Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Transkrypt

1 Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe Część teoretyczna Analiza chemiczna dzieli się na analizę jakościową i analizę ilościową. Analiza jakościowa ma za zadanie określenie jakościowego składu badanej substancji tj. ustalenie z jakich pierwiastków, grup funkcyjnych lub związków chemicznych składa się dana substancja. Analiza ilościowa określa w jakich stosunkach ilościowych poszczególne składniki (pierwiastki i związki chemiczne) znajdują się w badanej substancji. Metody analizy ilościowej dzieli się na chemiczne i instrumentalne. Metody chemiczne, jako starsze zwane klasycznymi, obejmują metody wagowe i metody miareczkowe. Do metod chemicznych moŝna zaliczyć równieŝ metody spektrofotometryczne, ze względu na udział w nich reakcji chemicznych. Metody wagowe polegają na oznaczaniu składnika na podstawie masy trudno rozpuszczalnego związku tego składnika, strąconego z roztworu i odpowiednio wysuszonego lub wypraŝonego. W metodach miareczkowych zawartość składnika oznaczanego oblicza się z liczby mililitrów titranta (o znanym stęŝeniu tzw. roztwór mianowany), dodawanego z biurety do roztworu analitu do osiągnięcia punktu równowaŝnikowego. W punkcie równowaŝnikowym oznaczany składnik przereagował ilościowo (stechiometrycznie) z roztworem titranta. Metody analizy miareczkowej są dokładne i umoŝliwiają ustalenie wyniku z dokładnością do 0.1%, odznaczają się prostotą aparatury, szybkością wykonania. W analizie miareczkowej istnieje moŝliwość zastosowania reakcji kilku typów muszą spełniać następujące warunki: a) reakcja odczynnika z badaną substancją powinna przebiegać stechiometrycznie i do końca, b) przebiegać moŝliwie szybko, c) w pobliŝu punktu równowaŝnikowego (PR) powinna w sposób widoczny zmieniać którąś z właściwości miareczkowanego roztworu, d) dobranie wskaźnika (indykatora) wskazującego punkt PR dla danego oznaczenia. Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach reakcji chemicznych: a) alkacymetryczne reakcje kwasowo-zasadowe (alkalimetria i acydymetria), b) kompleksometryczne reakcje kompleksowania, 1

2 c) redoksymetryczne reakcje utlenienia i redukcji (oksydymetria i reduktometria), d) analiza strąceniowa do oznaczania substancji trudno rozpuszczalnych. W analizie miareczkowej stosuje się przede wszystkim środowisko wodne. W wielu przypadkach stosuje się metody miareczkowe do oznaczeń w środowiskach niewodnych lub mieszanych. Oznaczając daną substancję w roztworze trzeba znaleźć odpowiedni czynnik reagujący z nią w sposób stechiometryczny (ilościowo i bez reakcji ubocznych) i dostatecznie szybko. Punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem, nazywa się punktem równowaŝnikowym (PR) miareczkowania. Istnieją róŝne metody pozwalające ustalić ten punkt. Tak wyznaczony doświadczalnie punkt nazywa się punktem końcowym (PK) miareczkowania. NaleŜy starać się, aby PK = PR, wtedy bowiem miareczkowanie pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu. Punkt końcowy miareczkowania określa się wizualnie, korzystając z barwnych wskaźników albo metodami instrumentalnymi. 1. ALKACYMETRIA Alkacymetria obejmuje alkalimetrię, tj. oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady, oraz acydymetrię, tj. oznaczanie zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu. Metody alkalimetryczne i acydymetryczne nazywa się równieŝ metodami zobojętniania w wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i woda. Metody alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania kwasów i zasad nieorganicznych jak i organicznych. Zastosowanie miareczkowania alkacymetrycznego w środowiskach niewodnych znacznie poszerzyło moŝliwości tej metody do oznaczania związków organicznych. Są one na ogół lepiej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, poprzez dobór odpowiedniego rozpuszczalnika moŝna uzyskać większą względną kwasowość lub zasadowość. W praktyce w alkacymetrii wyróŝnia się trzy typy miareczkowania: - miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad, - miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad, - miareczkowanie mieszanin kwasów (zasad) o róŝnej mocy. We wszystkich przypadkach odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest roztwór mocnej zasady albo mocnego kwasu (w praktyce analitycznej nie stosuje się miareczkowania roztworami słabych kwasów lub zasad). 2

