PRAKTIKUM Z CHEMII OGÓLNEJ

Transkrypt

1 PRAKTIKUM Z CHEMII OGÓLNEJ Dwiczenia laboratoryjne dla studentów I roku kierunku Zastosowania fizyki w biologii i medycynie Biofizyka molekularna Projektowanie molekularne i bioinformatyka Optyka okularowa Dwiczenie 1 ( ) Właściwości roztworów buforowych Potencjometryczne pomiary ph Osoby prowadzące: mgr Joanna Kowalska, mgr Joanna Krasowska, mgr Dorota Kubacka, dr Elżbieta Bojarska Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

2 Regulamin pracowni i zasady zaliczania W ramach Praktikum z chemii ogólnej należy zaliczyd 5 dwiczeo. W przypadku nieobecności należy dwiczenie wykonad w terminie dodatkowym. Przewidziane są 2 terminy dodatkowe: w godz oraz w godz Wszystkich uczestników pracowni obowiązuje znajomośd zasad BHP w laboratorium chemicznym i zasad udzielania pierwszej pomocy oraz regulaminu pracowni (szczegółowe informacje na pierwszych zajęciach) Na dwiczenia należy przychodzid punktualnie i kooczyd je o wyznaczonej godzinie (każda pracownia trwa 3 godziny zegarowe) Warunkiem przystąpienia do części doświadczalnej jest zaliczenie sprawdzianu wejściowego. Wymagane zagadnienia będą podawane w instrukcji do każdego dwiczenia. Praca w laboratorium odbywa się o odzieży ochronnej (obowiązkowo), okularach oraz rękawiczkach (w przypadku pracy z substancjami żrącymi). Każdy student ma obowiązek posiadad własny fartuch i przynosid go na każdą pracownię. Okulary ochronne oraz rękawiczki jednorazowe będą dostępne na pracowni. W trakcie wykonywania dwiczenia należy prowadzid notatki. Dwiczenia wykonywane będą pojedynczo lub w grupach 2-osobowych, ale opis dwiczenia każdy student przygotowuje indywidualnie. Opis należy dostarczyd w terminie 1 tygodnia od daty wykonania dwiczenia. Warunkiem zaliczenia każdego dwiczenia jest zaliczenie sprawdzianu wejściowego, wykonanie zadao zgodnie z instrukcją i poleceniami osoby prowadzącej oraz przygotowanie opisu. Każda częśd jest osobno punktowana. Ocena koocowa za dwiczenie zależy od ilości zdobytych punktów. Studenci obowiązani są do przestrzegania porządku i czystości na stołach laboratoryjnych, w szafkach, szufladach i lodówkach. Po zakooczeniu pracy należy umyd naczynia używane w czasie wykonywania dwiczenia i zostawid porządek na stole laboratoryjnym. Nieprzestrzeganie obowiązujących zasad BHP oraz regulaminu może spowodowad usunięcie studenta z pracowni.

3 Roztwory elektrolitów Wstęp teoretyczny Cząsteczki elektrolitów ulegają pod wpływem rozpuszczalnika rozpadowi na jony. Proces ten nazywa się dysocjacją elektrolityczną i jest opisywany za pomocą stopnia dysocjacji (α), zdefiniowanego jako stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych (N α ) do ilości cząsteczek wprowadzonych do roztworu (N) Stopieo dysocjacji zależy od rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, stężenia oraz obecności innych substancji w roztworze. Elektrolity mocne są w znacznym stopniu zdysocjowane (α >90%). Elektrolitami mocnymi są wszystkie dobrze rozpuszczalne sole oraz kwasy i zasady, w których przeważa jonowy charakter wiązania. W roztworach słabych elektrolitów (słabych kwasów HA i słabych zasad B), których dysocjacja przebiega wg równania HA + H 2 O H 3 O + + A B + H 2 O BH +OH znajdują się zarówno jony jak i cząsteczki niezdysocjowane. Proces dysocjacji słabego kwasu czy słabej zasady opisywany jest ilościowo za pomocą stałej dysocjacji K a Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

