 3 3
Woda w tym przypadku spełnia jednocześnie rolę kwasu i zasady. Wymienione reakcje
hydrolityczne przebiegają do momentu ustalenia się stanu równowagi, zgodnie z wartościami
stałych dysocjacji powstających słabych elektrolitów. Powstaje 1 mol jonów H O+ i 1 mol
3
jonów OH , równowaga między stężeniem tych jonów w roztworze nie zostaje naruszona.
Odczyn roztworu wodnego tego typu soli zależy od wartości liczbowych stałych
dysocjacji słabego kwasu (K ) i słabej zasady (K ), jeżeli:
k z
K = K , albo mało się różnią odczyn obojętny,
k z
K > K więcej niż trzy rzędy wielkości odczyn słabo kwaśny,
k z
K < K więcej niż trzy rzędy wielkości odczyn słabo alkaliczny,
k z
9
Tabela 2
Zestawienie rodzajów reakcji hydrolizy soli
hydroliza soli
NH Cl CH COONa CH COONH
4 3 3 4
+ +
NH + Cl CH COO + Na+ CH COO + NH
4 3 3 4
+ +
NH + H O CH COO + H O CH COO + NH + H O
4 2 3 2 3 4 2
CH COOH + OH
NH H O + H+ 3 CH COOH + NH H O
3 2 3 3 2
hydroliza kationowa hydroliza anionowa hydroliza kationowo-anionowa
hydrolizie ulega kation hydrolizie ulega aniony hydrolizie ulega kationy i aniony
kwasowy odczyn roztworu zasadowy odczyn roztworu odczyn obojętny
gdy K = K
zasady kwasu
sole pochodzące od mocnych sole pochodzące od mocnych zasad sole pochodzące od słabych kwasów i
kwasów i słabych zasad i słabych kwasów słabych zasad
Zgodnie z podstawowymi poglądami reakcje hydrolizy są reakcjami odwrotnymi do
reakcji zobojętniania i w wyniku reakcji soli z wodą powstaje odpowiedni kwas i odpowiednia
zasada, co można wyrazić za pomocą ogólnego schematu,
zobojętnianie
kwas + zasada sól + woda
hydroliza
Podczas rozpuszczania soli w wodzie lub podczas procesu zobojętniania ustala się
równowaga dynamiczna w roztworze. Hydroliza każdej soli charakteryzowana jest przez takie
wielkości jak: stopień hydrolizy, stała hydrolizy i stężenie jonów hydroniowych lub stężenie
jonów hydroksylowych.
2.2.1. Stała (K ) i stopień hydrolizy (b)
h
Wymienione wielkości zostaną wyprowadzone tylko na przykładzie hydrolizy soli typu
słabego kwasu i mocnej zasady CH COONa.
3
Wystarczy wziąć pod uwagę hydrolizę samego anionu. Oznaczając symbolem
C całkowite stężenie soli w roztworze, symbolem b stopień hydrolizy jonu octowego oraz
s
wiedząc, że
Czh stężenie cząsteczek zhydrolizowanych
b = =
Co początkowe stężenie cząsteczek
wówczas reakcja przebiegać będzie według równania
CH COO + H O CH COOH + OH
3 2 3
Po ustaleniu się procesu, stałą równowagi (K ) można przedstawić, w przybliżeniu
c
zależnością
-
CH3COOH
[ ]
[OH ]
Kc =
COO- H2O
[ ]
[CH3 ]
lub
-
CH3COOH
[ ]
[OH ]
Kc H2O =
[ ]
COO-
[CH3 ]
10
Iloczyn K [H O] jako wielkość stałą przy T = const. nazwano stałą hydrolizy
c 2
oznaczoną symbolem K
h
-
CH3COOH
[ ]
[OH ]
Kh =
COO-
[CH3 ]
gdzie: nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w [mol/dm3] odpowiednich jonów
i cząsteczek w stanie równowagi.