3 MIARECZKOWANIE MOCNEGO KWASU (ZASADY) MOCNĄ ZASADĄ (KWASEM) Mocne kwasy i zasady są całkowicie zdysocjowane, a więc stęŝenie jonów H + (protonów) jest równe stęŝeniu grup OH - (wodorotlenowych). Przykładowo omówiono miareczkowanie roztworu kwasu solnego o stęŝeniu 1 mol/ dm 3 roztworem wodorotlenku sodu (I) o takim samym stęŝeniu. JeŜeli do roztworu kwasu będziemy dodawać roztwór wodorotlenku, to ph początkowo zmienia się bardzo mało, poniewaŝ dodawane do roztworu jony OH - łączą się z jonami H + tworząc niezdysocjowane cząsteczki wody. W chwili gdy ilość dodawanej zasady jest prawie równa ilości kwasu wówczas ph roztworu zmienia się gwałtownie. Spowodowane jest to zmniejszeniem stęŝenia wolnych jonów H +, które mogą utworzyć cząsteczki wody z jonami OH -, jednocześnie pojawia się większe stęŝenie wolnych jonów wodorotlenowych. Dodanie kaŝdej następnej kropli roztworu zasady powoduje coraz gwałtowniejszą zmianę ph roztworu. Zmiana wartości ph po dodaniu jednej kropli roztworu titranta, następująca w pobliŝu punktu równowaŝnikowego (PR) reakcji miareczkowania nazwana została skokiem miareczkowania. Wielkość tego skoku zaleŝy od stęŝenia substancji reagujących jest on większy, gdy miareczkuje się jednomolowy roztwór kwasu solnego jednomolowym roztworem zasady, niŝ w przypadku bardziej rozcieńczonych roztworów. Zmiany ph moŝna przedstawić graficznie za pomocą wykresu: na osi x oznacza się ilość zuŝytego roztworu mianowanego w ml, na osi y- ph. Otrzymany wykres nazywa się krzywą miareczkowania, którą przedstawiono na rysunku 1. Na krzywej tej występuje punkt przegięcia (PR) o stycznej równoległej do osi ph i przez dłuŝszy czas jest zbieŝna ze styczną. Dla uchwycenia punktu równowaŝnikowego moŝna stosować oranŝ metylowy jak i fenolotaleinę. Rys. 1 Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. 3

4 Krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem jest podobna do krzywej na rysunku 1, ale rozpoczyna się przy ph w granicach 12, punkt PR znajduje się w granicach ph 7. MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU MOCNĄ ZASADĄ Do zobojętnienia roztworu słabego kwasu mocną zasadą krzywa miareczkowania będzie miała przebieg jak na rysunku 2. Wartość początkowa ph jest wyŝsza niŝ w przypadku miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Punkt K, któremu odpowiada połowiczne zobojętnienie, jest punktem przegięcia krzywej. Styczna do niej w tym punkcie ma najmniejsze nachylenie. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia krzywej (PR) o stycznej równoległej do osi ph. Krzywa odchyla się znacznie szybciej od stycznej w punkcie przegięcia, czyli skok wartości ph w pobliŝu punktu równowaŝnikowego jest stosunkowo niewielki. Punkt przegięcia odpowiada ph > 7. Wskaźnikiem, który moŝna zastosować jest fenoloftaleina. Rys. 2 Krzywa miareczkowania słaby kwas mocną zasadą. MIARECZKOWANIE SŁABEJ ZASADY MOCNYM KWASEM Do roztworu słabej zasady dodawać będziemy roztwór mocnego kwasu. W punkcie K, odpowiadającemu połowicznemu zobojętnieniu mamy punkt przegięcia o rzędnej równej 14 pk z. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia PR dla ph < 7. Wskaźnikiem uŝywanym jest czerwień metylowa. 4

