WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK

Politechnika Warszawska Wydział Budownictwa Mechaniki i Petrochemii w Płocku Laboratorium Chemii Budowlanej Instrukcja do ćwiczenia WODA JAKO ROZPUSZCZALNIK Opracowała: dr inŝ. Maria Bukowska Płock, styczeń 2011

2 Spis treści: I. Temat ćwiczenia......3 II. III. Cel ćwiczenia........3 Podstawy teoretyczne......3 1. Substancje rozpuszczalne w wodzie............4 2. Dysocjacja elektrolityczna...6 3. Hydroliza...9 4. Woda w budownictwie...11 5. Sposoby określania ph roztworów wodnych... 11 IV. Wykonanie ćwiczenia.......... 13 1. Procesy dysocjacji. ph roztworów kwasów i zasad... 13 2. Procesy dysocjacji i hydrolizy. ph roztworów soli...13 V. Opracowanie wyników......14 VI. Literatura...16

3 I. Temat ćwiczenia: Reakcje dysocjacji i hydrolizy. ph wodnych roztworów kwasów, zasad i soli II. Cel ćwiczenia: Zapoznanie z wodą jako rozpuszczalnikiem substancji chemicznych: kwasów, zasad i soli. Poznanie metod określania i przewidywania odczynu wodnych roztworów tych substancji III. Podstawy teoretyczne Właściwości fizykochemiczne wody spowodowane są specyficzną dipolową budową jej cząsteczek. Dwa atomy wodoru w cząsteczce wody związane są wiązaniem atomowym spolaryzowanym ze znacznie bardziej elektroujemnym atomem tlenu (przyciąga wspólne pary elektronowe obu wiązań). Dodatnio spolaryzowane atomy wodoru odpychają się i z tego powodu kąt między wiązaniami H-O jest rozwarty. Schemat powstawania trwałych dipoli wody przedstawiono na rysunku 1. δ δ σ- δ+ δ+ σ+ σ+ σ+ σ+ Rys. 1. Wypadkowy moment dipolowy wody spowodowany niesymetrycznym rozkładem jej potencjału elektrostatycznego Ponadto na atomie tlenu w cząsteczce wody pozostają dwie wolne pary elektronowe, mogące brać udział w utworzeniu wiązań wodorowych z dwiema cząsteczkami wody. W czystej wodzie występują, więc dwa rodzaje wiązań fizycznych: - oddziaływanie trwałych dipoli, - wiązania wodorowe, zwane mostkami wodorowymi (rysunek 2A). A B Rys. 2. A - wiązania międzycząsteczkowe w wodzie. Linie ciągłe wiązania atomowe spolaryzowane, linie przerywane mostki wodorowe, B model struktury wody: cząsteczki pojedyncze i asocjaty [1] Skutkiem istnienia wiązań wodorowych, woda tworzy asocjaty (rysunek 2B) i wrze w znacznie wyŝszej temperaturze niŝ wodorki sąsiadujących pierwiastków - H 2 S i NH 3, które w temperaturze pokojowej są gazami.

4 Niewielki rozmiar cząsteczek wody, duŝy moment dipolowy wody (1,85 D) i stała dielektryczna (82) powodują, Ŝe jest ona doskonałym rozpuszczalnikiem dla polarnych substancji chemicznych, substancji o wiązaniach: jonowych, atomowych spolaryzowanych i koordynacyjnych oraz substancji organicznych zawierających grupy OH. Inny jest jednak schemat rozpuszczania cukru (rozpuszczanie cząsteczkowe) i substancji jonowej (rozpuszczanie jonowe) (rysunek 3 A i B). B A Rys. 3. Schematyczne przedstawienie rozpuszczania w wodzie: A cukru, B NaCl [2] Woda zajmuje powyŝej 70% powierzchni ziemi (oceany, morza, jeziora, rzeki). Ponadto woda jest związana w minerałach, występuje w powietrzu jako para wodna a w gruntach jako woda gruntowa. Z powodu doskonałych właściwości rozpuszczalnikowych, w wodzie znajdują się większe lub mniejsze ilości związków chemicznych tworząc wodne roztwory ciał stałych, cieczy i gazów. 1. Substancje rozpuszczalne w wodzie Substancje o wiązaniu jonowym Substancje zawierające wiązanie jonowe (na przykład sole: NaCl, KCl, CaCl2, BaCl2, MgCl2) występują w postaci krystalicznej. W węzłach ich sieci krystalicznej znajdują się jony dodatnie i ujemne, które podczas rozpuszczania w wodzie są uwalniane. W roztworze wodnym jony są hydratyzowane przez otaczające je dipole wody. Schemat procesu rozpuszczania substancji jonowej przedstawiono na rysunku 4. Rys. 4. Model procesu rozpuszczania i hydratacji kryształu o wiązaniu jonowym