Jeżeli licznik i mianownik równania pomnożymy przez stężenie jonów hydroniowych
[H O+], to otrzymuje się wyrażenie na stałą K
3 h
-
CH3COOH O+
[ ]
[OH ][H3 ]
Kh =
COO- O+
[CH3 ][H3 ]
czyli
Kw
Kh =
Kk
gdzie:
K iloczyn jonowy wody, który równy jest 10 14;
w
K stała dysocjacji słabego kwasu.
k
Wprowadzając do zależności oznaczenia [CH COOH] = C b,
3 s
[OH ] = C b oraz [CH COO ] = C (1 b) otrzymuje się inną postać równania na stałą
s 3 s
hydrolizy
2
Cs b
Kh =
1 - b
gdzie:
C stężenie soli,
s
stopień hydrolizy.
b
Jeżeli wartość b będzie bardzo mała to można przedstawić
K = C b 2
h s
gdzie:
C stężenie soli,
s
stopień hydrolizy.
b
W czasie reakcji soli pochodzącej od słabego kwasu i mocnej zasady (np. CH COONa)
3
z wodą odczyn roztworu będzie zasadowy. Stężenie jonów hydroksylowych należy obliczyć
przy założeniu, że [OH ] = C b, wówczas otrzymuje się
s
-
= Kh Cs
[OH ]
11
Natomiast wykładnik stężeń tych jonów (pOH) oblicza się z zależności
Kw
pOH =- log KhCs =- log Cs
Kk
wiedząc, że
K = 10 14
w
otrzymuje się
1 1
pOH =7- logCs + logKk
2 2
gdzie:
C stężenie soli,
s
K stała dysocjacji kwasu.
k
Wykładnik stężenia jonów hydroniowych (pH) wyznacza się z równania
1 1
pH =7+ logCs - logKk
2 2
gdzie:
C stężenie soli,
s
K stała dysocjacji kwasu.
k
Uwaga
W analogiczny sposób wyprowadza się podane wcześniej wielkości dla pozostałych
typów soli, a ich wartości podano w tabeli 5.
Tabela 3
Wzory na obliczanie charakterystycznych wielkości dla soli ulegających reakcji z wodą
Sól typu NH Cl CH COONa CH COONH
4 3 3 4
10-14 10-14 10-14
K stała
h
Kz Kk Kz Kk
10-14 10-14 10-14
b stopień
Kz Cs Kk Cs Kk Kz
Cs 10-14 Kk 10-14 Kk 10-14
[H O+]
3
Kz Cs Kz
1 1 1 1 1 1
pH 7 + log Kz - log Cs 7 - log Kk + log Cs 7 - log Kk + log Kz
2 2
2 2 2 2
12
2.1.2. Mieszaniny buforowe
Mieszaniny buforowe są to mieszaniny słabych zasad lub kwasów z ich solami np.
CH COOH + CH COONa lub NH OH+NH Cl oraz mieszaniny soli słabych kwasów
3 3 4 4
wieloprotonowych o różnych stopniach neutralizacji np. NaH PO +Na HPO
2 4 2 4
lub Na HPO +Na PO .
2 4 3 4
Mieszaniny buforowe mają określone pH, którego wartość zmienia się nieznacznie po
wprowadzeniu do roztworu pewnego nadmiaru jonów H O+ lub OH-. Inaczej mówiąc,
3
mieszaniny te wykazują działanie buforujące tzn. uniemożliwiają gwałtowną zmianę pH
roztworu. Podobnie rozcieńczanie czy zwiększanie stężenia roztworów buforowych nie ma
wpływu na wartość ich pH.
Dla buforu o charakterze kwaśnym np. CH COONa + CH COOH, stężenie jonów
3 3
hydroniowych [H O+] oblicza się ze wzoru
3
Ck
O+ = Kk
[H3 ]
Cs
gdzie:
K stała dysocjacji słabego kwasu,
k
C stężenie kwasu,
k
C stężenie soli.
s
Mechanizm działania roztworu buforującego jest taki: po dodaniu do mieszaniny
buforowej kwasu anion soli zawartej w buforze tworzy z jonem H O+ słabo zdysocjowany
3
kwas, natomiast po dodaniu zasady jon hydroniowy kwasu zawartego w mieszaninie tworzy
z jonem OH słabo zdysocjowane cząsteczki wody. Wskutek powstania słabo zdysocjowanych
cząstek kwasu i wody, pH roztworu zmienia się nieznacznie.
