CHEMIA

Stężenia roztworów -

- alkalimetria

Wydział: Górnictwo i Geologia Łukasz Piętowski

Kierunek: Inżynieria Bezpieczeństwa Katarzyna Pokora

Semestr II Magdalena Szczybyło

Sekcja VIII

WSTĘP TEORETYCZNY:

Dział analizy miareczkowej nazywany alkacymetrią polega na wykorzystaniu reakcji kwas - zasada i obejmuje dwie grupy metod: alkalimetrię i acydymetrię. Jest znanych kilka teorii tłumaczących istotę pojęcia kwasu i zasady oraz reakcji zachodzących między tymi związkami. Podstawowymi reakcjami w alkacymetrii są reakcje dysocjacji, zobojętniania i hydrolizy.

Teoria Arrheniusa

Kwasy jako związki, które w roztworach wodnych dysocjują z utworzeniem jonów H⁺, a zasady - jako substancje, które w wyniku dysocjacji tworzą jony OH^-.

Moc powstałego kwasu lub zasady określa stała dysocjacji lub rzadziej stopień dysocjacji. Stała dysocjacji jest stosunkiem iloczynu stężeń jonów, na które dysocjuje dany elektrolit, do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych w warunkach równowagi. Stopień dysocjacji jest to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych do ogólnej liczby cząsteczek danego elektrolitu przed dysocjacją. Stopień dysocjacji jest więc liczbą ułamkową (α <1), która określa, jaka część ogólnej liczby cząsteczek elektrolitu przy danym jego stężeniu uległa rozpadowi na jony.

Drugą podstawową reakcją w alkacymetrii jest reakcja zobojętniania, w której z kwasu i zasady powstaje woda i sól.

Reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania jest reakcja hydrolizy, która według teorii Arrheniusa przebiega między wodą a solami słabych kwasów i mocnych zasad, solami mocnych kwasów i słabych zasad lub solami słabych kwasów i słabych zasad:

Alkalimetria, metoda oznaczania zawartości kwasów w roztworach za pomocą miareczkowania roztworami zasad o znanym stężeniu.

Analiza miareczkowa jest klasyczną metodą analizy ilościowej. Polega ona na pomiarze objętości roztworu o znanym stężeniu (tzw. roztworu mianowanego) zużytego do całkowitego przereagowania z substancją badaną.

Substancje te reagują ze sobą wg ściśle określonej reakcji chemicznej w ilościach równoważnikowych.

Podstawowym zagadnieniem w analizie miareczkowej jest określenie punktu równoważnikowego, tj punktu, w którym przereagowały ze sobą jednakowe ilości równoważników roztworu mianowanego i substancji badanej.

Do określenia tego punktu stosuje się wskaźniki, które zmieniają swoją barwę w obecności niewielkiego nadmiaru odczynnika miareczkującego. Zmiana pH roztworu jest gwałtowna w bezpośrednim sąsiedztwie punktu równoważnikowego.

PRZEBIEG ĆWICZENIA:

Oznaczenie stężenia i ilości kwasu siarkowego

Wykonać trzy równoległe oznaczania. Do kolby stożkowej o pojemności 20 cm³ odmierzyć dokładnie pipetą 10 cm³ badanego roztworu H₂SO₄. Próbkę rozcieńczyć ok. 50 cm³ wody destylowanej i dodać 3 ÷ 5 kropli oranżu metylowego. Tak przygotowaną próbkę miareczkowa 0,1 mol roztworem NaOH do zmiany barwy wskaźnika z różowej na pomarańczowo-cebulkową. Napisać równanie reakcji. Do obliczeń przyjąć średnią arytmetyczną objętość zużytej zasady z trzech oznaczeń. Obliczyć stężenie molowe badanego roztworu kwasu siarkowego oraz ilość miligramów kwasu siarkowego w badanej próbce.