5 Substancje o wiązaniu atomowym spolaryzowanym Substancje zawierające wiązanie atomowe spolaryzowane (na przykład: HCl, H 2 S, NH 3, AlCl 3 ), które często mają równieŝ budowę dipolową rozpadają się w wodzie na jony hydratyzowane podobnie jak substancje zawierające wiązanie jonowe (rysunek 5). Cząsteczka substancji rozpuszczonej Rys. 5. Schemat procesu rozpuszczania w wodzie substancji o wiązaniu atomowym spolaryzowanym i hydratacji powstałych jonów Substancje o wiązaniu atomowym koordynacyjnym i jonowym Substancje zawierające w swojej cząsteczce jednocześnie wiązania atomowe (spolaryzowane i koordynacyjne) oraz wiązanie jonowe (na przykład: H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4, NH 4 Cl, Na 2 SO 4 ) takŝe mogą rozpuszczać się w wodzie z rozpadem na jony. Wiązania atomowe posiadają większą energię niŝ wiązania jonowe i dlatego w czasie rozpuszczania pęka wiązanie jonowe. Powstają przy tym jony proste oraz jony złoŝone zawierające wiązania atomowe spolaryzowane i wiązanie koordynacyjne lub tylko wiązania koordynacyjne. Na przykład: H 3 PO 4, NH 4 Cl, Na 2 SO 4 rozpadają się na jony w następujący sposób: O H 3 PO 4 3H + + [ O P O ] 3- kwas ortofosforowy(v) O jon fosforanowy(v) zawierający 4 wiązania atomowe koordynacyjne H NH 4 Cl [H N H] + + Cl - chlorek amonu H jon amonowy zawierający 3 wiązania atomowe spolaryzowane 1 wiązanie atomowe koordynacyjne O Na 2 SO 4 2Na + + [O S O] 2- siarczan(vi) sodu O jon siarczanowy(vi) zawierający 4 wiązania atomowe koordynacyjne

6 W przypadku substancji krystalicznych (na przykład stałe sole: NH 4 Cl, Na 2 SO 4, CaSO 4, (NH 4 ) 2 SO 4 ) ich sieci uwalniają w wodzie jony według opisanego wyŝej mechanizmu rozpuszczania substancji o wiązaniach jonowych. Substancje organiczne W wodzie rozpuszczają się niektóre substancje organiczne zawierające grupy hydroksylowe OH -, na przykład: alkohole, cukier, polialkohol winylowy. Rozpuszczalność substancji umoŝliwiają wiązania wodorowe, tworzące się między wodą i ich cząsteczkami. W roztworach takich substancji znajdują się nie jony lecz cząsteczki (rysunek 3). 2. Dysocjacja elektrolityczna Opisane wyŝej zjawisko fizycznego rozpadu substancji na jony pod wpływem wody nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej zaś utworzone roztwory - nazwę elektrolitów. Elektrolity są przewodnikami II rodzaju, czyli przewodzą prąd elektryczny jonowo a ich przewodnictwo rośnie ze wzrostem zawartości jonów. Dysocjacji elektrolitycznej ulegają roztwory kwasów, zasad i soli. Stopień dysocjacji elektrolitycznej Miarą ilościową rozpadu substancji na jony oraz mocy elektrolitu jest stopień dysocjacji elektrolitycznej α α = N/N 0 gdzie: N liczba cząsteczek substancji rozpuszczonej w roztworze, które uległy rozpadowi na jony, N 0 liczba wszystkich cząsteczek substancji rozpuszczonej w roztworze. Wartość stopnia dysocjacji elektrolitycznej zaleŝna od rodzaju, temperatury i stęŝenia roztworu (wzrostowi α sprzyja wzrost temperatury i spadek stęŝenia) podawana jest w postaci ułamkowej (0-1) lub procentowej (0-100%). W zaleŝności od wartości stopnia dysocjacji rozróŝnia się elektrolity mocne, elektrolity średniej mocy i elektrolity słabe (tablica 1). Do elektrolitów mocnych, których wartość α 1 (niektóre źródła podają wartości α > 0,3), naleŝą na przykład: silnie rozcieńczone roztwory wodne soli, NaOH, KOH, HCl, HNO 3, H 2 SO 4. Do elektrolitów średniej mocy, których wartość α zawiera się w granicach 0,1 < α < 0,3, naleŝy na przykład roztwór wodny H 3 PO 4. Do elektrolitów słabych, których wartość α zawiera się w granicach 0 < α < 0,1, naleŝą na przykład: roztwory wodne NH 4 OH, H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, roztwory kwasów organicznych np. kwasu octowego - CH 3 COOH, roztwory wodne wodorotlenków otrzymanych z tlenków o właściwościach amfoterycznych, na przykład Al(OH) 3, Pb(OH) 2, Fe(OH) 3 oraz woda H 2 O.