Po dodaniu do buforu octanowego CH COOH i CH COONa kwasu solnego anion
3 3
CH COO z octanu sodu tworzy z jonami H O+ kwas octowy
3 3
CH COO + H O+ CH COOH + H O
3 3 3 2
Po dodaniu np. wodorotlenku sodowego NaOH następuje reakcja zobojętnienia między
jonami hydroniowymi z kwasu octowego a jonami hydroksylowymi z zasady
CH COOH + H O CH COO + H O+
3 2 3 3
H O+ + OH 2H O
3 2
Wprowadzenie kwasu do mieszaniny buforowej powoduje wzrost stężenia słabego
kwasu, wprowadzenie zasady wzrost stężenia odpowiedniej soli. Zmiany stężenia składników
mieszaniny buforowej wpływają w nieznacznym stopniu na pH roztworu.
W przypadku buforu zasadowego np. NH OH + NH Cl, do obliczenia stężenia jonów
4 4
hydroniowych [H O+] stosuje się równanie
3
10-14 Cs
O+ =
[H3 ]
Kz Cz
gdzie:
C stężenie soli,
s
C stężenie zasady,
z
K stała dysocjacji słabej zasady danego buforu.
z
13
Mechanizm działania buforu zasadowego (NH OH, NH Cl) jest następujący:
4 4
+
W roztworze nastąpiła dysocjacja i obecne są jony NH , Cl oraz cząsteczka NH .
4 3
Wprowadzając niewielką ilość jonów hydroniowych z kwasu zajdzie reakcja
+
NH + H O+ NH + H O
3 3 4 2
która potwierdza, że pH nie zmienia się.
Przy wprowadzeniu mocnej zasady do mieszaniny buforowej, jon amonowy
przereaguje według równania
+
NH + OH NH + H O
4 3 2
i w tym przypadku pH roztworu nie uległo zmianie.
Tabela 4
Przykładowe mieszaniny buforowe
Nazwa buforu Skład buforu o stężeniu 1:1 pH
amonowy wodorotlenek amonu NH OH, chlorek amonu NH Cl 9,3
4 4
benzoesanowy kwas benzoesowy C H COOH, benzoesan sodu C H COONa 4,2
6 5 6 5
wodoroortofosforan sodu Na HPO ,
2 4
fosforanowy 6,8
diwodoroortofosforan sodu NaH PO
2 4
mrówczanowy kwas mrówkowy HCOOH, mrówczan sodu HCOONa 3,7
octanowy kwas octowy CH COOH, octan sodu CH COONa 4,7
3 3
14
3. WYKONANIE ĆWICZENIA
Doświadczenie 1 Badanie barwy wskaznika w roztworach słabego kwasu i słabej
zasady
Do pięciu probówek wlać po 1/5 objętości kwasu octowego CH COOH, do następnych
3
pięciu taką samą ilość roztworu wodorotlenku amonu NH OH. Ustawić probówki w statywie
4
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 wskaznika podanego w tabeli
Tabela 1
Zestawienie wyników doświadczenia 1
Obserwowane barwy wskazników
w probówkach
Zakres stosowalności
Nr Wskaznik
wskaznika
CH COOH NH OH
3 4
1. Oranż metylowy
2. Czerwień metylowa
3. Lakmus
4. Fenoloftaleina
5. Uniwersalny
Opracowanie wyników
1. Zaobserwowane barwy wskazników umieścić w tabeli 1.
2. Podaj zakres stosowalności (zakres pH) w którym następuje zmiana charakterystycznej
barwy danego wskaznika.
3. Obliczyć pH wodnego roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,001 mol/dm3 jeżeli wiadomo,
ze stała dysocjacji tego kwasu wynosi, K = 1,8 10 5 .
a
4. Obliczyć pH wodnego roztworu wodorotlenku amonu o stężeniu 0,001 mol/dm3 jeżeli
wiadomo, ze stała dysocjacji tego wodorotlenku wynosi, K = 1,8 10 5 .
b
Doświadczenie 2 Badanie pH roztworu wodnego soli
Dziewięć probówek napełnić do 1/5 objętości wodą destylowaną i dodać po 5 kropli
wskaznika uniwersalnego. Pierwszą probówkę zostawić jako próbę kontrolną, a do następnych
dodawać kolejno po 1/3 mikrołopatki soli podanych w tabeli 2 i zaobserwować barwę
wskaznika. Powtórzyć doświadczenie używając fenoloftaleinę jako wskaznika.
