CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3

Transkrypt

1 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3 HYDROLIZA SOLI I WYZNACZANIE ph ROZTWORÓW WSTĘP TEORETYCZNY Kwasy są to substancje zdolne do oddawania protonów. Zasady są zdolne do wiązania protonów. Definicję kwasów i zasad podaje zależność: kwas zasada + H + Mówi się też o parze kwas zasada. Przykłady: Kwasowi octowemu odpowiada zasada jon octanowy: CH3CO2H CH3CO2 - + H + Podobnie ma się rzecz z kwasami tlenowymi i ogólnie z kwasami kompleksowymi: C6H5OH C6H5O - + H + HNO3 NO3 - + H + H[Ag(CN)2] Ag(CN)2 - + H + Jon amonowy jest kwasem, któremu odpowiada zasada amoniak: NH4 + NH3 + H + Liczne substancje organiczne zawierające N, =O, =S itd. są zasadami, gdyż mogą wiązać protony. Wodorotlenek sodowy jest zasadą: NaOH + H + Na + H2O; odpowiednim kwasem jest uwodniony kation sodowy. Wiele kationów zachowuje się jak kwasy w obecności wody: Al 3+ H2O Al(OH) 2+ + H + Oksyna (8-hydroksychinolina) jest kwasem wskutek obecności grupy fenolowej: Jest ona jednocześnie zasadą wskutek posiadania atomu azotu mogącego związać proton:

2 Niektóre substancje zachowują się jako kwasy w obecności wody: CO2 + H2O HCO3 - + H + Cr2O H2O 2CrO H + Cząsteczki rozpuszczalnika mogą również grać rolę kwasów lub zasad; tak więc woda zachowuje się jak zasada w reakcji równowagi: H2O + H + H3O + H + przedstawia proton; H3O + jest symbolem protonu solwatowanego lub solwatowanego jonu wodorowego; nazywa się go zwykle jonem wodorowym i przedstawia przez H +. Reakcje między kwasami i zasadami Protony w stanie wolnym praktycznie nie istnieją. Ażeby kwas mógł oddawać protony, musi obecna zasada zdolna do ich związania. Jeśli kwas 1 reaguje z zasadą 2, mamy dwa układy kwas zasada: kwas1 zasada1 + H + zasada2 + H + kwas2 kwas1 + zasada2 kwas2 + zasada1 Ustala się stan równowagi miedzy dwoma układami kwas zasada. Przykłady: HF F - + H + NH3 + H + NH4 + HF + NH3 F - + NH4 + Zachodzi wymiana protonów. Przewidywanie reakcji Moc kwasów i zasad. Rozpatrzmy reakcję: kwas1 + zasada2 zasada1 + kwas2

3 Jeśli równowaga przesunięta jest w prawo, oznacza to, że kwas1 reaguje z zasadą2, a nie odwrotnie. Mówi się w takim przypadku, że kwas1 jest mocniejszy od kwasu2. Można też powiedzieć równoznacznie, ze zasada2 działa na kwas1, a nie zasada1 na kwas2; zasada2 jest mocniejsza od zasady1. Kwasowi mocniejszemu odpowiada nieodmiennie słabsza zasada. W roztworze wodnym kwasy reagują z wodą, którą można traktować jako zasadę: kwas1 + H2O zasada1 + H3O + W ten sposób można porównywać moc różnych układów kwasowo-zasadowych z układem H3O + /H2O. Stała pary kwas zasada. Roztwory wodne. Woda może grać rolę kwasu: lub zasady: mamy więc: H2O HO - + H + H2O + H + H3O + 2H2O HO - + H3O + To odróżnia w roztworach wodnych zjawiska wymiany protonów od zjawiska wymiany elektronów. Hydroliza Jeśli wprowadzić kwas do wody, może on oddać protony wodzie, która je zwiąże. Mamy stan równowagi: na przykład: kwas + H2O zasada + H3O + HF + H2O F - + H3O + Po wprowadzeniu do wody zasady może ona związać protony, gdyż woda może je oddać: na przykład pirydyna: zasada + H2O kwas + OH - C5H5N + H2O C2H5NH+ + OH - Takie działanie wody nazywamy hydrolizą. Może ona zachodzić zarówno z kwasami, jak i zasadami. Mówiąc dokładniej, równowaga zależy od rodzaju pary kwas zasada. Stosując prawo działania mas do równowagi, mamy: [zasada][h 3 O + ] [kwas][h 2 O] Stężenie wody jest bardzo duże (1000/18) i praktycznie stałe w roztworach rozcieńczonych. Możemy więc zapisać: [zasada][h 3 O + ] [kwas] = K = K a

