Równowagi w roztworach elektrolitów

Transkrypt

1 Do doświadczeń stosować suche szkło i sprzęt laboratoryjny. Po użyciu szkło i sprzęt laboratoryjny należy wstępnie opłukać, a po zakończonych eksperymentach dokładnie umyć (przy użyciu detergentów) i pozostawić w koszach metalowych do wysuszenia. Tryskawki należy uzupełniać ZAWSZE wodą destylowaną. Wszystkie uwagi i spostrzeżenia zapisywać w dzienniku laboratoryjnym. 1. Przewodnictwo elektrolitów Do wysokich odpowiednio opisanych zlewek o pojemności 100 cm 3 wlać 1 M roztwory: HCl, NaOH, NaCl, CH 3 COOH, NH 3, CH 3 COONH 4, wody wodociągowej, wody destylowanej i sacharozy. Skalibrować konduktometr, a następnie przy jego użyciu zmierzyć przewodnictwo powyższych roztworów. Uwaga: Sonda konduktometryczna powinna być zanurzona do roztworu do wysokości czujnika. Przed wykonaniem każdego pomiaru, należy pamiętać o jej przemyciu wodą destylowaną (za pomocą tryskawki) i dokładnym osuszeniu! 2. Czynniki wpływające na wartość stopnia dysocjacji elektrolitu a) stężenie roztworu Do biurety o pojemności 25 cm 3 wlać wodę destylowaną. Do krystalizatora o pojemności 50 cm 3 wlać 10 cm 3 lodowatego kwasu octowego, ustawić go na mieszadle magnetycznym i wrzucić do roztworu dipol magnetyczny. Kolejno zanurzyć ostrożnie elektrody węglowe w roztworze, uruchomić mieszadło i włączyć zestaw z żarówką. Następnie, ostrożnie z biurety, dodawać po 5 cm 3 wody destylowanej i obserwować intensywność światła żarówki. Eksperyment zakończyć po wlaniu całej zawartości biurety do roztworu. Uwaga: Należy sprawdzać, aby poziom roztworu w krystalizatorze nie spowodował utopienia się elektrod. b) wspólny jon Do probówki wlać ok. 5 cm 3 0,1 M roztworu CH 3 COOH i dodać 2 krople oranżu metylowego. Zawartość probówki podzielić na dwie równe części. Jedną probówkę pozostawić jako kontrolną, a do drugiej wsypać niewielką ilość stałego octanu sodu i zamieszać do całkowitego rozpuszczenia soli. Porównać zabarwienie wskaźnika z zabarwieniem w probówce kontrolnej. 3. Oznaczanie wartości ph roztworów z zastosowaniem ph-metru Do siedmiu probówek wlać niewielkie ilości 0,1 M roztworów: HCl, NaOH, CH 3 COOH, NH 3, NaCl, NH 4 Cl, CH 3 COONa i CH 3 COONH 4. Zmierzyć ich ph przy użyciu ph-metru. Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 1

2 4. Określenie ph wybranych roztworów przy zastosowaniu wskaźników Określić ph roztworów z doświadczenia 3 za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników, których opis zawarto w poniższej tabeli. Wskaźnik Zakres ph zmiany barwy kwasowej Barwa postaci zasadowej Błękit tymolowy 1,2-2,8 czerwona żółta Błękit bromofenolowy 3,0 4,6 żółta niebieska Oranż metylowy 3,2 4,5 czerwona żółta Zieleń bromokrezolowa 4,0 5,6 żółta niebieska Błękit bromotymolowy 6,0 7,6 żółta niebieska Lakmus 5,0 8,0 czerwona niebieska Czerwień krezolowa 7,2 8,8 żółta czerwona Fenoloftaleina 8,2 10,0 bezbarwna czerwona Błękit Nilu 10,1 11,1 niebieska czerwona Żółcień alizarynowa 10,1-12,0 żółta fioletowa 5. Liście czerwonej kapusty naturalny wskaźnik ph Określić ph roztworów z doświadczenia 3 za pomocą naturalnego wskaźnika, którego barwy podano na poniższym obrazku (źródło: ua.all.biz i braukaiser.com) 6. Zależność ph roztworu buforowego od stosunku stężeń jego składników Przygotować w probówkach trzy roztwory buforowe mieszając ze sobą 0,5 M roztwory kwasu octowego i octanu sodu w następujących stosunkach objętościowych: 1) 10 cm 3 roztworu CH 3 COOH i 2 cm 3 roztworu CH 3 COONa, 2) 6 cm 3 roztworu CH 3 COOH i 6 cm 3 roztworu CH 3 COONa, 3) 2 cm 3 roztworu CH 3 COOH i 10 cm 3 roztworu CH 3 COONa. Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 2