15
Tabela 2
Zestawienie wyników doświadczenia 2
Barwa wskaznika Odczyn
Nr Nazwa soli Wzór soli pH
Uniwersalny Fenoloftaleina roztworu
1. Próbka kontrolna
2. Siarczan(VI) miedzi(II)
3. Węglan(IV) baru
4. Azotan(V) potasu
5. Siarczek sodu *
6. Chlorek cynku *
7. Siarczan(VI) sodu
8. Octan sodu
9. Chlorek amonu
* roztwór wodny
Opracowanie wyników
1. Na podstawie nazwy soli napisać ich wzory chemiczne.
2. Na podstawie zmian barwy wskazników określić pH i odczyny otrzymanych roztworów
soli (kwaśny, obojętny, zasadowy).
3. Dla każdej soli zidentyfikować kwas i zasadę, z której powstała sól; zapisać i uzupełnić
reakcje zobojętniania prowadzące do powstania soli; określić typ soli.
4. Uzasadnić odczyn roztworu za pomocą równania przebiegających reakcji soli z wodą
(napisanych cząsteczkowo i jonowo).
5. Otrzymane wyniki zestawić w tabeli 2. Na podstawie wcześniejszej wiedzy i uzyskanych
wyników dokonaj uogólnienia odpowiadając na pytania:
a) czy wszystkie typy soli ulegają hydrolizie?
b) jakie sole ulegają/nie ulegają hydrolizie?
c) jaki jest charakterystyczny odczyn roztworu wodnego dla tych typów soli?
Doświadczenie 3 Badanie wpływu temperatury na reakcję hydrolizy soli
Do probówki wlać 1/5 objętości roztworu octanu sodu, dodać 2 3 kropli fenoloftaleiny.
Następnie roztwór ogrzać do wrzenia, a potem ochłodzić. Obserwować i zanotować zachodzące
zmiany barw.
Opracowanie wyników
1. Napisać równanie reakcji badanej soli z wodą w zapisie cząsteczkowym i jonowym.
2. Jaki wpływ na przebieg procesu ma temperatura; uzasadnić dlaczego.
Doświadczenie 4 Badanie pH roztworów buforowych
Do zlewki pierwszej o pojemności l00 cm3 wlać 4 cm3 roztworu chlorku amonu
o stężeniu podanym przez prowadzącego i 8 cm3 roztworu wodorotlenku amonu. Do zlewki
drugiej wlać 4 cm3 octanu sodu i 8 cm3 kwasu octowego. Następnie w obu zlewkach określić
barwę oraz pH sporządzonych roztworów stosując kolejno wskazniki podane w tabeli 3, a na
końcu zmierzyć za pomocą pH-metru.
16
Tabela 3
Zestawienie wyników dla doświadczenia 4
Zlewka 1 Zlewka 2
Lp. Metoda Roztwór buforowy Roztwór buforowy
Barwa odczyn/pH Barwa odczyn/pH
1. Papierek lakmusowy
Papierki wskaznikowe o wybranym
2.
zakresie, 1 7 oraz 7 14
Wskaznik uniwersalny
3.
(roztwór alkoholowy)
4. Pomiar pH-metrem
5. Obliczenie wartości pH
Opracowanie wyników
1. Określić rodzaj roztworu buforowego w zlewce l i 2.
2. Wpisać uzyskane barwy i wartości pH do tabeli 3.
3. Obliczyć stężenia molowe (mol/dm3) kwasu i sprzężonej zasady w zlewkach l i 2
i zastosować do obliczenia pH badanych roztworów buforowych za pomocą wzoru
Hendersona-Hasselbalcha.
4. Porównać zastosowane metody wyznaczania pH roztworów buforowych.
4. OPRACOWANIE ĆWICZENIA
1. Opracować sprawozdanie zgodnie z wytycznymi zawartymi w części doświadczalnej.
2. Formatkę z tematem ćwiczenia i nazwiskami członków zespołu umieścić jako pierwszą
stronę sprawozdania.
3. Po sformułowaniu celu ćwiczenia i zwięzłym opracowaniu części teoretycznej
w sprawozdaniu umieścić opracowanie poszczególnych doświadczeń.
5. FORMA I WARUNKI ZALICZENIA ĆWICZENIA LABORATORYJNEGO
1. Zaliczenie tzw. wejściówki przed przystąpieniem do wykonania ćwiczenia.
2. Złożenie poprawnego sprawozdania pisemnego z wykonanego ćwiczenia na najbliższych
zajęciach.