4 W roztworze słabego kwasu HA o stężeniu początkowym c, zdysocjowanego w stopniu α, powstaje cα jonów H 3 O + i tyle samo anionów A. Różnica c cα określa ilośd kwasu niezdysocjowanego. Po podstawieniu tych wartości do równania na stałą równowagi otrzymuje się zależnośd Aktywnośd elektrolitów W wodnych roztworach mocnych elektrolitów zachodzi szereg procesów (takich jak przyciąganie jonów różnoimiennych, tworzenie się par i trójek jonowych, hydratacja), które powodują, że roztwory te zachowują się tak, jakby ich stężenia były mniejsze od rzeczywistych. To zmniejszone, efektywne stężenie jonów w roztworze określa się aktywnością gdzie c i oznacza stężenie molowe i-tego jonu, f i współczynnik aktywności. Wartośd aktywności zależy od stężenia elektrolitu. W miarę rozcieoczania roztworu wartośd aktywności zbliża się do wartości stężenia. W roztworze nieskooczenie rozcieoczonym obie wartości są sobie równe. Aktywnośd określonego typu jonów zależy od obecności wszystkich jonów powstających w wyniku dysocjacji elektrolitu. Wielkością, która charakteryzuje oddziaływania jonowe w roztworach elektrolitów jest siła jonowa gdzie c i oznacza stężenie molowe i-tego jonu, a z jego ładunek. Wartośd współczynnika aktywności dla określonego jonu oblicza się ze wzoru Debye a-hückla w którym A i B oznaczają stałe zależne od temperatury i właściwości rozpuszczalnika, a d odpowiada średnicy uwodnionego jonu. Na podstawie pomiarów fizykochemicznych prowadzonych dla roztworów elektrolitów (potencjały redoks, przewodnictwo), można wyznaczyd jedynie średni współczynnik aktywności elektrolitu, związany z aktywnościami różnych jonów obecnych w roztworze.

5 Teorie kwasów i zasad Teoria Arrheniusa Według teorii Arrheniusa kwasy to substancje, które w roztworach wodnych odszczepiają jon wodorowy HA H + + A Zasadami natomiast są substancje odszczepiające jon wodorotlenowy BOH B + + OH Teoria Arrheniusa dobrze tłumaczy zachowanie kwasów i zasad w roztworach wodnych, zawodzi jednak w przypadku procesów hydrolizy obojętnych soli. Nie tłumaczy również zachowania niektórych związków w roztworach niewodnych. Przykładem jest mocznik, który w wodzie nie wykazuje cech kwasu ani zasady, natomiast w ciekłym amoniaku zachowuje się jak kwas. Teoria Lowry ego-brönsteda Podstawowym założeniem teorii Lowry ego-brönsteda jest to, że proces dysocjacji polega nie tylko na rozpadzie substancji na jony, ale również na reakcji z cząsteczkami rozpuszczalnika. Jon wodorowy powstający w wyniku dysocjacji kwasu jest w rzeczywistości hydratowany. Zachowanie się kwasów w wodzie polega zatem na przekazaniu protonu do cząsteczki wody. HA + H 2 O H 3 O + + A W teorii protonowej Lowry ego-brönsteda kwasem jest substancja zdolna do oddawania protonów (donor protonów), a zasadą substancja zdolna do przyłączenia protonów (akceptor protonów). W wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sprzężona z nimi para zasada/kwas HCl(kwas1) + H 2 O(zasada1) Cl (zasada2) + H 3 O + (kwas2) Mocny kwas wykazuje silne tendencje do oddawania protonów, a sprzężona z nim zasada posiada słabe właściwości protonoakceptorowe (mocny kwas jest sprzężony ze słabą zasadą). Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