3 Zmierzyć za pomocą ph-metru oraz określić eksperymentalnie dodając do probówek po kilka kropli zieleni bromokrezolowej ph otrzymanych roztworów. Wszystkie roztwory pozostawić do doświadczeń 7 i Wpływ czynników na ph roztworu buforowego a) dodatek mocnego elektrolitu Podzielić na pół każdy z otrzymanych w doświadczeniu 6 roztworów buforowych i odpowiednio oznakować (W tym eksperymencie należy wykorzystać po jednej połówce otrzymanych roztworów, tj. 6 ml). Trzy otrzymane roztwory podzielić ponownie na pół (uzyskując 3 ml objętości). Do jednej połowy każdego z otrzymanych roztworów dodać po 1 ml 0.1 M HCl, a do drugiej po 1 ml 0.1 M NaOH. Zawartość wszystkich probówek dobrze wymieszać, a następnie określić ich ph za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników. Zapisać uzyskane wyniki. b) rozcieńczanie (W tym eksperymencie wykorzystać drugą połówkę otrzymanych w doświadczeniu 6 roztworów buforowych, tj. 6 ml). Z każdego odpowiednio oznakowanego roztworu odpipetować objętość 3 ml, a w to miejsce wprowadzić 3 ml wody. Zawartość wszystkich probówek dobrze wymieszać, a następnie określić ich ph za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników. Zapisać uzyskane wyniki. 8. Wpływ czynników na ph roztworu niezbuforowego a) dodatek mocnego elektrolitu Do trzech suchych probówek wlać po 3 ml wody destylowanej i odpowiednio je oznakować. Do pierwszej probówki wlać 1 ml 0.1 M HCl, do drugiej 1 ml 0.1 M NaOH, a trzecią pozostawić jako kontrolną. Zawartość wszystkich probówek dobrze wymieszać, a następnie określić ich ph za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników. Zapisać uzyskane wyniki. b) rozcieńczanie Do trzech oznaczonych probówek wlać odpowiednio: 5 ml (P1), 3 ml (P2) i 1 ml (P3) 1 M kwasu octowego, a następnie do tak uzyskanych roztworów dodać kolejno: 1 ml (P1), 3 ml (P2) i 1 ml (P3) wody destylowanej. Zawartość wszystkich probówek dobrze wymieszać, a następnie określić ich ph za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników. Zapisać uzyskane wyniki. PRZYKŁADOWE PYTANIA I ZAGADNIENIA 1. Podać podstawowe założenia teorii dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa. 2. Jakie są doświadczalne dowody występowania jonów w roztworach. 3. Czynniki wpływające na stopień dysocjacji elektrolitu. 4. Wyjaśnić zmianę przewodnictwa kwasu octowego w miarę dodawania do niego wody. 5. Zdefiniować stałą dysocjacji oraz podać, od jakich czynników zależy jej wartość. Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 3

