ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych

Transkrypt

1 ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych LITERATURA: 1. Bielański A. Podstawy chemii nieorganicznej, T.1,2,3; Wyd. 6, PWN Warszawa Mastalerz P. Elementarna chemia nieorganiczna, Wyd. 3.Wydawnictwo chemiczne, Wrocław Cotton F.A., Wilkinson G., Gaus P.L. Chemia nieorganiczna PWN, Warszawa 2002, 4. Cox P.A. Chemia nieorganiczna. Wyd. I PWN, Warszawa Kocjan R.: Chemia analityczna. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna; tom 1, Wyd.1 PZWL, Warszawa, Celem ćwiczenia jest zapoznanie z właściwościami wodnych roztworów elektrolitów i związków kompleksowych oraz badanie równowag jonowych w roztworach wodnych w oparciu o w/w właściwości. ZAKRES MATERIAŁU OBOWIĄZUJĄCEGO NA ĆWICZENIE: 1. Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna, stała i stopień dysocjacji, prawo rozcieńczeń Ostwalda, teorie kwasów i zasad, iloczyn jonowy wody, stała dysocjacji, ph. 2. Hydroliza soli, stała i stopień hydrolizy, ph roztworu po hydrolizie, czynniki wpływające na stopień hydrolizy. 3. Równowagi jonowe w roztworach kompleksów, związki kompleksowe, pojęcie ligandu, atomu centralnego, liczby koordynacyjnej, woda jako ligand, kompleksy jedno- i wielordzeniowe, nomenklatura związków kompleksowych, równowagi jonowe w roztworach kompleksów, stała trwałości kompleksów. Znajomość podstawowych obliczeń chemicznych (przeliczanie jednostek, umiejętność obliczania/przeliczania stężeń procentowych i molowych w oparciu o wzory). 4. Zagadnienia z wykładu poprzedzającego ćwiczenie. I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA 1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad Elektrolitami są substancje o budowie jonowej oraz cząsteczki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych. Mechanizm dysocjacji cząsteczek o budowie jonowej (większość soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci krystalicznej pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o budowie jonowej są całkowicie zdysocjowane na jony. W związkach o wiązaniach kowalencyjnych pod wpływem polarnego rozpuszczalnika następuje wzrost polaryzacji wiązania, a następnie rozrywanie cząsteczki i tworzenie się oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy związków ustala się określona równowaga pomiędzy jonami a cząsteczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje mające silnie spolaryzowane wiązania ulegają dysocjacji prawie całkowicie (np. HCl, HNO 3 ), natomiast te, które mają wiązania słabo spolaryzowane (np. H 2 S, HCN) ulegają rozpadowi na jony tylko częściowo. Powstałe jony są zawsze otoczone dookoła cząsteczkami rozpuszczalnika, czyli ulegają solwatacji. Jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda proces ten nazywany jest hydratacją. W roztworach wodnych jony metali występują w postaci akwakompleksów [M(H 2 O) n ] q+ (jon wodorowy z cząsteczkami wody tworzy jon oksoniowy H 3 O + ). W równaniach chemicznych najczęściej zapisywane są jednak uproszczone formy jonów M q+ / M q+ (aq) oraz H +. 1