4 Zdefiniowana w ten sposób stała Ka nosi nazwę stałej kwasowej pary kwas zasada (lub stałej dysocjacji kwasowej). Wygodniej posługiwać się wielkością pka = -logka, nazywaną wykładnikiem mocy kwasu. Wychodząc z równowagi [zasada + H2O kwas + OH - ], można też zdefiniować stałą zasadową (lub stałą dysocjacji zasadowej): [kwas][oh ] [zasada] = K b Oba stany równowagi nie są jednak od siebie niezależne, są związane ze sobą wzorem: Widzimy stad, że: 2H2O H3O + + OH - KaKb = [H3O + ][OH - ] = Dla uproszczenia będziemy używać wyłącznie stałej Ka. Kwas jest tym mocniejszy, im bardziej równowaga [kwas + H2O zasada + H3O + ] jest przesunięta w prawo, więc im stała Ka jest większa (lub im pka jest mniejsze). Zasada jest tym mocniejsza, im energiczniej wiąże protony, czyli im bardziej jest przesunięta w lewo. Stała Ka dobrze określa moc pary kwas zasada. Im kwas mocniejszy, tym zasada słabsza. Tak na przykład kwas cyjanowodorowy HCN jest kwasem słabym (pka = 9,3), CN - jest zasadą dość mocną. Jon amonowy NH4 + jest kwasem mniej więcej tej samej mocy: pka = 9,2. Odpowiednia zasada NH3 ma prawie tę samą moc co CN -. Kwas fluorowodorowy HF, pka = 3,2, jest mocniejszy. F - jest zasadą bardzo słabą. Wykładnik wodorowy ph. Mówi się, że roztwór jest tym bardziej kwaśny, im więcej woda związała protonów, czyli im większe jest stężenie [H3O + ]. Mamy równowagę: Możemy zastosować prawo działania mas: 2H2O H3O + + HO - [H 3 O + ][OH ] [H 2 O] 2 = K Wartość K jest określona dla danej temperatury. Stężenie części zdysocjowanej pozostaje zawsze bardzo małe w stosunku do ogólnej liczny cząsteczek wody w roztworze rozcieńczonym. Możemy więc uważać [H2O] 2 za mniej więcej stałe. Mamy w ten sposób: [H3O + ][OH - ] = KH2O Wartość stałej KH2O jest bardzo mała. Wynosi ona 10-13,98 w temperaturze 25 ºC, 10-14,2 w temperaturze 18 ºC.