4 6. Do dwóch probówek, zawierających roztwór kwasu octowego dodano: do pierwszej wody, do drugiej roztworu HCl. Jak wpłynie to na stopień i stałą dysocjacji kwasu octowego? 7. Podać równania dysocjacji kwasu siarkowodorowego oraz wyrażenia na kolejne stałe dysocjacji. Uszeregować występujące w roztworze jony według malejącej wartości ich stężeń. 8. Wyprowadzić zależność pomiędzy stopniem dysocjacji, stałą dysocjacji i stężeniem elektrolitu. 9. Kryterium podziału elektrolitów na mocne i słabe. 10. Dlaczego w przypadku mocnych elektrolitów wprowadzono pojęcie aktywności? 11. W wodnym roztworze kwasu HA stężenie jonów H 3 O + wynosi 0,3 M, zaś stężenie cząsteczek niezdysocjowanych kwasu wynosi 1,7 M. Obliczyć stopień i stałą dysocjacji kwasu. 12. Jak zmieni się stopień dysocjacji słabego i mocnego elektrolitu po 100-krotnym jego rozcieńczeniu? 13. Obliczyć stężenie jonów wodorotlenowych w 0,01 M roztworze słabej zasady, której stała dysocjacji wynosi 1,75 x Ile jonów Al 3+, moli jonów SO 4 2 zawiera 200 cm 3 0,02M roztworu Al 2 (SO 4 ) 3, przy założeniu całkowitej dysocjacji soli. 15. Obliczyć stężenie jonów H 3 O + w 0,01 M roztworze kwasu solnego i 0,05 M roztworze kwasu octowego. 16. Ile cząstek (jonów i cząsteczek) znajduje się w 100 cm 3 0,1 M roztworu HF, jeżeli stopień dysocjacji kwasu w tym roztworze wynosi 0,15 (15%). 17. Czym należy tłumaczyć duże przewodnictwo roztworów wodnych HCl i NaOH? 18. Co to jest iloczyn jonowy wody, od czego zależy jego wartość? 19. Zdefiniować pojęcie ph roztworu. 20. Wskaźniki ph i ich dobór. 21. Wskaźnik będący słabym kwasem (HInd) ma stałą dysocjacji K = Jego cząsteczkowa forma jest żółta, a anionowa zielona. Jaką barwę będzie miał ten wskaźnik w roztworze o ph =7, a jaką w roztworze o ph = pk?. 22. Omówić najważniejsze założenia teorii kwasów i zasad Brönsteda. Dlaczego jest ona szersza od teorii Arrheniusa? 23. Które z wymienionych substancji są w roztworach wodnych kwasami, zasadami lub amfolitami, zgodnie z teorią Brönsteda: NO 3 -, PO 4 3-, H 2 PO 4 -, Ba 2+, Cu 2+, Al 3+, NH 3, NH 4 +, CH 3 COO, S 2? Odpowiedzi uzasadnić podając równania odpowiednich reakcji z wodą. 24. Na podstawie wartości stałych dysocjacji ocenić względną moc kwasów i zasad w parach: CN i NO 2, Na + i Mg 2+, PO 4 3 i CH 3 COO, NH 4 + i [Fe(H 2 O) 6 ] Dlaczego wartości ph wody destylowanej i wodociągowej są różne od 7? 26. Trzy probówki zawierały po 1 cm 3 0,1M roztworu HCl. Obliczyć zmiany ph w każdej probówce, jeżeli do pierwszej z nich dodano 9 cm 3 wody destylowanej, do drugiej 9 cm 3 0,1M roztworu HCl, do trzeciej 1 cm 3 0,1M NaOH i 8 cm 3 wody. 27. Jak zmieni się ph roztworu: a) mocnej zasady, b) słabej zasady po 100. krotnym rozcieńczeniu roztworów? 28. Obliczyć ph roztworu otrzymanego przez rozcieńczenie wodą do objętości 250 cm 3 1 cm 3 Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 4

5 36% roztworu HCl o gęstości 1,18 g/cm Do 20 cm 3 0,1 M wodnego roztworu NH 3 dodano 5 cm 3 0,2 M roztworu H 2 SO 4. Obliczyć ph otrzymanego roztworu. Jakich wskaźników można użyć do identyfikacji tej wartości ph? 30. Co to są roztwory buforowe, podać po dwa przykłady różnych typów roztworów buforowych. 31. Na czym polega buforujące działanie tego typu roztworów, omówić na przykładzie buforu amoniakalnego podając zapisy reakcji. 32. Wyprowadzić wzory na stężenie jonów wodorowych w roztworze buforu octanowego i amoniakalnego. 33. Zdefiniować pojemność buforową, od czego zależy jej wielkość? 34. Obliczyć zmiany ph po dodaniu 10 cm 3 0,1M roztworu NaOH do: a) 100 cm 3 wody, b) 100 cm 3 buforu amoniakalnego, w którym stężenia amoniaku i chlorku amonu są równe 0,1M. 35. Zmieszano 50 cm 3 1 M roztworu CH 3 COOH i 150 cm 3 0,1 M roztworu KOH. Obliczyć ph otrzymanego roztworu. PROPONOWANA LITERATURA 1. Praca zbiorowa Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej. I. Część teoretyczna - skrypt UG, Wydawnictwo UG, Gdańsk J. D. Lee - Zwięzła chemia nieorganiczna 3. P.W. Atkins Podstawy chemii fizycznej 4. L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna 5. L. Pajdowski Chemia ogólna 6. M. J. Sienko, R. A. Plane Chemia. Podstawy i zastosowania Licencjat Biotechnologii, semestr pierwszy, rok akademicki 2015/2016 5