2 Obecność jonów, cząsteczek naładowanych elektrycznie, powoduje, że roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny. Roztwory wodne elektrolitów to głownie roztwory kwasów, zasad i soli. Elektrolity dzielimy na: mocne prawie wszystkie sole (oprócz soli rtęci, kadmu i cynku ) część kwasów nieorganicznych (solny, azotowy (V), nadchlorowy, siarkowy (VI), bromowodorowy jodowodorowy i inne ) wodorotlenki potasowców, wapniowców oraz srebra średniej mocy część kwasów i zasad organicznych i nieorganicznych (kwas ortofosforowy, arsenowy, wodorotlenek magnezu) słabe część kwasów nieorganicznych (siarkowy (IV), węglowy (IV), borowy, cyjanowy) część zasad nieorganicznych (roztwór amoniaku, większość wodorotlenków metali II i III wartościowych) kwasy i zasady organiczne (z wyjątkiem kwasów sulfonowych i szczawiowego). Im większy stopień dysocjacji tym elektrolit jest mocniejszy, np. woda jest bardzo słabo zdysocjowana na jony ( - bardzo małe): [H + ][OH - ] = 1, ,56mol/l = [mol 2 /l 2 ] [H + ][OH - ] = iloczyn jonowy wody Ponieważ w czystej wodzie [H + ] = [OH - ]=10-7 mol/l Iloczyn jonowy wody - stały we wszystkich wodnych roztworach soli, kwasów i zasad. Wykładnik stężenia jonów wodorowych: ph = - log[h + ] ph jest to tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych, wyraża się jako ujemny logarytm dziesiętny wartości stężenia jonów wodorowych (H + ). ph + poh = 14 [H + ] = [OH ] = 10 7 ph = poh = 7 - roztwór obojętny [H + ] > 10 7 ph < 7 - roztwór kwaśny [H + ] < 10 7 ph > 7 - roztwór zasadowy ph roztworu określa się przy użyciu wskaźników ph (indykatorów). Wskaźnikami ph (indykatorami) są słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki nie zdysocjowane. Dysocjację wskaźnika o charakterze kwasu lub zasady wyrażają równania: Hind H + + Ind IndOH Ind + + OH gdzie: HInd i IndOH oznaczają niezdysocjowaną, a Ind i Ind + odpowiednie jony, anion lub kation wskaźnika W przypadku wskaźnika kwasowego wzrost stężenia jonów wodorowych przesuwa równowagę reakcji w lewą stronę, zwiększając stężenie HInd i na skutek tego roztwór przyjmuje barwę formy niezdysocjowanej. Natomiast zmniejszenie stężenia jonów wodorowych, spowodowane dodatkiem zasady przesuwa równowagę reakcji w prawo, powodując prawie całkowitą dysocjację cząsteczek HInd 2

3 i powstanie barwy odpowiadającej formie zdysocjowanej. Przedział ph, w którym zachodzą widoczne zmiany barwy roztworu wskaźnika nazywa się zakresem wskaźnikowym. Dla większości wskaźników zakres widzialnej zmiany barwy leży w granicach 1,2 1,8 jednostek ph. Rozróżnia się wskaźniki jednobarwne, mające tylko jedną formę zabarwioną (druga jest bezbarwna) oraz dwu lub wielobarwne, w których dwie lub więcej form ma zabarwienie. Wskaźniki ph stosuje się same lub czasem w mieszaninie ze wskaźnikiem obojętnym, na którego tle zmiana zabarwienia wskaźnika ph jest wyraźniejsza. W tabeli podano zakresy zmiany barwy przykładowych wskaźników. Wybrane wskaźniki ph Wskaźnik Błękit tymolowy Zakres zmiany ph Zabarwienie w roztworze [H + ] barwa pośrednia [OH ] 1,2 2,8 czerwone pomarańczowe żółte 8,0 9,6 żółte zielone niebieskie Oranż metylowy 3,1 4,4 czerwone pomarańczowe żółte Czerwień metylowa 4,2 6,3 czerwone pomarańczowe żółte Lakmus 5,0 8,0 czerwone fioletowe niebieskie Czerwień fenolowa 6,8 8,4 żółte pomarańczowe czerwone Fenoloftaleina 8,1 10,0 bezbarwna jasnoróżowa malinowa 2. Hydroliza Jony powstające w wyniku dysocjacji soli pochodzących od słabych zasad, słabych kwasów reagują z wodą tworząc cząsteczki słabych zasad i słabych kwasów czyli ulegają hydrolizie. Proces ten powoduje, że roztwory w których zachodzi proces hydrolizy mają odczyn kwaśny (hydroliza jonów słabych zasad) lub zasadowy (hydroliza jonów słabych kwasów). Hydrolizie nie ulegają aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad. 3. Związki kompleksowe Związki złożone z atomu centralnego, zazwyczaj jonu metalu, i połączonych z nim innych atomów lub grup atomów (ligandów) nazywamy związkami koordynacyjnymi, związkami kompleksowymi lub kompleksami. Związki koordynacyjne mogą występować jako jony kompleksowe ujemne, jak [Fe(NCS) 6 ] 3 [CoCl 6 ] 3, jony dodatnie jak [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ [Ag(NH 3 ) 2 ] +, a także jako obojętne kompleksy, np. [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ]. Bez względu na to czy kompleks jest jonem czy cząsteczką obojętną, jednostkę koordynacyjną składającą się z atomu centralnego i ligandów przy zapisie należy wyodrębnić przez umieszczenie jej w nawiasie kwadratowym. Sumaryczny ładunek jednostki koordynacyjnej (kompleksu) jest równy sumie ładunków atomu centralnego i ligandów tworzących kompleks. Atom centralny jest tym atomem w kompleksie, który zajmując pozycję centralną wiąże inne atomy lub grupy atomów. Atomami centralnymi w [Fe(NCS) 6 ] 3, [CoCl 6 ] 3, [Ni(H 2 O) 6 ] 2+, [Ag(NH 3 ) 2 ] +, [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] są więc odpowiednio atomy: żelaza, kobaltu, niklu, srebra i platyny. Wiązanie pomiędzy atomem centralnym a ligandem nazywamy wiązaniem koordynacyjnym. Utworzenie wiązania koordynacyjnego jest możliwe gdy ligand rozporządza wolnymi parami elektronowymi, a atom centralny 3

4 pustymi orbitalami atomowymi, które mogą te pary przyjąć. Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Lewisa ligand (donor pary lub par elektronowych) jest zasadą. Atom centralny (akceptor par elektronowych) jest kwasem. I tak np. w jonie kompleksowym [Fe(NCS) 6 ] 3 jon Fe 3+ jest kwasem Lewisa, natomiast każdy ligand (jon NCS ) jest zasadą Lewisa. Ligandami mogą być zarówno cząsteczki obojętne (NH 3, H 2 O, CO) jak i aniony (Cl, F Br, CN, SCN ) dostarczając jednego, dwu lub więcej atomów donorowych do utworzenia wiązania koordynacyjnego. Ligandy posiadające jeden atom donorowy nazywamy jednofunkcyjnymi. W przypadku gdy ligand koordynuje do atomu centralnego używając równocześnie dwu lub więcej atomów donorowych mówimy o ligandach chelatowych lub kleszczowych, a proces koordynacji nazywamy chelatowaniem. Kompleksy proste utworzone są z ligandów jednofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego tylko jedno miejsce, np. [Fe(SCN)] 2+. Kompleksy chelatowe są utworzone z ligandów wielofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego dwa lub więcej miejsc. Liczbę atomów donorowych połączonych bezpośrednio z atomem centralnym nazywamy liczbą koordynacji lub liczbą koordynacyjną (LK). Kompleksy o liczbie koordynacji 6 są najczęściej spotykanymi kompleksami jonów metali grup przejściowych. Liczba koordynacji 4 jest również często spotykana, szczególnie w kompleksach jonów metali przejściowych o dużej liczbie elektronów na orbitalach typu d. Związki o LK = 4 spotyka się też w kompleksach kationów grup głównych np.