7 Tablica 1. Stopień dysocjacji elektrolitów o róŝnej mocy (c = 0,1 N) [3] NaleŜy tu dodać, Ŝe dla roztworów nieskończenie rozcieńczonych stopień dysocjacji α zbliŝa się do jedności. Natomiast w stęŝonych roztworach elektrolitów, w wyniku oddziaływania między jonami tworzą się asocjaty o róŝnym stopniu zasocjowania. W efekcie liczba aktywnych jonów a jest mniejsza niŝ wynika to ze stęŝenia c: a = f a c gdzie: a aktywność roztworu, c- stęŝenie roztworu, f a współczynnik aktywności; przy nieskończonym rozcieńczeniu f a dąŝy do 1 zaś aktywność roztworu stęŝenie (tablica 2) Tablica 2. Wpływ stęŝenia elektrolitów na wartości współczynnika aktywności f a [3]

8 Stała dysocjacji elektrolitycznej Dla elektrolitów słabych i średniej mocy, rzadziej dla elektrolitów mocnych, stosuje się równieŝ prawo działania mas: Iloczyn ze stęŝeń molowych jonów odniesiony do stęŝenia molowego substancji rozpuszczonej jest stały w temperaturze 25 0 C (298 K) i nosi nazwę stałej dysocjacji K dys. JeŜeli substancje dysocjują kilkustopniowo to posiadają kilka stałych dysocjacji, charakterystycznych dla kaŝdego stopnia dysocjacji a wypadkowa stała dysocjacji jest iloczynem tych kilku stałych. Rozpatrzmy roztwór wodorotlenku amonu i wodę. Są to słabe elektrolity, co w zapisie reakcji dysocjacji zaznaczone jest dwiema strzałkami skierowanymi w przeciwnych kierunkach: NH 4 OH NH + 4 + OH - H 2 O H + + OH - Zaś stałe dysocjacji obliczane są z poniŝszych wzorów: +. K dys NH 4 OH = (CNH 4 COH - )/CNH 4 OH (1,74. 10-5 mol/dm 3 ; T = 298K) K dys H 2 O = (CH +. COH - )/CH 2 O (1,8. 10-16 mol/dm 3 ; T = 298K) gdzie: C stęŝenia jonów, wodorotlenku amonu i wody (mol/dm 3 ) Ze względu na specyficzne znaczenie wody, jej stała dysocjacji posłuŝyła do określania odczynu roztworów wodnych w jednostkach ph. W tym celu wprowadzono pojęcia iloczynu jonowego wody Kw i wykładnika jonów wodorowych ph, wykładnika jonów wodorotlenowych poh i pk w : K w = K dys H 2 O. CH 2 O = CH +. COH - = 10-14 (mol/dm 3 ) 2 stąd: CH + = COH - = K w = 10-7 mol/dm 3 ph = -lgch + poh = -lgcoh - pk w = -lgk w Proste przeliczenie wskazuje, Ŝe dla chemicznie czystej wody w temperaturze 298K wartość ph = poh = 7 (odczyn obojętny). W nieobojetnych roztworach wodnych suma obu wykładników wynosi zawsze 14, lecz ph poh Odczyn roztworów wodnych kwasów i zasad Wprowadzenie do wody substancji odszczepiającej jony wodorowe powoduje wzrost stę- Ŝenia jonów wodorowych i obniŝenie stęŝenia jonów wodorotlenowych, bowiem musi być zachowana stała wartość K w. Mechanizm zachowania stałej wartości K w jest następujący: jony