5 Rys.3 Krzywa miareczkowania słaba zasada mocny kwas MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU SŁABĄ ZASADĄ Gdy moc kwasu jest porównywalna z mocą zasady, to zobojętnienie zachodzi przy ph bliskim 7. W takich przypadkach krzywa odchyla się od swej stycznej w punkcie przegięcia, nachylonej względem osi ph. NaleŜy dobrać wskaźnik w obszarze zmiany barwy bliski ph= 7. Rys.4 Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą 2. DEFINICJA ph Czysta woda źle przewodzi prąd elektryczny, choć wykazuje znikomą przewodność. Woda jest zatem słabym elektrolitem, który ulega w minimalnym stopniu ulega dysocjacji H 2 O H + + OH - Proces dysocjacji wody polega, na oddziaływaniu ujemnym biegunem jednej cząsteczki wody na drugą powodując jej rozpad. Proton zostaje związany przez wolne elektrony tlenu i powstaje jon hydroniowy H 3 O + H + + H O H [H 3 O] + Dysocjacja wody (autodysocjacja) przebiega więc w rzeczywistej reakcji: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - 5

6 Równowagę między jonami H 3 O + i OH - a niezdysocjowaną cząsteczką wody moŝna wyrazić za pomocą stałej dysocjacji wody + [ H3O ][ OH K = 2 [ H O] gdzie [ ] oznacza stęŝenie. W równaniu stęŝenie wody moŝe być uwaŝane za wartość stałą, poniewaŝ liczba cząsteczek zdysocjowanych jest niewielka w stosunku do ogólnej liczby cząsteczek wody. Zatem iloczyn K [H 2 O] 2 = K w jest wielkością stałą i zwany jest iloczynem jonowym wody. K w = K [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH - ] 2 ] W temperaturze 25 C (298K) dla czystej wody stęŝenie jonów hydroniowych jest równe stęŝeniu jonów wodorotlenowych i wynosi [H 3 O + ] = [OH - ] = mol/ dm 3 stąd K w = [H 3 O + ] [OH - ] = mol/ dm 3 Miarą kwasowości roztworu wodnego jest stęŝenie jonów wodorowych. Dla wszystkich roztworów obojętnych [H 3 O + ] = 10-7 mol/dm 3, kwaśnych [H 3 O + ] > 10-7 mol/dm 3, a zasadowych [H 3 O + ] < 10-7 mol/dm 3. Dodanie jakiegokolwiek kwasu doprowadza do zwiększenia stęŝenia jonów wodorowych, a równocześnie ulega zmniejszeniu stęŝenie jonów wodorotlenowych, część z nich łączy się z jonami H + w niezdysocjowane cząsteczki wody. Analogicznie dodanie zasady zwiększa stęŝenie jonów OH - i zmniejsza stęŝenie jonów wodorowych. Wartość iloczynu jonowego wody pozostaje w obu przypadkach nie zmieniona (przy załoŝeniu stałości temperatury). Posługiwanie się tak małymi stęŝeniami jest niewygodne. W 1909 r. Sörensen zaproponował posługiwanie się tzw. wykładnikiem stęŝenia jonów wodorowych, zwanym ph czyli ujemny logarytm dziesiętny ze stęŝenia jonów wodorowych. ph = - log [H + ] lub ph = - log [H 3 O + ] analogicznie poh = - log [OH - ] Logarytmując obie strony iloczynu jonowego wody otrzymujemy zaleŝność w postaci ph + poh = 14 Skala ph obejmuje roztwory od ph = 0 ([H + ] = 1 mol/dm 3 ) do roztworów zasadowych o 6