[alf 4 ], [BF 4 ]. Liczba koordynacji 2 spotykana jest gdy jonami centralnymi są Ag + czy Au +, np. [Ag(NH 3 ) 2 ] +, [Ag(CN) 2 ], [Au(CN) 2 ]. Związki kompleksowe o większych liczbach koordynacji (7, 8, 9) spotykane są rzadziej, wtedy gdy atomy centralne wykazują duże rozmiary. Nazewnictwo związków kompleksowych Zgodnie z obowiązującymi zasadami nazwy kompleksów tworzy się, stosując poniżej wymienione reguły: 1. Tworząc nazwę kompleksu wymienia się w pierwszej kolejności nazwy ligandów, a następnie nazwę atomu centralnego. We wzorach kompleksów obowiązuje kolejność odwrotna. Nazwy wybranych ligandów nieorganicznych H 2 O akwa I jodo NH 2 amido CO karbonyl NH 3 amina NO 2 nitrito N NO 3 azotano ONO nitrito O Br bromo NO nitrozyl Cl chloro O 2 okso CN cyjano SO 4 2 siarczano F fluoro C 2 O 4 2 szczawiano H hydro S 2 tio OH hydrokso SCN tiocyjaniano O 2 hyperokso S 2 O 3 2 tiosiarczano NH 2 imido CO 3 2 węglano 2. Stopień utlenienia atomu centralnego podaje się jako cyfrę rzymską w nawiasach okrągłych, po nazwie kompleksu, analogicznie jak to ma miejsce przy tworzeniu nazw wszystkich związków nieorganicznych, np. [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ jon heksaaminaniklu(ii). 4

5 3. W kompleksach anionowych do nazwy atomu centralnego dodaje się końcówkę an, natomiast w kompleksach kationowych nazwa pierwiastka, będącego atomem centralnym, pozostaje bez zmian. 4. Obowiązuje alfabetyczna kolejność wymieniania ligandów (zarówno w nazwie, jak we wzorze). 5. Nazwy ligandów anionowych kończą się na o z wyjątkiem H 2 O (akwa), NH 3 (amina), CO (karbonyl) i NO (nitrozyl). 6. Liczbę ligandów określa się liczebnikiem greckim. Poniżej podano kilka przykładów tworzenia nazw związków kompleksowych: K 4 [Fe(CN) 6 ] K 3 [Fe(CN) 6 ] [Cu(NH 3 ) 4 ]Cl 2 [Cu(H 2 O) 2 (NH 3 ) 2 ]Cl 2 [Cr(H 2 O) 5 Cl]SO 4 [Cr(NH 3 ) 6 ][Co(C 2 O 4 ) 3 ] [Fe(CO) 5 ] heksacyjanożelazian(ii) potasu heksacyjanożelazian(iii) potasu chlorek tetraaminamiedzi(ii) chlorek diakwadiaminamiedzi(ii) siarczan(vi) pentaakwachlorochromu(iii) triszczawianokobaltan(iii) heksaaminachromu(iii) pentakarbonylżelaza(0) Stałe trwałości kompleksów Równowagę między jonami metali, ligandami i utworzonymi kompleksami charakteryzują stałe trwałości kompleksu. Stała trwałości stała równowagi tworzenia związku kompleksowego - wyraża się stosunkiem stężenia kompleksu do iloczynu stężeń jonów tworzących dany kompleks w stanie równowagi. Ponieważ tworzenie kompleksów prostych zachodzi stopniowo, poprzez przyłączenie kolejnych ligandów aż do osiągnięcia maksymalnej liczy przyłączonych ligandów, kolejne stany równowagi charakteryzują stopniowe stałe trwałości kompleksów (często we wzorach pomijamy ładunek jonów). Im kompleks posiada wyższą wartość stałej trwałości tym jest trwalszy i bardziej stabilny. Akwakompleksy posiadają zazwyczaj bardzo niskie stałe trwałości i w obecności innych ligandów zachodzi reakcja wymiany ligandów (np. akwakompleks ma niższą wartość stałej trwałości niż kompleks cyjanożelazianowy). [Fe(H 2 O) 6 ] CN [Fe(CN) 6 ] H 2 O Wprowadzenie jonów CN do wodnego roztworu zawierającego jony [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ powoduje całkowite wyparcie cząsteczek wody ze sfery koordynacyjnej akwakompleksu żelaza(ii). dla reakcji M + L ML K 1 = [ML] [M][L] dla reakcji ML + L ML 2 K 2 = [ML 2 ] [ML][L] dla reakcji ML n-1 + L ML n K n = [ML n ] [ML n-1 ][L] Sumaryczna stała trwałości charakteryzuje sumaryczną reakcję przyłączenia ligandów do wolnego jonu metalu: dla reakcji M + L ML β 1 = [ML] [M][L] dla reakcji M + 2L ML 2 β 2 = [ML 2 ] [M][L] 2 dla reakcji M + nl ML n β n = [ML n ] [M][L] n 5