9 OH - wiąŝą jony H + w cząsteczki wody a nadmiar jonów H + stwarza kwaśne środowisko (kwaśny odczyn). ph takiego roztworu przyjmuje wartości z zakresu 0 ph <7 Natomiast w środowisku zasadowym (zasadowy odczyn), gdy stęŝenie jonów wodorowych CH + jest mniejsze niŝ 10-7 i większe niŝ 10-14 mol/dm 3, ph przyjmuje wartości z zakresu 7< ph 14 Dla celów praktycznych, środowiska o wartościach ph zawartych w zakresie od 6 do 8 przyjmuje się za środowiska prawie obojętne lub zbliŝone do obojętnych. Odczyn roztworów wodnych mocnych i słabych kwasów Odczyn roztworów wodnych kwasów jest konsekwencją procesu dysocjacji elektrolitycznej. Kwasy niezaleŝnie od stopnia zdysocjowania rozpadają się z odszczepieniem jonu wodorowego H +. Przykładem jest dysocjacja roztworu wodnego kwasu solnego i kwasu węglowego: HCl H + + Cl - I stopień H 2 CO 3 H + - + HCO 3 - II stopień HCO 3 H + 2- + CO 3 Odczyn roztworów wodnych kwasów jest kwaśny, czyli ich ph<7. Jednak przy takich samych stęŝeniach roztworów obu wymienionych kwasów, mniejsze wartości ph będzie wykazywał kwas solny ze względu na większy stopień dysocjacji (roztwór HCl jest mocnym elektrolitem zaś roztwór H 2 CO 3 jest słabym elektrolitem). Odczyn roztworów wodnych mocnych i słabych zasad RównieŜ odczyn roztworów wodnych zasad jest konsekwencją dysocjacji elektrolitycznej. Zasady rozpadają się z odszczepieniem jonu wodorotlenowego OH -. Przykładem jest dysocjacja roztworu wodnego wodorotlenku sodu i opisana wyŝej dysocjacja wodorotlenku amonu: NaOH Na + + OH - NH 4 OH NH + 4 + OH - Odczyn wodnych roztworów obu wodorotlenków jest zasadowy (alkaliczny) czyli ich ph>7. Jednak przy takich samych stęŝeniach większe wartości ph będzie wykazywał roztwór mocnego wodorotlenku sodu, w którym jest większe stęŝenie jonów wodorotlenowych. 3. Hydroliza Hydroliza jest to proces chemiczny jonów rozpuszczonej w wodzie soli z jonami wody, polegający na utworzeniu słabo zdysocjowanych zasad, słabo zdysocjowanych kwasów oraz słabo zdysocjowanych kwasów i zasad. Hydrolizie ulegają: 1. sole słabych zasad i mocnych kwasów, np. NH 4 Cl, (NH 4 ) 2 SO 4, FeCl 3, AlCl 3 oraz azotany(v) wymienionych jonów 2. sole słabych kwasów i mocnych zasad, np. Na 2 CO 3, Na 2 SiO 3, K 2 S, CH 3 COONa

10 3. sole słabych kwasów i słabych zasad, np. (NH 4 ) 2 S, (NH 4 ) 2 CO 3 Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad, poniewaŝ w ich roztworach występują jony silnie zdysocjowanych kwasów, silnie zdysocjowanych zasad oraz silnie zdysocjowanych soli. Odczyn roztworów wodnych soli - przykłady reakcji dysocjacji elektrolitycznej i hydrolizy soli Odczyn roztworów wodnych soli jest konsekwencją zachodzących w nich procesów dysocjacji elektrolitycznej i hydrolizy. Sole słabych zasad i mocnych kwasów Dysocjacja soli (azotan(v) amonu) - NH 4 NO 3 NH 4 + + NO 3 - Hydroliza soli (chlorek Ŝelaza(III)) - FeCl 3 Fe 3+ + 3Cl - NH 4 + + NO 3 - + H + + OH - NH 4 OH + H + + NO 3 - (H 2 O) słabo zdysocjowana zasada silnie zdysocjowany kwas Fe 3+ + 3Cl - + 3H + + 3OH - Fe(OH) 3 + 3H + + 3Cl - (3H 2 O) słabo zdysocjowana zasada silnie zdysocjowany kwas W wyniku nadwyŝki wolnych jonów wodorowych, odczyn wodnych roztworów soli mocnych kwasów i słabych zasad jest kwaśny (ph<7). ph roztworów takich soli oblicza się ze wzoru [3]: ph = - 1 Kwc log 2 K c_zasady gdzie: K w iloczyn jonowy wody = 10-14, K c_zasady - stała dysocjacji słabej zasady, c stęŝenie soli w roztworze (mol/dm 3 ) Sole słabych kwasów i mocnych zasad Dysocjacja soli (krzemian sodu) - Na 2 SiO 3 2Na + + SiO 3 2- Hydroliza soli (siarczek potasu) - K 2 S 2K + + S 2-2Na + + SiO 3 2- + 2H + + 2OH - 2Na + + 2OH - + H 2 SiO 3 (2H 2 O) silnie zdysocjowana zasada słabo zdysocjowany kwas 2K + + S 2- + 2H + + 2OH - 2K + + 2OH - + H 2 S (2H 2 O) silnie zdysocjowana zasada słabo zdysocjowany kwas W wyniku nadwyŝki wolnych jonów wodorotlenowych, odczyn wodnych roztworów soli mocnych zasad i słabych kwasów jest alkaliczny (zasadowy ph >7). ph roztworów takich soli oblicza się ze wzoru [3]: ph = - 2 1 lg Kw Kc c _ kwasu