3. Poprawnie opracowane sprawozdanie powinno zawierać:
- cel ćwiczenia,
- wstęp teoretyczny zawierający zwięzle opisane podstawowe pojęcia / słowa kluczowe
dotyczące ćwiczenia,
- rozwiązanie zadań i opracowanie problemów podanych w instrukcji stanowiskowej,
- opracowanie dobrowolnie wybranego zagadnienie związanego z tematyką ćwiczenia
(na lepsza ocenę) oraz podanie wykorzystanego zródła (literatura, witryny internetowe
inne materiały).
4. Zaliczenie końcowe na kolokwium pod koniec semestru.
17
I. Przykłady zadań z rozwiązaniami
Obliczanie pH roztworów mocnych kwasów i mocnych zasad
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 zasad, stężenie jonów wodorotlenowych jest
równe stężeniu początkowemu zasady.
Zadanie 1
Obliczyć pH 0,01 molowego roztworu kwasu solnego.
Rozwiązanie:
HCl H+ + Cl
1 mol 1 mol
0,1 mol/dm3 0,1 mol/dm3
Skoro [H+] = 0,01 mol/dm3 = 10 2 to pH = log[H+] = log10 2 = ( 2) = 2
Odp. Wykładnik pH = 2.
Zadanie 2
Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych roztworu wodorotlenku baru
o stężeniu 0,005mol/dm3.
Rozwiązanie:
Ba(OH) Ba2+ + 2OH
2
1 mol 2 mole
0,005 mol/dm3 0,01 mol/dm3
Skoro [OH ] = 0,01 mol/dm3 = 10 2 to pOH = 2, stąd pH = 14 2 = 12
Odp. Wykładnik pH = 12.
Obliczanie pH roztworów słabych kwasów i słabych zasad
W przypadku słabych kwasów i słabych zasad stężenie jonów wodorowych limitowane
jest stała dysocjacji kwasowej:
H-R H + + R
[H+][R-]
Ka =
[H-R]
Jednakże nie znane jest stężenie równowagowe: jonów wodorowych [H+], reszty
kwasowej [R ] ani kwasu [H R]. Z równania dysocjacji wiemy tylko, że;
[H+] = [R ], oraz [H-R] = C [H+] (pod warunkiem, że jony H+ pochodzą tylko od
0
kwasu).
18
Podstawmy te zależności do równania na stałą dysocjacji:
2
[H+]
Ka =
c0 -[H+]
Otrzymaliśmy w ten sposób równanie kwadratowe (po przekształceniu) z jedną
niewiadomą ([H+]). W zależności od mocy kwasu równanie to można uprościć (ale tylko kiedy
gdy błąd obliczeń ze wzoru uproszczonego będzie mniejszy od 5%).
Należy rozpatrzyć następujące przypadki:
a) kwasy słabe o umiarkowanym stężeniu:
Jeżeli kwas jest słaby, wtedy niewielka jego część ulega dysocjacji. Możemy przyjąć, że
c
0 [H+] = c . Wzór na K uprości się do postaci:
0 a
2
[H+]
czyli [H+]= Kac0
Ka =
c0
b) kwasy o średniej mocy:
Dla kwasów o średniej mocy, należy stężenie jonów wodorowych obliczyć
z przekształconego wzoru na K :
a
2 2
+
KaC0 - Ka[H] =[H+] czyli [H+] + Ka[H+]- KaC0 = 0
Po rozwiązaniu równania kwadratowego, wartość [H+] obliczamy ze wzoru:
2
- Ka + Ka + 4Kac0
[H+]=
2
Zadanie 3
Oblicz wykładnik pH jednoprotonowego słabego kwasu HR (K = 10 5 mol/dm3)
c
wiedząc, że jego początkowe stężenie wynosi 0,4 mol/dm3.
Rozwiązanie:
1
3
2
Korzystając ze wzoru: [H+]= (KcC0) obliczamy, ze [H+] = 210-3 = 0,002 mol/dm .