6 Stała sumaryczna równa jest iloczynowi stałych stopniowych β n = K 1 K 2. K n W przybliżonych obliczeniach często zaniedbujemy kolejne równowagi kompleksowania i oblicza się stężenie poszczególnych jonów lub cząsteczek jedynie w oparciu o sumaryczną reakcję równowagową i sumaryczną stałą trwałości β n. Obliczenia takie są tym bardziej poprawne, im trwalszy jest kompleks (a więc im stała trwałości jest większa) i im większy nadmiar wolnego ligandu znajduje się w roztworze. Oczywiście, gdy w tworzeniu kompleksu bierze udział tylko jedna cząsteczka lub jon ligandu na jeden jon metalu, wówczas jedna stała charakteryzuje równowagę istniejącą w roztworze i obliczenia oddają dobrze rzeczywiste zależności istniejące w roztworze. Wzory wybranych kompleksów i ich stałe trwałości Jon centralny LK Akwakompleks Aminakompleks Hydroksokompleks wzór jonu kompleksowego LK wzór jonu kompleksowego Lg stałych trwałości LK wzór jonu kompleksowego Lg stałych trwałości Zn 2+ 6 [Zn(H 2 O) 6 ] 2+ 4 [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ lgβ 4 =9,1 4 [Zn(OH) 4 ] 2 lgβ 4 =9,1 Al 3+ 6 [Al(H 2 O) 6 ] 3+ 4 [Al(OH) 4 ] lgβ 4 =33,3 Co 2+ 6 [Co(H 2 O) 6 ] 2+ 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ lgβ 6 =4,8 Co 3+ 6 [Co(H 2 O) 6 ] 3+ 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ lgβ 6 =35,2 Ni 2+ 6 [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ 6 [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ lgβ 6 =8,5 Cu 2+ 4 [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ 4 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ lgβ 4 =12,6 4 [Cu(OH) 4 ] 2 Fe 3+ 6 [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ Jon centralny LK Fluorokompleks wzór kompleksu Lg stałych trwałości LK wzór jonu kompleksowego Kompleks tiocyjanianowy Lg stałych trwałości Fe 3+ 3 FeF 3 lgβ 3 =11,9 6 [Fe(NCS) 6 ] 3 lgβ 6 =4,0 Co 2+ 4 [Co(NCS) 4 ] 2 lgβ 4 =7,94 Reakcje związków koordynacyjnych Częstą reakcją, w jakiej biorą udział związki koordynacyjne, jest reakcja utleniania i redukcji. W reakcji tej może dojść do wymiany elektronu pomiędzy kompleksami, lecz ligandy pozostają bez zmiany. Na przykład reakcja tworzenia związku kompleksowego [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 przebiega prawdopodobnie z utworzeniem w pierwszym etapie kompleksu [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ a następnie jego utlenieniem: [Co(H 2 O) 6 ]Cl NH 3 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 2 + H 2 O jasnoróżowy różowy 4 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl NH 4 Cl + O 2 4 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl NH H 2 O różowy pomarańczowy 6

7 Maskowanie jonów Reakcje kompleksowania są często wykorzystywane do tzw. maskowania jonów przeszkadzających. Pod pojęciem maskowania jonu przeszkadzającego należy rozumieć przeprowadzenie go w związek kompleksowy o dość dużej trwałości, w wyniku reakcji kompleksowania z odpowiednim ligandem. Związany w tej postaci jon jest niezdolny do reakcji zaburzającej prawidłowy przebieg reakcji wykrywania lub oznaczania innego jonu. Np. aby zamaskować przeszkadzający jon żelaza(iii) dodaje się do roztworu kwasu winowego, w wyniku czego tworzy się trwały winianowy kompleks żelaza(iii), który zapobiega wytrąceniu się wodorotlenku żelaza podczas analizy prowadzonej w środowisku zasadowym. Maskowanie odgrywa również dużą role w reakcjach redox. Na przykład podczas redukcji jonów żelaza (III) jonami jodkowymi te ostatnie utleniają się do wolnego jodu. Jednak w obecności jonów fluorkowych jod utlenia jony żelaza(ii) a powstające jony żelaza(iii) są wiązane w trwały kompleks fluorkowy. II. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad Doświadczenie 1.1. Wskaźniki ph stosowane w laboratorium chemicznym a). do trzech probówek wlać po 1 ml następujących roztworów: 0,1M HCl; H 2 O (destylowana); 0,1M NaOH b). do każdej z probówek dodać po 2 krople roztworu fenoloftaleiny c). na podstawie zmiany barwy ocenić odczyn roztworu d). obserwować barwy roztworów w obecności wskaźnika e). przygotować następne trzy komplety trzech probówek z 1 ml roztworów: 0,1M HCl; H 2 O (destylowana); 0,1M NaOH f). doświadczenie wykonać dla oranżu metylowego, czerwieni metylowej, błękitu bromotymolowego. g). do każdej z probówek dodać po 2 krople wskaźnika h). na podstawie zmiany barwy ocenić odczyn roztworu i). zanotować obserwowane barwy roztworów w obecności stosowanych wskaźników 7

8 Doświadczenie 1.2. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów a). do probówki wlać 0,5 ml 2M NH 4 Cl i 0,5 ml wody, a następnie dodać kroplami 1 ml 1M NaOH b). sprawdzić zapach wydzielającego się w probówce gazu (zawartość probówki można lekko podgrzać umieszczając ją w łaźni wodnej) c). do wylotu probówki zbliżyć zwilżony wodą uniwersalny papierek wskaźnikowy (nie dotykać papierkiem ścianek probówki) i zbadać odczyn roztworu d). do drugiej probówki wlać 1 ml 1M Na 2 CO 3 a następnie dodać 1 ml 1M HCl. Obserwować gaz wydzielający się w probówce (zawartość probówki można lekko podgrzać umieszczając ją w łaźni wodnej) e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Doświadczenie 1.3. Dysocjacja słabych elektrolitów w obecności mocnych kwasów lub zasad a). do trzech probówek wlać po 2 ml 0,1M roztworu NH 3 H 2 O b). do pierwszej z probówek dodać 1 ml H 2 O, do drugiej 1 ml 0,1M roztworu HCl a do trzeciej 1 ml 0,1M roztworu NaOH c). określić odczyn roztworu za pomocą papierków wskaźnikowych Informacje dodatkowe: Równowagi jonowe NH 3. H 2 O NH OH NaOH Na + + OH zwiększenie stężenia jonów wodorotlenowych na skutek dodania zasady sodowej do roztworu amoniaku powoduje cofnięcie dysocjacji słabego elektrolitu. NH 3. H 2 O NH OH HCl H + + Cl NH 3. H 2 O + H + + Cl NH Cl + H 2 O w wyniku częściowego zobojętnienia roztworu amoniaku kwasem solnym powstaje bufor amonowy (pk b =4,8 NH 3. H 2 O / NH 4 + ) 2. Hydroliza soli Doświadczenie 2.1. Badanie odczynu soli a). do ponumerowanych probówek wsypać niewielkie ilości [szczyptę] soli: węglan(iv) potasu, chlorek sodu, chlorek amonu, siarczan (VI) sodu, fosforan (V) sodu, octan sodu b). do probówek dodać 2 ml wody destylowanej i sole rozpuścić c). za pomocą papierka wskaźnikowego określić odczyn otrzymanych roztworów soli 8

9 d). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Reakcje hydrolizy wybranych soli Doświadczenie 2.2. Hydroliza z wydzielaniem osadu a). do probówki wprowadzić około 0,5 ml roztworu 0,5M Bi(NO 3 ) 3 b). dodać 3 ml wody destylowanej i 5-10 kropli nasyconego roztworu NaCl* c). do 1 ml otrzymanego w ten sposób roztworu z osadem dodawać kroplami 1M roztwór HCl aż do całkowitego roztworzenia osadu d). otrzymany klarowny roztwór rozcieńczyć 2-3 krotnie wodą destylowaną e). obserwować wydzielanie osadu podczas hydrolizy jonów bizmutu (III) Informacje dodatkowe: W przypadku niektórych soli reakcja hydrolizy przebiega z wytrąceniem trudnorozpuszczalnych związków: Bi 3+ + H 2 O + Cl BiOCl + 2H + BiOCl + 2H + + 2Cl BiCl 3 + H 2 O *Dodanie chlorku