11 gdzie: K w iloczyn jonowy wody = 10-14, K c_kwasu - stała dysocjacji słabego kwasu, c- stęŝenie soli w roztworze (mol/dm 3 ) Sole słabych kwasów i słabych zasad Dysocjacja soli (siarczek amonu) - (NH 4 ) 2 S 2 NH 4 + + S 2- Hydroliza soli (węglan amonu) - (NH 4 ) 2 CO 3 2 NH 4 + + CO 3 2-2 NH 4 + + S 2- + 2H + + 2OH - 2 NH 4 OH + H 2 S (2H 2 O) słabo zdysocjowana zasada słabo zdysocjowany kwas 2 NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2OH - 2 NH 4 OH + H 2 CO 3 (2H 2 O) słabo zdysocjowana zasada słabo zdysocjowany kwas Odczyn obu soli powinien niezbyt róŝnić się od 7. Jednak, jeŝeli wartości stałych dysocjacji kwasów i zasad, powstałych w wyniku hydrolizy soli, róŝnią się znacznie, wówczas ph roztworów soli odbiegają znacznie od 7. ph roztworów takich soli oblicza się ze wzoru [3]: ph = - 1 lg 2 KwK K c_kwasu c_zasady gdzie: K w iloczyn jonowy wody = 10-14, K c_kwasu - stała dysocjacji słabego kwasu, K c_zasady - stała dysocjacji słabej zasady 4. Woda w budownictwie Procesy rozpuszczania, dysocjacji i hydrolizy mają duŝe znaczenie dla inŝynierów budownictwa projektujących budowle oraz zatrudnionych przy ich wykonawstwie. Woda powierzchniowa lub zawarta w gruncie zwana wodą środowiskową moŝe mieć negatywny wpływ na materiały budowlane i od jej odczynu oraz zawartych w niej zanieczyszczeń zaleŝy mechanizm i szybkość przebiegających procesów korozyjnych. Zgodnie z normą PN-EN 206-1:2003 woda gruntowa o ph w zakresie 5,5 > ph 4,5 stwarza środowisko mało agresywne chemicznie dla betonu, natomiast woda o ph w zakresie 4,5 ph > 4,0 - silnie agresywne chemicznie. Zbyt zanieczyszczona woda nie moŝe być takŝe zastosowana jako woda zarobowa czy woda do pielęgnacji betonu. UŜycie wody złej jakości do tych celów moŝe spowodować zaburzenia w procesach wiązania i twardnienia cementu, pogorszenie wytrzymałości betonu lub zwiększenie jego podatności na korozję. Woda zarobowa powinna spełniać wymagania normy PN-EN 1008:2004. 5. Sposoby określania ph roztworów wodnych Istnieją dwie podstawowe metody określania odczynu roztworów wodnych: 1 - z uŝyciem wskaźników barwnych czyli indykatorów 2 - z uŝyciem elektronicznego pehametru