7 ph = 14 ([H + ] = mol/dm 3 ): ph < 7 roztwory kwaśne ph = 7 - roztwory obojętne ph > 7 roztwory zasadowe. Dla roztworów mocnych kwasów i zasad skala ph moŝe sięgać poza podane granice 0 i POMIAR ph ROZTWORÓW Wartość ph badanego roztworu moŝna oznaczać kolorymetrycznie za pomocą wskaźników (zwane równieŝ indykatorami), metodą potencjometryczną (pomiar zmiany potencjału roztworu miareczkowanego) lub dokładniej pomiar pehametrem (pomiar ph roztworu za pomocą elektrody szklanej). WSKAŹNIKI Wskaźnikami ph są substancje ulegające przemianom lub modyfikacjom strukturalnym w pewnym obszarze stęŝenia jonów wodorowych. Wskaźnikami takimi są najczęściej związki organiczne (słabe kwasy lub zasady), które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji kwasowej lub zasadowej (tworzą układy sprzęŝone kwas zasada) i są słabymi elektrolitami. Z przemianami najczęściej związana jest zmiana barwy wskaźnika. Wskaźniki moŝna podzielić na dwa podstawowe rodzaje: - wskaźniki dwubarwne oba człony układu kwas zasada są barwne (np. oranŝ metylowy), - wskaźniki jednobarwne tylko jeden człon układu jest zabarwiony (np. fenoloftaleina). Wskaźniki jednobarwne i dwubarwne stosuje się same lub w mieszaninie z obojętnym barwnikiem, na którego tle zmiana barwy właściwego wskaźnika jest łatwiej zauwaŝalna są to wskaźniki mieszane. Stosuje się teŝ mieszaniny wskaźników, które zmieniają barwę stopniowo w szerokim zakresie ph. Są to wskaźniki uniwersalne, pozwalające szybko orientacyjnie określać ph. Zaopatrzone są one w skalę barw odpowiadającym określonym wartościom ph. Wskaźniki stosuje się w celu wizualnego (kolorymetrycznego) uchwycenia punktu zobojętnienia reagujących ze sobą substancji. Wskaźniki stosuje się w postaci roztworów wodnych lub etanolowych oraz w postaci papierków wskaźnikowych. Są to wąskie paski 7

8 bibuły nasycone roztworem wskaźnika. Do wskaźników dołączona jest skala barw, jakie przybiera papierek w zaleŝności od ph roztworu. Po zanurzeniu papierka do badanego roztworu lub zwilŝeniu kroplą roztworu badanego, papierek zabarwia się na kolor odpowiadający ph tego roztworu. Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące warunki: - zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną, - zmiana barwy musi następować w wąskim zakresie ph, przy czym zakres ten musi obejmować stan stechiometrycznego (całkowitego) zobojętnienia reagujących substancji. Znając zakres ph, przy którym wskaźnik zmienia barwę moŝna dobrać odpowiedni wskaźnik dla odpowiedniego układu kwas zasada. W tabeli podano kilka najczęściej stosowanych wskaźników. ZaleŜności barwy wskaźnika od ph roztworu Wskaźnik Obszar zmiany Roztwór wskaźnika Barwa w roztworze barwy ph % rozpuszczalnik kwaśnym zasadowym Błękit tymolowy woda czerwona Ŝółta OranŜ metylowy B woda czerwona pomarańczowa Zieleń bromokrezolowa woda Ŝółta niebieska Błękit bromotymolowy woda Ŝółta niebieska Czerwień krezolowa A woda Ŝółta czerwona Fenoloftaleina % alkohol bezbarwna czerwona Błękit Nilu woda niebieska czerwona Tropeolina OA woda Ŝółta brązowopomarańczowa 8

9 POMIAR ph Kroplę badanego roztworu nanosi się na papierek wskaźnikowy nasycony jednym z barwnych wskaźników lub ich mieszaniną. Po zaobserwowaniu zmiany zabarwienia porównuje się otrzymaną barwę ze skalą barw podaną w jednostkach ph. Dokładniejszą metodą oznaczania kwasowości roztworów jest metoda potencjometryczna, oparta na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa E ogn utworzonego z elektrody pomiarowa (odwracalna względem jonów wodorowych) i elektrody porównawczej. Najczęściej stosowane jako elektrody pomiarowe są: elektroda wodorowa, chinhydronowa, elektrody tlenkowe (np. antymonowa) oraz elektroda szklana. Elektrodę porównawczą stanowi najczęściej nasycona elektroda kalomelowa (NEK). Elektroda szklana utworzona jest z rurki szklanej, zakończonej u dołu cienkościenną banieczką. Wewnątrz elektrody znajduje się elektroda chlorosrebrowa zanurzona w roztworze chlorku(i) potasu (I) lub w kwasie solnym. Pomiar polega na zanurzeniu elektrody w roztworze wraz z odpowiednią elektrodą porównawczą, np. z kalomelową według schematu: Ag, AgCl, KCl aq szkło roztwór badany lub wzorcowy KCl aq, Hg 2 Cl 2, Hg Elektroda szklana Elektroda kalomelowa W ściance szklanej, po obu jej stronach powstają warstwy hydratowane. JeŜeli stęŝenie jonów wodorowych w roztworach po obu stronach bańki szklanej są róŝne, to ustala się odpowiedni gradient potencjału. Zmienia się on w zaleŝności od zmian stęŝenia jonów H + w jednym z roztworów. Działanie elektrody szklanej tłumaczy się tendencją jonów wodorowych do zastępowania niektórych jonów zdeformowanej siatki krystalicznej szkła i obsadzania wolnych miejsc tej siatki. Nie ma jednak przechodzenia jonów z jednej strony na drugą stronę ścianki szklanej. Potencjał elektrody zaleŝy od ustalającej się równowagi pomiędzy jonami wodoru znajdującymi się w siatce szkła i jonami wodorowymi H + w roztworze. Zmieniając roztwór, w którym zanurzona jest elektroda szklana, zmienia się tylko potencjał na granicy faz szkło roztwór badany. Dla jonów wodorowych spełnione jest równanie: o RT o + Ew = EH + ln c + = EH log[ H ] dla temperatury 25 C. H F Dla elektrody wodorowej przyjęto, Ŝe zapisać następująco: o E H = 0 i wiadomo, Ŝe log [H + ] = ph równanie moŝna 9