sodowego do roztworu Bi(NO 3 ) 3 powoduje zwiększenie stopnia hydrolizy jonów bizmutu (III). Doświadczenie 2.3. Wpływ temperatury na hydrolizę a). do dwóch probówek o pojemności 10 ml wprowadzić po około 10 kropli 0,5M roztworu amidu kwasu tiooctowego (AKT) oraz 2 ml wody destylowanej b). jedną probówkę ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej przez około 10 minut, a następnie u wylotu probówki umieścić kawałek bibuły zwilżonej 0,1M roztworem AgNO 3 c). nad drugą, nie ogrzewaną probówką umieścić również kawałek bibuły zwilżonej roztworem AgNO 3 Informacje dodatkowe: Reakcja hydrolizy AKT CH 3 CSNH 2 + 2H 2 O CH 3 COO + NH H 2 S 9

10 3. Związki kompleksowe Doświadczenie 3.1. Akwakompleksy i aminakompleksy a). do trzech ponumerowanych, suchych probówek wsypać szczyptę CuSO 4 5H 2 O, ZnSO 4 7H 2 O, CoSO 4 7H 2 O b). kolejno ogrzewać probówki w płomieniu palnika i obserwować zmiany barwy tworzenie soli bezwodnych c). ostudzić probówki, a po ostygnięciu do każdej probówki dodać 2 ml wody i dokładnie wymieszać d). przy pomocy papierka wskaźnikowego określić ph roztworów akwakompleksów e). zakwasić roztwory kilkoma kroplami H 2 SO 4 (*) f). do każdej probówki dodawać kroplami 2M NH 3 aq, aż do otrzymania odczynu słabo zasadowego obserwować zachodzące zmiany g). do każdej probówki dać 1-2 ml stężonego NH 3 aq obserwować zachodzące zmiany h). do probówek, w których osad uległ rozpuszczeniu, dodawać kroplami 2M HNO 3, do momentu wytrącenia się osadu (1,5-3 ml) obserwować zachodzące zmiany i). do probówek w których powstał osad dodawać 6M HNO 3, aż do rozpuszczenia osadu j). obserwacje przedstawić w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Dodanie stosunkowo małej ilości rozcieńczonego roztworu NH 3 H 2 O, w którym obecne są akwajony miedzi(ii), kobaltu(ii) i cynku(ii) prowadzi do reakcji konkurencyjnej względem reakcji kompleksowania. Wytrąca się osad wodorotlenosoli, który następnie roztwarza się w nadmiarze amoniaku. Jony Co 2+ (aq), Cu 2+ (aq) i Zn 2+ (aq) są kationami słabych zasad. Aby uniknąć ich hydrolizy roztwór należy zakwasić kilkoma kroplami H 2 SO 4 (*). Jon [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ jest bardzo nietrwały. Na powietrzu utlenia się do jonu heksaaminakobaltu(iii) - [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ o barwie brązowo-żółtej **. Reakcje tworzenia wybranych aminakompleksów 2Cu 2+ + SO (NH 3 H 2 O) Cu 2 (OH) 2 SO 4 + 2NH 4 + Cu 2 (OH) 2 SO 4 +8(NH 3 H 2 O) 2[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ +2OH + SO H 2 O Co NO NH 3 H 2 O Co(OH)NO 3 + NH NO 3 - Co(OH)NO 3 + 7(NH 3 H 2 O) [Co(NH 3 ) 6 ](OH) 2 + NH 4 NO 3 + 6H 2 O ** Zn (NH 3 H 2 O) Zn(OH) 2 + 2NH 4 + Zn(OH) 2 + 4NH 3 [Zn(NH 3 ) 4 ] OH Reakcje tworzenia i hydrolizy wybranych akwakompleksów 10

11 Doświadczenie 3.2. Wymiana ligandów w jonie kompleksowym i maskowanie jonów Probówka 1 a). do probówki wlać 5 kropli 10% roztworu FeCl 3 b). dodać1 kroplę 1% KSCN c). do probówki zawierającej [Fe(SCN) 6 ] 3- dodawać kroplami 2M NH 4 F d). obserwować wymianę ligandów w kompleksie i towarzyszące temu zmiany barwy Probówka 2 a). w probówce umieścić 1 ml 0,5M roztworu CoCl 2 b). dodać 3-4 krople 4M KSCN c). do probówki zawierającej [Co(SCN) 4 ] 2- dodać 1 ml alkoholu izoamylowego. Energicznie wymieszać zawartość probówki. Obserwować zabarwienie warstwy organicznej. Probówka 3 a). w probówce zmieszać 1-2 krople