12 Ad.1. Istnieje grupa barwnych związków organicznych, które są słabymi kwasami, czyli mogą być w pewnym stopniu zdysocjowane. Zabarwienie ich postaci zdysocjowanej jest inne niŝ postaci niezdysocjowanej. JeŜeli stęŝenie jonów wodorowych w roztworze jest duŝe, to po dodaniu wskaźnika obserwujemy głównie zabarwienie jego postaci niezdysocjowanej, bowiem następuje cofnięcie jego dysocjacji (K dys = const.). W przeciwnym przypadku dysocjacja wskaźnika nasila się i obserwujemy głównie zabarwienie jego postaci zdysocjowanej. Gdy stęŝenie obu odmian jest zbliŝone obserwujemy barwę przejściową utworzoną przez nałoŝenie barw obu odmian. Znane jest wiele wskaźników, charakteryzujących się róŝnymi zakresami istnienia postaci zdysocjowanej i niezdysocjowanej oraz róŝnymi barwami tych postaci. Niektóre z nich posiadają zabarwioną tylko jedną postać (patrz tablica 1). Dokładność pomiaru ph przy pomocy pojedynczych wskaźników jest rzędu 1,5 2 jednostek a nawet mniejsza (barwa przejściowa mieści się w granicach minimum 1,5 jednostki). JeŜeli jednak zastosuje się jednocześnie kilka wskaźników, dokładność oznaczenia wzrasta. Istotną wadą tej metody jest wymóg przezroczystości i bezbarwności badanego roztworu (wyciągu wodnego). Tablica 3. Zabarwienie roztworów niektórych wskaźników zaleŝnie od ph [4] Tablica 3. Zabarwienie roztworów niektórych wskaźników zaleŝnie od ph [4] Ad. 2. Pehametr jest elektronicznym miernikiem do pomiaru ph roztworów niekoniecznie bezbarwnych i przezroczystych. Pomiary przy uŝyciu tego aparatu mogą być wykonywane takŝe w środowiskach niewodnych. Miernik zaopatrzony jest w elektrodę wskaźnikową, której wskazania zaleŝą od stęŝenia jonów H + oraz elektrodę porównawczą o stałym, niezmiennym potencjale. Miernik mierzy więc silę elektromotoryczną ogniwa składającego się z tych dwóch

13 elektrod, lecz wyskalowany jest takŝe w jednostkach ph (obecnie stosowana jest łatwiejsza w uŝyciu elektroda kombinowana, tzw. róŝnicowa, która zastępuje dwie wyŝej wymienione elektrody i wymaga mniej miejsca i mniej roztworu do wykonania pomiaru). Miernik przed wykonaniem pomiaru powinien być wyskalowany na roztworach o stałym ph, czyli na roztworach buforowych. Dokładność pomiaru wynosi ułamek jednostki ph. IV. Wykonanie ćwiczenia W ćwiczeniu określane jest ph roztworów mocnego i słabego kwasu oraz mocnej i słabej zasady o tym samym stęŝeniu molowym, ph roztworów róŝnych soli oraz stęŝenie jonów H + i OH - w roztworach tych substancji. 1. Procesy dysocjacji. ph roztworów kwasów i zasad Do 5 wypłukanych wodą destylowaną zlewek pojemności 25 ml wlać do ¾ wysokości: - 0,5 m ( pół molowy) roztwór kwasu solnego 0,5 m HCl, - 0,5 m ( pół molowy) roztwór kwasu octowego 0,5 m CH 3 COOH, - 0,5 m ( pół molowy) roztwór zasady sodowej 0,5 m NaOH, - 0,5 m ( pół molowy) roztwór zasady amonowej 0,5 m NH 4 OH. - oraz wyciąg wodny betonu wykonany w stosunku wagowym beton/woda jak 1/10. Dodać po 2 krople dowolnego wskaźnika kwasowo-zasadowego i oszacować ph roztworów przy uŝyciu tego wskaźnika. Zmierzyć dokładnie ph roztworów za pomocą wyskalowanego pehametru. Wartości ph uzyskane w wyniku oszacowania i pomiaru zanotować w tablicy 4. UWAGA: przy zmianie roztworów, których ph jest mierzone, naleŝy pamiętać o kaŝdorazowym wyłączeniu pehametru oraz o spłukaniu elektrody wodą destylowaną z tryskawki i delikatnym osuszeniu ręcznikiem papierowym. Dodatkowo, aby ustalić zabarwienie wszystkich wskaźników w środowisku kwaśnym i zasadowym, naleŝy przygotować w statywie 8 czystych próbówek. Do 4 próbówek naleŝy wlać roztwór kwasu solnego zaś do 4 roztwór wodorotlenku sodu. Do próbówek dodać po 2 krople 4 wskaźników w kolejności: oranŝ metylowy, czerwień metylowa, błękit bromotymolowy oraz fenoloftaleina. Zabarwienia roztworów posłuŝą jako wzorce barwy postaci kwasowej i zasadowej wszystkich stosowanych wskaźników. W celu określenia odczynu betonu cementowego moŝna, zamiast wykonania wyciągu wodnego 1/10, odłupać kawałek betonu i po zwilŝeniu wodą destylowaną oraz osuszeniu ręcznikiem papierowym nanieść kroplę roztworu fenoloftaleiny. O ph cieczy w porach betonu wnioskuje się na podstawie zabarwienia wskaźnika. 2. Procesy dysocjacji i hydrolizy. ph roztworów soli W ćwiczeniu określany jest odczyn roztworów 3 soli bezbarwnych i jednej soli barwnej o stęŝeniu 0,5 mol/dm 3, lub innym podanym przez prowadzącego. PoniŜej opisano sposób postę-