6 Teoria Lewisa Kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej, a zasadą donor pary elektronowej. Każdy kwas wg teorii Lowry ego-brönsteda jest zarazem kwasem Lewisa, to samo dotyczy zasad. Teoria Lewisa rozszerza jednak pojęcie kwasu i zasady na związki, których poprzednie teorie nie uwzględniały, np. cząsteczki nie zawierające protonów: BF 3, SO 3, AlCl 3. Mogą one tworzyd połączenia z donorami par elektronowych: H 2 O, NH 3, aniony reszt kwasowych. H + (kwas) + NH 3 (zasada) NH 4 + Roztwory buforowe BF 3 (kwas) + F (zasada) BF 4 Roztworami buforowymi nazywamy roztwory zawierające sprzężony układ kwas/zasada, o wysokich stężeniach początkowych (0.2-1 mol/dm 3 ). Roztwory buforowe mają zdolnośd utrzymywania prawie stałej wartości ph przy rozcieoczaniu oraz dodawaniu niewielkiej ilości stężonego kwasu czy zasady. Stan równowagi pomiędzy kwasem i zasadą w układzie buforującym jest określony stałą dysocjacji słabego kwasu HA Roztwór buforowy otrzymuje się przez zmieszanie słabego kwasu HA i sprzężonej z nim zasady A o stężeniach odpowiednio c HA oraz c A. Po podstawieniu do wzoru na stałą dysocjacji można obliczyd ph roztworu buforowego Utrzymywanie stałego ph roztworów buforowych obserwuje się tylko w pewnych granicach. Ilościową miarą zdolności roztworu buforowego do przeciwdziałania zmianie ph w wyniku dodania mocnego kwasu czy zasady jest jego pojemnośd buforowa określona jako stosunek dodanej ilości kwasu lub zasady (w molach) do zmiany ph Pojemnośd buforowa zależy od wyjściowych stężeo składników. Znaczne rozcieoczanie roztworu buforowego, chociaż nie wpływa istotnie na zmianę jego ph, jest niekorzystne ze względu na zmniejszanie pojemności buforowej.

7 Pomiary ph roztworów W celu dokładnego określenia ph roztworów wykorzystuje się pomiary potencjometryczne wykonywane za pomocą ph-metrów. Wartośd ph określa się na podstawie pomiaru SEM ogniwa zbudowanego z dwóch elektrod, z których jedna jest wrażliwa na stężenie jonów wodorowych. Najczęściej do pomiarów ph używa się elektrody szklanej w kształcie rurki ze szkła zakooczonej kulistą, cienką membraną szklaną. Wewnątrz elektrody szklanej znajduje się drut srebrny pokryty warstwa AgCl, zanurzony w 0,1 M roztworze HCl. Potencjał półogniwa wewnętrznego (Ag AgCl HCl jest stały (0,222V). Zmiany potencjału elektrody szklanej wynikają ze zmian potencjału na granicy faz roztworu i membrany szklanej. Powierzchniowa warstwa membrany szklanej ulega hydratacji w kontakcie z roztworem. Przebiegają w niej procesy wymiany jonowej między szkłem a roztworem oraz dyfuzja jonów wodorowych wewnątrz hydratowej części membrany. Elektrodą odniesienia jest najczęściej elektroda kalomelowa lub chlorosrebrowa. Budowa tej drugiej jest taka sama jak półogniwa wewnętrznego elektrody szklanej. Schemat budowy elektrody do pomiarów ph SEM ogniwa złożonego z elektrody wskaźnikowej i elektrody odniesienia jest równe różnicy potencjałów obu elektrod Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

8 gdzie E 0 oznacza potencjał standardowy elektrody, aktywnośd jonów wodorowych, z liczbę elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej, R stałą gazową, F stałą Faradaya, T temperaturę bezwzględną. Reakcje hydrolizy Reakcje hydrolizy są to reakcje między cząsteczkami wody a jonami powstałymi w wyniku dysocjacji soli. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Wyróżnia się 3 typy reakcji hydrolizy: kationową, anionową i kationowo-anionową. Hydrolizie kationowej ulegają sole mocnych kwasów i słabych zasad (odczyn roztworu kwaśny) Me + + 2H 2 O MeOH + H 3 O + NH 4 Cl NH Cl NH H 2 O NH 4 OH + H 3 O + Hydrolizie anionowej ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad (odczyn roztworu zasadowy) R + H 2 O HR + OH CH 3 COONa CH 3 COO + Na + CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH Hydrolizie kationowo-anionowej ulegają sole słabych kwasów i słabych zasad (odczyn zależy od stałych dysocjacji kwasu i zasady) Me + + R + H 2 O MeOH + HR AlClO 3 Al ClO Al ClO + 3 H 2 O Al(OH) 3 + 3HClO Cel dwiczenia Częśd doświadczalna Przygotowanie roztworów buforowych, pomiary ph, obliczanie siły jonowej roztworów oraz współczynników aktywności jonów.