5 W temperaturze pokojowej mamy więc mniej więcej: [H3O + ][OH - ] = W czystej wodzie znajduje się tyle samo jonów H3O + co jonów HO -, mamy więc [H3O + ] = [OH - ] = 10-7 Mówimy, że środowisko jest kwaśne, gdy zawiera nadmiar jonów H3O +, [H3O + ] > Jest ono obojętne, gdy [H3O + ] = Jest zasadowe lub alkaliczne, gdy [H3O + ] < Dla określenia kwasowości roztworów okazało się wygodniej posługiwać zamiast aktywnością jonów H3O +, wielkością ph, zdefiniowaną przez zależność: ph = -log[h3o + ] ph czystej wody jest więc równe 7. W środowisku kwaśnym ph < 7, aż do -1. W środowisku zasadowym ph > 7, aż do 15. Jeśli ograniczyć się do roztworów niezbyt stężonych, można powiedzieć, że ph przyjmuje wartość od 0 do 14. W reakcji równowagi: kwas + H2O zasada + H3O + im kwas mocniejszy, tym roztwór bardziej kwaśny. Mamy: lub [zasada][h 3 O + ] [kwas] = K a ph = pk a + log [zasada] [kwas] Przewidywanie reakcji. Weźmy roztwór pary kwas1 zasada1. Mamy: Dla pary kwas2 zasada2 mamy: Po zmieszaniu roztworów stosunki: ulegną zmianie na skutek wymiany protonów: ph 1 = pk 1 + log [zasada 1] [kwas 1 ] ph 2 = pk 2 + log [zasada 2] [kwas 2 ] [zasada 1 ] [kwas 1 ] i [zasada 2 ] [kwas 2 ] kwas1 + zasada2 kwas2 + zasada1 aż do ustalenia po osiągnięciu równowagi jednej wspólnej wartości [H3O + ] czy też ph.

6 Jeśli roztwór 1 jest bardziej kwaśny niż 2, tj. ph1 < ph2, wówczas kwas1 będzie reagował z zasadą2, stosunek zasada1/kwas1 wzrośnie, zasada2/kwas2 zmaleje, aż ph1=ph2. Wówczas wymiana protonów ustanie. Wartość stałej równowagi dana jest przez równanie: Z zależności: wynika: K = [zasada 1][kwas 2 ] [kwas 1 ][zasada 2 ] = K 1 K 2 ph = pk 1 + log [zasada 1] [kwas 1 ] = pk 2 + log [zasada 2] [kwas 2 ] pk = pk1 pk2. Równowaga jest tym bardziej przesunięta w prawo, im większa jest różnica pk1 pk2 Skala ph. Na skali ph można przedstawić każdą parę kwas zasada za pomocą wartości odpowiedniej stałej pka; odpowiada ona wartości ph, gdy [kwas] = [zasada]. Każdy kwas może reagować z każdą zasadą położona na prawo na rysunku powyżej. Stałą równowagi pk znajduje się jako odległość na skali pomiędzy punktami reprezentującymi odpowiednie pary kwas zasada. Mocne kwasy, mocne zasady, ograniczenia wartości ph. Niektóre kwasy są bardzo mocne, mocniejsze niż H3O +. Oddają one swe protony cząsteczkom wody z utworzeniem H3O + praktycznie ilościowo. Ponieważ zaś litr rozcieńczonego roztworu zawiera 55 moli H2O, kwasy znikają całkowicie. Równowaga kwas + H2O = zasada + H3O + jest całkowicie przesunięta w prawo. Kwasy mocniejsze od H3O +, które nie mogą istnieć w roztworze wodnym: HCl, HNO3, HClO4 nazywa się kwasami mocnymi. HCl + H2O Cl - + H3O + Cl -, NO3 -, ClO4 - są jonami obojętnymi z punktu widzenia kwasowości. One nie są zdolne do przyłączenia protonów, a więc do reagowania z jonami wody. Podobnie mocne zasady reagują ilościowo z wodą: NaOH + H2O Na + H2O + OH -