14 powania przy określaniu odczynu jednej soli. Do 4 wypłukanych wodą destylowaną próbówek naleŝy wlać na wysokość 1-2 cm roztwór soli. Do kaŝdej z próbówek wkroplić po 2 krople wskaźnika w kolejności: oranŝ metylowy, czerwień metylowa, błękit bromotymolowy oraz fenoloftaleina i dobrze wymieszać. Zabarwienie wskaźników i ph roztworu soli oszacowane za pomocą tablicy 3 naleŝy wpisać do tablicy 4. W razie wystąpienia trudności w dokładnej ocenie barwy wskaźnika, naleŝy się posłuŝyć przygotowanymi w 1 części ćwiczenia wzorcami barwnymi. Do zlewki pojemności 25 ml naleŝy zlać roztwory soli z próbówek, dopełnić porcją nowego roztworu do 3/4 wysokości i zmierzyć ph roztworu w zlewce za pomocą pehametru. Odczyt z pehametru zanotować w tablicy 5. Opisane czynności naleŝy takŝe powtórzyć dla roztworów wodnych dwóch kolejnych bezbarwnych soli. Dla soli barwnej naleŝy wykonać tylko pomiar za pomocą pehametru. UWAGA: przy zmianie roztworów, których ph jest mierzone, naleŝy pamiętać o kaŝdorazowym wyłączeniu pehametru oraz o opłukaniu elektrody wodą destylowaną z tryskawki i delikatnym osuszeniu bibułą filtracyjną. Po skończeniu ćwiczenia umyć szkło i uprzątnąć stanowisko. V. Opracowanie wyników ćwiczenia 1. Procesy dysocjacji. ph roztworów wodnych kwasów i zasad a) wyniki doświadczalne uzyskane w tej części ćwiczenia naleŝy zamieścić w tablicy 4, b) obliczyć stęŝenie jonów H + oraz OH - na podstawie zaleŝności: ph = -lgch + oraz COH - = 10-14 /CH + a takŝe przy uŝyciu tablicy logarytmów dziesiętnych lub kalkulatora. Wyniki obliczeń zamieścić równieŝ w tablicy 4, c) na podstawie wartości ph i stęŝenia obu rodzajów jonów uzasadnić, który z kwasów i która z zasad są elektroliami większej mocy, d) napisać reakcje dysocjacji dla elektrolitów większej mocy i elektrolitów mniejszej mocy. Sposób przeliczania wartości ph roztworów na stęŝenie molowe jonów H + i OH - w tych roztworach - przykłady a) Obliczanie stęŝenia jonów wodorowych z uŝyciem tablic logarytmicznych Przykład I: oblicz jakie jest stęŝenie jonów H + i OH - w roztworze kwasu solnego, którego ph odczytane za pomocą pehametru wynosi 1,55. PoniewaŜ: ph = -lgch +, stąd wartość lgch + wynosi 1,55. Aby określić wartość CH + pod logarytmem naleŝy określić wartość logarytmu odpowiadającą tej liczbie ujemnej, czyli ustalić wartość cechy i mantysy logarytmu. W tym celu dodajemy 1 do wartości -1 (przed przecinkiem) oraz +1 do wartości 0,55 po przecinku. Uzyskujemy war-