Stąd: pH = log[H+] = log 2"10 3 = 0,3 + 3 = 2,7
Odp. Wykładnik pH = 2,7
Zadanie 4
Oblicz pH roztworu NH NO o stężeniu 0,001 mol/dm3, wiedząc, że K = 1,7"10 5
4 3 z
Rozwiązanie:
Można skorzystać z wcześniej wyprowadzonego i podanego w tabeli 3. gotowego
wzoru na obliczanie pH dla soli mocnego kwasu i słabej zasady:
1 1 1 1
pH = 7 + log Kz - log Cs = 7 + (0,2 - 5)- (- 3)= 6,1
2 2 2 2
Odp. Wykładnik pH = 6,1
19
Zadanie 5
Nie zapisując równań reakcji hydrolizy podaj, które z wymienionych soli ulegają
hydrolizie i jaki odczyn będą miały ich wodne roztwory: (NH ) SO , K SO , K CO , K S,
4 2 4 2 4 2 3 2
NaNO , CuCl , (NH ) CO .
3 2 4 2 3
Rozwiązanie:
- (NH ) SO sól mocnego kwasu H SO i słabej zasady NH OH hydrolizuje, odczyn
4 2 4 2 4 4
kwasowy roztworu.
- K SO sól mocnego kwasu H SO i mocnej zasady KOH nie hydrolizuje, odczyn
2 4 2 4
roztworu jest obojętny.
- K CO sól słabego kwasu H CO i mocnej zasady KOH hydrolizuje, odczyn
2 3 2 3
zasadowy roztworu.
- K S sól słabego kwasu H S i mocnej zasady KOH hydrolizuje, odczyn zasadowy
2 2
roztworu.
- NaNO sól mocnego kwasu HNO i mocnej zasady NaOH nie hydrolizuje, odczyn
3 3
roztworu jest obojętny.
- CuCl sól mocnego kwasu HCl i słabej zasady Cu(OH) hydrolizuje, odczyn kwasowy
2 2
roztworu.
- (NH ) CO sól słabego kwasu H CO i słabej zasady NH H O hydrolizuje, odczyn
4 2 3 2 3 3 2
obojętny roztworu.
Zadanie 6
Podaj po dwa przykłady soli, których wodne roztwory mają odczyn:
a) kwasowy,
b) zasadowy,
c) obojętny.
Rozwiązanie:
a) odczyn kwasowy mają wodne roztwory soli mocnych kwasów, np. HNO , HCl i słabych
3
zasad, np. Cu(OH) , Zn(OH) :
2 2
np. Cu(NO )2 azotan(V)miedzi (II), ZnCl chlorek cynku
3 2
b) odczyn zasadowy mają wodne roztwory soli słabych kwasów, np. H S, H CO
2 2 3
i mocnych zasad, np. KOH, Ba(OH) :
2
np. BaS siarczek baru, K CO węglan potasu
2 3
c) odczyn obojętny mają wodne roztwory soli słabych kwasów, np. H SO , CH COOH
2 3 3
i słabych zasad, np. Sn(OH) , Pb(OH) :
2 2
np. SnSO siarczan (IV) cyny (II)(CH COO) Pb octan ołowiu (II)
3 3 2
Zadanie 7
Napisz w formie jonowej i jonowej skróconej równania reakcji hydrolizy podanych soli.
Określ odczyn ich wodnych roztworów:
a) siarczan(VI) glinu,
b) azotan(III) sodu,
c) siarczan(IV) amonu,
d) węglan potasu,
e) chlorek żelaza(II).
Rozwiązanie:
a) Zapis jonowy reakcji hydrolizy siarczanu(VI) glinu:
2 2
2Al3+ + 3SO + 6H O 6H+ + 3SO + 2Al(OH)
4 2 4 3
20
W jonowym zapisie równania zwracamy szczególną uwagę na ilość moli jonów
powstających w wyniku dysocjacji mocnych elektrolitów:
1 mol Al (SO ) w roztworze wodnym dysocjuje na 2 mole jonów Al3+ i 3 mole jonów
2 4 3
2
SO , których powstają 3 mole cząsteczek H SO . Dysocjują one tworząc 6 moli jonów H+
4 2 4
2 2
i 3 mole jonów SO . Powtarzające się po obu stronach równania jony 3 mole jonów SO
4 4
pomijamy i otrzymujemy:
2Al3+ + 6H O 6H+ + 2Al(OH)
2 3
Powstały nadmiar jonów H+ powoduje odczyn kwasowy roztworu.