7 R4N +, R4M +, Na +, K + itd., odpowiadające możnym zasadom, nie mają charakteru kwasowego o nie zmieniają ph roztworów. Oznaczenie uproszczone. Działanie wody na proton (hydratację) przedstawialiśmy za pomocą symbolu H3O +. Dla uproszczenia pisowni, podobnie jak robiliśmy to poprzednio dla innych jonów, będziemy pisali H + i będziemy nazywali uwodniony proton jonem wodorowym, jak się to powszechnie przyjęło. Zamiast równania równowagi: będziemy pisali: Wzór na stałą kwasową przyjmie postać: kwas + H2O zasada + H3O + kwas zasada + H + [zasada][h + ] [kwas] = K a Roztwory normalne. Roztworem normlanym kwasu nazywa się roztwór kwasu zdolny do odszczepienia w przypadku całkowitej dysocjacji jednego gramojonu wodoru w litrze. Tak więc roztwór normalny kwasy chlorowodorowego zawiera jedną gramocząstkę w litrze. Roztwór normalny kwasu fosforowego zawiera 1/3 mola w litrze, gdyż przez całkowitą dysocjację cząsteczka jego mogłaby odszczepić trzy jony wodorowe. W analogiczny sposób określa się roztwory normalne zasad. Roztwór normalny wodorotlenku sodowego zawiera jedną gramocząstke NaOH w litrze. Będziemy oznaczali przez N normalność roztworu, przez M stężenie wyrażone w molach na litr. W ten sposób roztwór 1M kwasu siarkowego zawiera jedną gramocząstkę w litrze. Jest on dwunormalny 2N. Dysocjacja soli. Doświadczenie wykazuje, ze w roztworze duża liczba soli, zachowuje się na ogół jak kompleksy bardzo nietrwałe. Są one praktycznie całkowicie zdysocjowane. Na przykład fluorek sodowy jest całkowicie zdysocjowany: NaF Na + + F - F - jest zasadą; Na + jest jonem obojętnym z punktu widzenia kwasowości (kwasem bardzo słabym). W analogiczny sposób chlorek amonowy daje: NH4Cl NH4 + + Cl - NH4 + jest kwasem, Cl - jest jonem obojętnym (zasadą bardzo słabą). Dla chlorku sodowego mamy:

8 Roztwór jest obojętny. Dla octanu amonowego mamy: NH4 + jest kwasem, CH3CO2 - zasadą. NaCl Na + + Cl - NH4CH3CO2 NH4 + + CH3CO2 - ĆWICZENIE PRAKTYCZNE: HYDROLIZA SOLI i ph ROZTWORÓW Sprzęt potrzebny do wykonania ćwiczenia: naczyńka polietylenowe (50 cm 3 ), bagietki, łopatki, tryskawka, ph-metr. Odczynniki i materiały: 0.1 M roztwory kwasów: solnego, octowego, cytrynowego; sole o stężeniu 0.1 M NaCl, NiCl2, NaHCO3, NH4Cl, Na3PO4, Na2SO4, CH3COONa WYKONANIE ĆWICZENIA Zmierzyć ph roztworów HCl w zakresie stężeń 0.1 M do M. Roztwory przygotować przez odpowiednie rozcieńczanie w następujący sposób: do kolby miarowej o pojemności 100 cm3 przenieść pipetą 10 cm3 0.1 M HCl, uzupełnić woda destylowaną do kreski i po zakorkowaniu kolbki dokładnie wymieszać. Z tak przygotowanego 0.01 M roztworu HCl przenieść 10 cm3 tego roztworu do następnej kolbki i również uzupełnić wodą do kreski i wymieszać. Postępując w analogiczny sposób przygotować kolejne roztwory: M, M aż do stężenia M. Tak przygotowane roztwory przenieść do odpowiednich naczynek polietylenowych w ilości ok. 45 cm3 i zmierzyć ph za pomocą ph-metru. Zmierzyć wartość ph dla kwasów solnego, octowego i cytrynowego o stężeniu 0.1 M. Wyniki zestawić w tabeli. W odpowiednio oznaczonych naczyńkach polietylenowych wlać po 45 cm 3 wybranych soli, a następnie zmierzyć ich wartość ph. Wyniki pomiarów zestawić w tabeli. Zapisać równania hydrolizy poszczególnych soli (cząsteczkowo i jonowo).