15 tość logarytmu 2,45. Odczytana z tablicy logarytmów dziesiętnych wartość stęŝenia jonów wodorowych wynosi 0,0282 (2.82. 10-2 ) mol/dm 3 PoniewaŜ: COH - = 10-14 /CH + To stęŝenie molowe jonów OH - - COH - = 10-14 /2,82. 10-2 = 3,54. 10-13 mol/dm 3 Przykład II: oblicz, jakie jest stęŝenie jonów H + i OH - w roztworze wodorotlenku sodu, którego ph odczytane na pehametrze wynosi 11,55. PoniewaŜ: ph = -lgch +, stąd lg CH + wynosi 11,55. Po wykonaniu prostych działań matematycznych jak w przykładzie I uzyskujemy wartość logarytmu: 12,45. Odczytana z tablicy logarytmów dziesiętnych wartość stęŝenia jonów wodorowych wynosi 2,82. 10-12 mol/dm 3 PoniewaŜ: COH - = 10-14 /CH + To stęŝenie molowe jonów OH - - COH - = 10-14 /2,82. 10-12 = 3,54. 10-3 mol/dm 3 b) Obliczanie stęŝenia jonów wodorowych z uŝyciem kalkulatora Przykład I: Do kalkulatora wpisać wartość 10, wcisnąć klawisz x y wpisać 1,55 i z uŝyciem klawisza +/- wstawić znak -. W okienku pojawi się liczba 0,0281838, którą naleŝy zaokrąglić do trzech cyfr znaczących. StęŜenie jonów wodorowych wyniesie 0,0282 czyli 2,82. 10-2 mol/dm 3. Przykład II: W drugim przypadku wynik obliczenia wyniesie 2,8183829. 10-12 czyli 2,82. 10-12 mol/dm 3. Tablica 4. Wyniki przybliŝonych i dokładnych pomiarów ph uzyskane dla roztworów kwasów i zasad Rodzaj roztworu 0,5 m HCl 0,5 m CH 3 COOH 0,5 m NaOH 0,5 m NH 4 OH Wyciąg wodny betonu - 1g betonu/10 g wody Rodzaj wskaźnika Barwa wskaźnika oszacowane z barwy wskaźników ph roztworu odczytane z pehametru 2. Procesy dysocjacji i hydrolizy. ph roztworów wodnych soli StęŜenie jonów, mol/dm 3 a) wyniki doświadczalne uzyskane w tej części ćwiczenia zamieścić w tablicy 5 b) napisać reakcje dysocjacji oraz reakcje hydrolizy soli uzasadniające odczyn soli H + OH - roztworu Odczyn c) obliczyć ph roztworów za pomocą wzorów zamieszczonych na str. 10-11 i danych z tablicy 6

16 d) sformułować wnioski na temat odczynu soli ulegających hydrolizie i sposobów określania ph ich roztworów Tablica 5. Wyniki przybliŝonych i dokładnych pomiarów ph uzyskane dla roztworów soli oraz wyniki obliczeń w uŝyciem wzorów zamieszczonych na stronach 10 i 11 Wzór chemiczny soli, stęŝenie roztworu (mol/dm 3 ) oranŝ metylowy Zabarwienie wskaźników czerwień metylowa błękit bromotymolowy fenoloftaleina oszacowane z barwy wskaźników ph roztworu soli odczytane z pehametru obliczone z wzorów Odczyn roztworu SÓL I SÓL II SÓL III SÓL IV Tablica 6. Wartości stałych dysocjacji K dys wybranych kwasów i zasad [5] Kwas Stała dysocjacji Zasada Stała dysocjacji Węglowy - H 2 CO 3 K 2 4,7. 10-11 Amonowa - NH 4 OH K 1,8. 10-5 Krzemowy - H 2 SiO 3 K 2 1,6. 10-12 Glinowa - Al(OH) 3 K 3 1,4. 10-9 Siarkowodorowy- H 2 S K 2 1. 10-14 śelazowa(iii) - Fe(OH) 3 K 3 1,4. 10-12 Siarkowy(VI) - H 2 SO 4 K 2 1,2. 10-2 Miedziowa(II) - Cu(OH) 2 K 2 1,3. 10-4 Octowy - CH 3 COOH K 1,8. 10-5 Wapniowa Ca(OH) 2 K 2 4,3. 10-2 Szczawiowy - (COOH) 2 K 2 5,4. 10-5 Magnezowa - Mg(OH) 2 K 2 2,5. 10-3 VI. LITERATURA 1. Praca zbiorowa pod redakcją L. Czarneckiego, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii budowlanej. Wydawnictwa Politechniki Warszawskiej, Warszawa 2007. 2. M.J. Sienko, R.A. Plane, Chemia. Postawy i własności. WNT, Warszawa 1980. 3. L. Czarnecki, T. Broniewski, O. Henning, Chemia w budownictwie. Arkady, Warszawa 1995. 4. Praca zbiorowa pod redakcją M. Kamińskiego, Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej. Część I. Wydawnictwa Politechniki Warszawskiej, Warszawa 1992. 5. Poradnik fizyko-chemiczny, WNT, Warszawa 1979.