10 E w = ph Elektroda szklana nadaje się do pomiaru ph w granicach od 0 do 8.5 lub nawet 0 11, w zaleŝności od rodzaju szkła. Do pomiary ph słuŝą elektroniczne przyrządy zwane pehametrami. Potencjometryczny pomiar ph polega na zestawieniu układu zgodnie ze schematem podanym wyŝej, przy czym najpierw dobiera się roztwór wzorcowy o wartości ph zbliŝonej do spodziewanej wartości roztworu badanego i mierzy się SEM takiego układu E ogn wz dla temperatury 25 C (298K) E ognwz = E E = E ph (1) por w gdzie: E ogn wz - SEM badanego ogniwa zawierającego roztwór wzorcowy o znanym ph, E w potencjał elektrody wskaźnikowej (szklanej), E por potencjał elektrody porównawczej (np. kalomelowej), PH wz wartość ph roztworu wzorcowego. por wz Następnie buduje się drugie ogniwo, w którym na miejscu roztworu wzorcowego o znanej wartości ph wprowadza się roztwór badany i wyznacza SEM tego ogniwa: E ognbad = E E = E ph (2) Po odjęciu stronami równania drugiego od pierwszego E ognwz por ognbad w por wz bad E = ph ph bad a po przekształceniach otrzymujemy: ph bad = ph wz E + ognbad E ognwz ROZTWORY BUFOROWE Roztworami buforowymi nazywamy roztwory wykazujące stałe stęŝenie jonów wodorowych (ph), praktycznie niezaleŝne od rozcieńczania roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to mieszaniny słabych kwasów i ich soli z mocną zasadą lub słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem. Przykładowym roztworem buforowym jest bufor octanowy, składający się z wodnego roztworu kwasu octowego i octanu sodu (I). Octan sodowy jest mocnym elektrolitem, więc jest całkowicie zdysocjowany na jony sodu (Na + ) i octanowy (CH 3 COO - ). Kwas octowy 10

11 jest słabym elektrolitem a więc jego cząsteczki w roztworze wodnym są w niewielkim stopniu zdysocjowane. JeŜeli stęŝenie kwasu oznaczymy jako [kwas], a stęŝenie molowe soli [sól]. Kwas dysocjuje zgodnie z równaniem: CH 3 COOH H + + CH 3 COO - stała równowagi wynosi wówczas po przekształceniu otrzymujemy [ K c [ H ] [ CH3COO ] = [ CH COOH ] ] = K + H c + 3 [ CH3COOH ] [ CH COO ] 3 Kwas octowy jest zdysocjowany w małym stopniu, wobec tego moŝna przyjąć, Ŝe stęŝenie części niezdysocjowanej równa się całkowitemu stęŝeniu kwasu [CH 3 COOH] = [kwas]. Podobnie moŝna przyjąć, Ŝe jony octanowe pochodzą tylko z dysocjacji octanu sodowego, czyli ich stęŝenie jest równe stęŝeniu soli [CH 3 COO - ] = [sól]. Wobec tego równanie przyjmie postać: [ H + ] = K c [ kwas] [ sól] Z równania wynika, Ŝe stęŝenie jonów wodorowych zaleŝy od stosunku stęŝeń kwasu i soli, a nie zaleŝy od rozcieńczania roztworu. Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady do roztworu buforowego niewiele zmienia wartość ph tego roztworu. JeŜeli do 1 dm 3 buforu octanowego o stęŝeniu 1 mol/dm 3 dodamy 0.01 mola HCl, to z tym kwasem przereaguje tylko 0.01 mola soli zawartej w tym roztworze zgodnie z równaniem: CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl Po reakcji stęŝenie kwasu octowego wyniesie [kwas] = 1.01 mola a stęŝenie octanu sodu (I) [sól] = 0.99 mola. Zatem [ H ] = K c czyli stęŝenie jonów H + zmieni się tylko o 2.2% JeŜeli tę samą ilość HCl dodamy do czystej wody o ph = 7, to stęŝenie jonów wodorowych wynosiłoby 10-2 czyli ph = 2, zmiana nastąpiła o pięć rzędów wielkości. 11