roztworu FeCl 3 i 4-5 kropli roztworu CoCl 2, dodać 2 ml wody oraz szczyptę KSCN obserwować powstawanie kompleksu b). dodać 1 ml alkoholu izoamylowego, zawartość probówki dokładnie wymieszać, aby wykryć obecność jonów [Co(SCN) 4 ] 2- c). dodać kroplami 2M NH 4 F (do odbarwienia warstwy wodnej w probówce) - obserwować zabarwienie warstwy organicznej d). obserwować wymianę ligandów w kompleksie żelaza (III) i towarzyszące temu zmiany barwy e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Reakcje kompleksowania pozwalające zamaskować jony przeszkadzające stosowane są w celu zwiększenia selektywności odczynników stosowanych w reakcjach analitycznych. Są one przykładem jednego z ważniejszych zastosowań związków kompleksowych chemii analitycznej. Maskowanie jonu przeszkadzającego polega na przeprowadzeniu go w wyniku reakcji kompleksowania z odpowiednim ligandem w odpowiednio trwały kompleks. Związany w tej postaci jon jest niezdolny do reakcji zakłócającej prawidłowy przebieg reakcji wykrywania innego jonu. Zarówno jon Fe 3+ (aq) jak i Co 2+ (aq) reagują w środowisku wodnym z tiocyjanianem potasu dając barwne jony kompleksowe. Jony Fe (III) tworzą z jonami F jon kompleksowy (bezbarwny), bardziej trwały niż z jonami tiocyjanianowymi (krwistoczerwony). Pozwala to wykryć jony kobaltu (II) w obecności jonów żelaza(iii) i F za pomocą reakcji z tiocyjanianem potasu. Alkohol izoamylowy ułatwia wymianę cząsteczek wody w otoczeniu Co 2+ (aq) na jony SCN, co prowadzi do powstania pewnej ilości trwałych jonów [Co(NCS) 4 ] 2 (logβ 4 =7,94). Reakcje tworzenia kompleksów żelaza (III) i kobaltu (II): Fe 3+ + xscn [Fe(SCN) x ] 3-x x=1 6 3F + Fe(SCN) 3 FeF 3 + 3SCN Co SCN [Co(SCN) 4 ] 2 4. Sporządzanie roztworów Znaczenie roztworów w chemii wynika przede wszystkim z tego, że duża część reakcji chemicznych w laboratoriach chemicznych zachodzi w ciekłych (najczęściej wodnych) roztworach substancji. Rozpuszczalność to maksymalna ilość substancji, która rozpuściła się w danych warunkach w określonej ilości cieczy (określana jest ona liczbą gramów substancji, która rozpuszcza się, tworząc roztwór nasycony, w 100 g lub 100 cm 3 rozpuszczalnika). Rozpuszczalność danej substancji zależna jest od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury. Jest to inaczej wyrażone stężenie roztworu nasyconego w danej temperaturze. 11

12 Najczęściej stosowane sposoby wyrażania składu to: stężenie procentowe (wagowo-wagowe w/w; objętościowo-objętościowe v/v) i stężenie masowe (wagowe) stężenie molowe, jednostki ppm, ppb, Doświadczenie 4.1. Sporządzanie roztworu chlorku sodu [NaCl] o określonym stężeniu molowym W celu sporządzenia 25 ml 0,154 M roztworu NaCl należy: a). obliczyć, ile soli należy odważyć i posługując się wagą analityczną, przygotować stosowną odważkę, b). odważkę soli przenieść ilościowo do kolby miarowej na 25 ml, rozpuścić w niewielkiej ilości wody mieszając, po czym uzupełnić wodą do kreski, c). stężenie roztworu wyrazić również w jednostkach stężenia procentowego. Doświadczenie 4.2. Rozcieńczanie roztworu. Obliczanie stężenia roztworów chlorku sodu [NaCl] Obliczenia: a). obliczyć ile ml wody należy dodać do 5 ml roztworu NaCl o stężeniu 0,154mol/l (roztwór z doświadczenia 4.4.), aby uzyskać roztwór o stężeniu 0,03 mol/l, b). obliczyć stężenie roztworu w mol/l oraz w % (m/v) otrzymanego w wyniku rozcieńczenia 5 ml 0,154 M roztworu NaCl do objętości 55 ml 12