Objętości zużytego wodorotlenku sodu do miareczkowania 3 równoległych próbek:

V₁ = 21,7 cm³

V₂ = 19,7 cm³

V₃ = 19,5 cm³

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O

2 mol NaOH - 1 mol H₂SO₄

Oznaczenie stężenia i ilości kwasu ortofosforowego

Kwas ortofosforowy H₃PO₄ jest kwasem trójzasadowym i jego zobojętnianie przebiega trójstopniowo. W obecności oranżu motylowego zachodzi reakcja:

H₃PO₄ + NaOH
NaH₂PO₄ + H₂O

w wyniku, której zobojętniony zostaje pierwszy stopień dysocjacji kwasu.

Wobec fenoloftaleiny natomiast zachodzi reakcja:

H₃PO₄ + 2NaOH
Na₂HPO₄ + 2H₂O

w wyniku, której zobojętniają się dwa równoważniki kwasu fosforowego.

Wykonać dwa równolegle oznaczenia. Do kolby stożkowej o pojemności 200 cm³ dodać 2,5 cm³ badanego roztworu kwasu fosforowego. Próbkę rozcieńczyć ok. 50 cm³ wody destylowanej i dodać 3 ÷ 5 kropli oranżu metylowego. Roztwór badany miareczkować 0,1 mol roztworem NaOH do zmiany barwy wskaźnika z różowej na pomarańczowo-cebulkową.

Objętość zużytego roztworu zasady oznaczyć przez V₁. Następnie do częściowo zobojętnionego roztworu dodać 4÷6 kropli fenoloftaleiny i miareczkować dalej 0,1 mol NaOH do zmiany barwy z żółtej na pomarańczową. Objętość zużytego roztworu zasady oznaczyć przez V₂.

Objętości zużytego wodorotlenku sodu do podwójnego miareczkowania dwóch równoległych próbek:

V_1a = 22,7 cm³

V_1b = 17,5 cm³

V_2a = 29,3 cm³

V_2b = 40,1 cm³

Stężenie i masę kwasu ortofosforowego obliczam na podstawie reakcji zachodzącej podczas pierwszego miareczkowania.

NaOH + H₃PO₄ = NaH₂PO₄ + H₂O

2 NaOH - 1 mol H₃PO₄

ZADANIA:

1. Ile gramów sody Na₂CO₃ potrzeba do sporządzenia 3 dm³ 0,5 molowego roztworu.

Dane: Szukane:

V_r = 3 dm³ m_s = ?

C_m = 0,5 mol/dm³

Do wzoru
podstawiam

ODP: Do sporządzenia 3 dm³ 0,5 molowego roztworu potrzeba Na₂CO₃.

3. Obliczyć stężenie molowe 20% - roztworu HNO₃. Gęstość roztworu wynosi 1,12 g/cm³.

dane: szukane:

C_p= 20% C_m =?

d_r =1,12 g/cm³

Rozwiązanie:

(1)
(2)

Do wzoru (1) podstawiam:
i
:

(3)

Ze wzoru (2) wyznaczam
i podstawiam do równania (3):

ODP: Stężenie molowe roztworu wynosi 3,56.

4. Jaką ilością wody należy rozcieńczy 100 cm³ 20 % H₂SO₄ o gęstości 1,14 g cm^-3 aby otrzymać 5 % roztwór?

Dane: Szukane:

V = 100 cm³ m_wody = ?

d = 1,14 g/cm³

C_p = 20%

5 g kwasu - 15 g wody

114 g kwasu - x g

ODP: Należy dolać 342 cm³ wody.

5. Do 1 dm³ wody wlano 500 cm³ 32 % HNO₃ o gęstości 1,2 g/cm³. Obliczyć stężenie procentowe otrzymanego roztworu.

32 g substancji - 100 g roztworu

x g - 600 g roztworu

ODP: Stężenie procentowe otrzymanego roztworu wynosi 12%.

8

20%

5%

0%

15 g wody

5 g kwasu

---