12 4. HYDROLIZA SOLI Większość roztworów wodnych wykazuje właściwości mocnych elektrolitów, tzn. są całkowicie zdysocjowane na jony. Równocześnie roztwory duŝej części soli wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy. Kwaśny odczyn wykazują roztwory soli powstałych z mocnych kwasów i słabych zasad, odczyn zasadowy roztwory soli mocnych zasad i słabych kwasów. Odczyn słabo zasadowy lub słabo kwaśny roztwory soli słabych kwasów i zasad. Zjawisko to nazywamy reakcją hydrolizy. Hydroliza jest reakcją odwracalną i odwrotną do reakcji zobojętnienia. CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH W prawo przebiega reakcja hydrolizy, a w lewo reakcja zobojętnienia. Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad Przykładem tej grupy soli moŝe być chlorek (I) amonu NH 4 Cl NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl Chlorek amonu ulega całkowitej dysocjacji, gdyŝ jest mocnym elektrolitem. Uwalniające się podczas dysocjacji jony amonowe łączą się z jonami wodorotlenowymi, pochodzącymi z autodysocjacji wody. + NH 4 + Cl - + H + + OH - NH 4 OH + H + +Cl - Powstanie słabego elektrolitu NH 4 OH przesuwa stan równowagi dysocjacji wody w prawo, w wyniku suwania produktu reakcji. Powoduje to dysocjację dalszych cząsteczek wody i łączenie się jonów amonowych (NH + 4 ) z jonami OH -. Uwalniane jony wodorowe (H + ) nie wchodzą w reakcję z jonami chlorkowymi, poniewaŝ HCl jest mocnym elektrolitem. Nagromadzone w nadmiarze jony wodorowe powodują jego kwaśny odczyn. Właściwą reakcję przebiegającą w roztworze jest: NH H 2 O NH 4 OH + H + Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad Hydrolizę tę przedstawia równanie: NaNO 2 + H 2 O HNO 2 + NaOH a jonowo Na + + NO H + + OH - HNO 2 + Na + + OH - 12

13 Jony Na + i OH - nie łączą się ze sobą, poniewaŝ NaOH jest mocnym elektrolitem. Reakcja łączenia się jonów azotanowych (III) z jonami wodorowymi z powstaniem kwasu azotowego (III) powoduje usuwanie jonów H + z roztworu. Wywołuje to dysocjację cząsteczek wody, a jony wodorowe łączą się z jonami NO - 2. Jony wodorotlenowe wywołują zasadowy odczyn roztworu. Reakcję hydrolizy moŝna zapisać: NO H 2 O HNO 2 + OH - Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów W tym przypadku zarówno kation i anion soli reaguje z jonami powstałymi na skutek dysocjacji wody NH H 2 O NH 4 OH + H + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - + sumując: NH 4 + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH Odczyn roztworu tego typu soli zaleŝy od względnej mocy kwasu i zasady. JeŜeli zasada jest słabsza od kwasu, to stęŝenie jonów H + jest nieco większa od stęŝenia jonów OH -, a odczyn słabo kwaśny. W przypadku odwrotnym odczyn jest słabo kwaśny. Gdy kwas i zasada są tej samej mocy np. octan amonu, to wówczas odczyn jest obojętny. Część praktyczna Ćwiczenie 1 Miareczkowanie mocny kwas - mocna zasada ( lub odwrotne) Celem ćwiczenia jest określenie stęŝenia roztworu kwasu lub zasady otrzymanej do miareczkowania. Sprzęt i odczynniki: - biureta szklana o objętości 50 ml, - kolba miarowa o objętości 100 ml, - pipeta szklana o objętości 20 ml, - 3 kolby stoŝkowe o objętości 200 ml, - cylinder miarowy o objętości 100 ml, - zlewka, - lejek, - statyw z łącznikiem, - tryskawka, - roztwór mianowany HCl (lub NaOH) o stęŝeniu 0.1 mol/dm 3, - roztwór wskaźnika (fenoloftaleina lub oranŝ metylowy). 13