9 Zagadnienia do przygotowania Dysocjacja elektrolityczna, stała i stopieo dysocjacji, elektrolity mocne i słabe, iloczyn jonowy wody, siła jonowa roztworu, aktywnośd jonów, teorie kwasów i zasad, definicja ph, obliczanie ph roztworów kwasów i zasad, potencjometryczny pomiar ph, budowa i zasada działania elektrody szklanej. Odczynniki Słabe kwasy: CH 3 COOH (roztwór o stężeniu 1 mol/dm 3 ), Hepes (substancja stała) Zasady: NaOH (roztwór o stężeniu 1 mol/dm 3 ) Sole: NaCl, CH 3 COONa, HCOONH 4, NaBO 2, NH 4 Cl, NaHCO 3, Na 2 CO 3, K 2 HPO 4, KH 2 PO 4 Inne związki: mocznik, imidazol Przygotowanie roztworów 250 cm 3 roztworu CH 3 COOH, CH 3 COONa, NaHCO 3, Na 2 CO 3, K 2 HPO 4, KH 2 PO 4 oraz Hepes o stężeniu 0,05 mol/dm cm 3 roztworu HCOONH 4 o stężeniu 0,1 mol/dm cm 3 roztworu NaBO 2 o stężeniu 0,1 mol/dm cm 3 roztworu NH 4 Cl o stężeniu 0,1 mol/dm 3 Przygotowanie ph-metru Przed wykonaniem pomiarów należy dokonad kalibracji ph-metru, zgodnie z instrukcją lub wskazówkami osoby prowadzącej dwiczenie. Przed każdym zanurzeniem elektrody do roztworu kalibracyjnego lub roztworu badanego, elektrodę należy opłukad wodą destylowaną i osuszyd bibułą filtracyjną. W czasie wykonywania pomiarów potencjometrycznych należy zwracad uwagę, aby nie uszkodzid membrany szklanej (nie dotykad nią dna ani ścianek naczynia). Szczególną ostrożnośd należy zachowad przy uruchamianiu mieszadła w naczyniu, w którym zanurzona jest elektroda. Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego

10 Wykonanie dwiczenia Literatura Przygotowad bufor octanowy przez zmieszanie roztworu CH 3 COOH i roztworu CH 3 COONa (bufor węglanowy przez zmieszanie NaHCO 3 i Na 2 CO 3, bufor fosforanowy przez zmieszanie K 2 HPO 4 i KH 2 PO 4 ). Wykonad pomiary ph. Otrzymane z pomiarów potencjometrycznych wyniki porównad z obliczonmi wartościami ph. Rozcieoczyd bufory 10-krotnie. Zmierzyd ph. Do 50 ml buforu octanowego (węglanowego, fosforanowego) dodad 5 ml 1 M HCl. Zmierzyd ph. Taką samą ilośd kwasu dodad do 50 ml wody destylowanej i zmierzyd ph. Przygotowad roztwór buforowy Hepes o ph 7.5, przez dodawanie porcjami 1 M roztworu NaOH. Do kolby miarowej o pojemności 100 ml wsypad 0,1 mola stałego NaCl (mocznika, imidazolu) i uzupełnid buforem Hepes. Ponownie zmierzyd ph. Obliczyd siłę jonową buforu z NaCl, wyznaczyd współczynnik aktywności jonów wodorowych. Zmierzyd ph roztworów soli: HCOONH 4, NaBO 2, NH 4 Cl. Napisad reakcje hydrolizy. J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna, Wydawnictwo Naukowe PWN J. Cygaoski, Podstawy metod elektroanalitycznych, Wydawnictwo WNT L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna cząsteczki, materia, reakcje, Wydawnictwo Naukowe PWN