b) Zapis jonowy reakcji hydrolizy azotanu(III) sodu:
Na+ + NO + H O HNO + Na+ + OH
2 2 2
Jony, które nie biorą udziału w reakcji (powtarzają się po obu stronach równania)
pomijamy i otrzymujemy zapis jonowy skrócony równania:
NO + H O HNO + OH
2 2 2
Powstały nadmiar jonów OH powoduje odczyn zasadowy roztworu.
c) Zapis jonowy reakcji hydrolizy siarczanu(IV) amonu:
+
2NH + SO + 2H O H SO + 2NH H O
4 2 2 2 3 3 2
Roztwór ma odczyn obojętny.
d) Zapis jonowy reakcji hydrolizy węglanu potasu:
2
2K+ + CO + 2H O 2K+ + 2OH + H CO
3 2 2 3
Powtarzające się po obu stronach równania jony K+ pomijamy w równaniu
i otrzymujemy zapis jonowy skrócony:
2
CO + 2H O 2OH + H CO
3 2 2 3
Powstały nadmiar jonów 2OH powoduje odczyn zasadowy roztworu.
e) Zapis jonowy reakcji hydrolizy chlorku żelaza(II):
Fe2+ + 2Cl + 2H O Fe(OH) + 2H+ + 2Cl
2 2
Pomijamy w równaniu jony nie biorące udziału w reakcji i otrzymujemy zapis jonowy
skrócony:
Fe2+ + 2H O Fe(OH) + 2H+
2 2
Powstały nadmiar jonów H+ powoduje odczyn kwasowy roztworu.
21
II. Zadania i pytania do samodzielnego wykonania przez studenta
1. Jakie jest pH roztworu, jeżeli:
a) a) [H3O+] = 5,5010 6 mol/l,
b) b) [OH ] = 1,8210 9 mol/l?
2. Jakie jest stężenie jonów H O+ i OH w t = 25 C w roztworach:
3
c) 0,005 molowym roztworze Ba(OH) ,
2
d) 0,055 molowym roztworze KOH?
3. Jakie jest pH:
a) krwi ludzkiej, w której stężenie jonów oksoniowych wynosi 410 8 mol/dm3
b) 0,03 molowego roztworu HC1,
c) 0,05 molowego roztworu KOH.
4. Obliczyć stężenie molowe roztworu wodorotlenku potasu, którego pH = 12.
5. Obliczyć pH roztworu otrzymanego po rozpuszczeniu 0,05 g NaOH w 0,5 dm3 wody.
6. Obliczyć pH i stopień dysocjacji kwasu octowego, CH COOH w jego roztworze o stężeniu
3
0,2 mol/ dm3; stała dysocjacji Kc CH3COOH =1,810-5 .
7. Obliczyć wartość pH roztworu kwasu jednoprotonowego o stężeniu 0,01 mol/dm3, wiedząc,
że stała dysocjacji tego kwasu wynosi K = 5,010 3.
a
8. Określ odczyn następujących soli. Napisz cząsteczkowe równania reakcji hydrolizy dla
dwóch wybranych soli:
a) AgNO ,
3
b) K S,
2
c) (NH ) CO ,
4 2 3
d) CuS.
9. Napisz reakcję hydrolizy (cząsteczkową, jonową i jonową skróconą), określ rodzaj
hydrolizy; podaj odczyn roztworu następujących soli:
a) Azotan (V) baru,
b) Azotan (V) ołowiu (II).
10. Wodny roztwór NaHCO wykazuje słabszy odczyn zasadowy niż roztwór Na CO o tym
3 2 3
samym stężeniu. Wyjaśnij to zjawisko układając odpowiednie równania.
22
Wyszukiwarka
Podobne podstrony:
06 Reakcje utleniania i redukcji w roztworach& 02 2015German Top 100 Single Charts 02 02 2015 (2015) TracklistaDysocjacja jonowa (elektrolityczna), pH roztworów(f) cwiczenie 3 (woda 14 2015)?aGerman Top 100 Single Charts 09 02 2015 (2015) Tracklista02 Szybkosc i kataliza 02 2015Kontor Festival Sounds 2015 02 (2015) TracklistaMegaDance Vol 18 (08 02 2015) Tracklistaustawa o przeciwdziałaniu przemocy w rodzinie 27,02,2015pytania egzamin 06 02 201523 WARTOŚĆ pH ROZTWORÓW WODNYCHUS Billboard Top 100 Single Charts 21 02 2015 (2015) Tracklistawięcej podobnych podstron