14 Opis ćwiczenia: Otrzymany w kolbie miarowej roztwór kwasu (lub zasady), którego stęŝenie będzie oznaczane naleŝy uzupełnić wodą destylowaną do kreski za pomocą tryskawki do tzw. menisku wklęsłego. Roztwór naleŝy wymieszać, aby w kolbie było jednakowe stęŝenie oznaczanej substancji. Z kolby pobiera się 3 próbki za pomocą pipety o objętości 20 ml i przenosi się je do kolb stoŝkowych. Do kaŝdej kolby dodaje się po 3 krople wskaźnika (kwas fenoloftaleina z bezbarwnej na fioletowe, zasada oranŝ metylowy z Ŝółtego na pomarańczowe). Następnie naleŝy przygotować biuretę do miareczkowania. W tym celu do cylindra miarowego nalewa się roztworu mianowanego i za pomocą lejka wlewa się do biurety. Odkręca się kranik i wylewa się do zlewki, celu przepłukania biurety z zanieczyszczeń. Ponownie nalewa się roztwór do biurety powyŝej 0 i spuszczając ustawia się menisk wklęsły na zerze. Zdejmujemy lejek, aby zebrana ciecz nie kapała w trakcie miareczkowania do biurety (odczyt wyniku na skali mógłby być zafałszowany). Zdejmujemy kroplę wiszącą na końcu biurety zlewką i podstawiamy kolbę stoŝkową. Spuszczając roztwór z biurety małymi porcjami miareczkujemy do zmiany zabarwienia wskaźnika w roztworze badanym. Przy pierwszej zmianie zabarwienia dodajemy po kropli roztworu mianowanego, w celu uzyskania barwy w całej objętości próbki. Ze skali na biurecie odczytujemy objętość zuŝytego roztworu mianowanego. Ponownie napełniamy biuretę, ustawiamy 0 i miareczkujemy dwie pozostałe próbki. Otrzymane wyniki nie powinny róŝnić się między sobą więcej niŝ 0.2 ml. W przypadku duŝych rozbieŝności miareczkuje się jeszcze jedną próbkę. Obliczenie stęŝenia badanego roztworu ze wzoru: C x = C 2 V V gdzie: C x stęŝenie roztworu badanego, C 2 stęŝenie roztworu mianowanego, V 1 średnia objętość wyliczona z trzech miareczkowań, V 2 objętość roztworu pobrana z kolby miarowej

15 Ćwiczenie 2 Hydroliza i pomiar ph Celem ćwiczenia jest określenie odczynu soli oraz wyjaśnienie za pomocą reakcji hydrolizy wartości otrzymane podczas pomiary pehametrem i papierkami wskaźnikowymi. Sprzęt i odczynniki: - 6 zlewek o objętości 50 ml, - 3 roztwory buforowe o róŝnym ph, - 3 roztwory soli (chlorek (I) sodu (I), siarczan (VI) glinu (III), węglan (IV) sodu (I)), - tryskawka, - pehametr z elektrodą szklaną, - papierki wskaźnikowe, - bibuła. Opis ćwiczenia: Do 3 zlewek nalać roztwory buforowe, w celu wzorcowania pehametru. Wykonać wzorcowanie zgodnie z instrukcją obsługi sprzętu. Następnie wlać do 3 zlewek roztwory róŝnych soli i zmierzyć ph roztworów za pomocą papierka wskaźnikowego a następnie pehametru. Porównać ze sobą otrzymane wyniki. Zastanowić się nad reakcjami przebiegającymi w roztworach soli. Napisać równania reakcji. 15