1 Ch Lab Miar KZ Bud 2010 SN

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

1

Ćwiczenie laboratoryjne nr 1

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

I.

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

1. Definicja pH

Idealnie czysta woda (np. woda destylowana) charakteryzuje się bardzo słabym

przewodnictwem elektrycznym. Popularnie mówimy, że źle przewodzi prąd elektryczny.

Woda jest zatem bardzo słabym elektrolitem, który w bardzo małym stopniu ulega dysocjacji.

H

2

O  H

+

+ OH

-

Proces dysocjacji wody polega, na oddziaływaniu ujemnym biegunem jednej cząsteczki wody

na drugą co powoduje jej rozpad. Proton zostaje związany przez wolne elektrony tlenu i

w ten sposób powstaje jon hydroniowy H

3

O

+

.

H

+

+ H –

O – H  [H

3

O]

+

Dysocjację wody (autodysocjacja) lepiej opisuje równanie reakcji dwóch cząsteczek wody:

H

2

O + H

2

O  H

3

O

+

+ OH

-

Równowagę między jonami H

3

O

+

i OH

-

, a niezdysocjowaną cząsteczką wody można wyrazić

za pomocą stężeniowej stałej równowagi chemicznej, nazywanej tez stałą dysocjacji wody:

2

2

3

]

[

]

][

[

O

H

OH

O

H

K

,

gdzie: symbole [H

3

O

+

], [OH

-

] i [H

2

O] oznaczają stężenia molowe odpowiednio: jonów

hydroniowych, jonów wodorotlenowych i wody.

W równaniu na stała dysocjacji stężenie wody może być uznane za wartość stałą,

ponieważ liczba cząsteczek zdysocjowanych jest niewielka w stosunku do ogólnej liczby

cząsteczek wody. Zatem iloczyn K  [H

2

O]

2

= K

w

jest wielkością stałą i zwany jest

iloczynem

jonowym wody

.

K

w

= K  [H

2

O]

2

= [H

3

O

+

] [OH

-

]

W temperaturze 25C (298K) dla idealnie czystej wody stężenie jonów hydroniowych jest

równe stężeniu jonów wodorotlenowych i wynosi

[H

3

O

+

] = [OH

-

] = 1 10

-7

mol/dm

3

.

Stąd:

K

w

= [H

3

O

+

] [OH

-

] = 1 10

-14

mol/dm

3

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

2

Miarą kwasowości roztworu wodnego jest stężenie jonów wodorowych. Dla

wszystkich roztworów obojętnych [H

3

O

+

] = 10

-7

mol/dm

3

, kwaśnych [H

3

O

+

] > 10

-7

mol/dm

3

,

a zasadowych [H

3

O

+

] < 10

-7

mol/dm

3

.

Rysunek ilustrujący wartości pH, [H

3

O

+

], OH

-

i pOH.dla roztworów wodnych.

Dodanie jakiegokolwiek kwasu doprowadza do zwiększenia stężenia jonów

wodorowych, a równocześnie ulega zmniejszeniu stężenie jonów wodorotlenowych, których

część łączy się z jonami H

+

w niezdysocjowane cząsteczki wody.

Analogicznie dodanie zasady zwiększa stężenie jonów OH

-

i zmniejsza stężenie jonów

wodorowych. Wartość iloczynu jonowego wody pozostaje w obu przypadkach nie zmieniona

(przy założeniu stałości temperatury).

Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne. W 1909 r. zaproponowano

posługiwanie się tzw. wykładnikiem stężenia jonów wodorowych, zwanym pH. Jest to

ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia [H

+

]: (a dokładniej aktywności

a

H

+

) jonów

wodorowych

pH = - log [H

+

] lub pH = - log [H

3

O

+

]

analogicznie

pOH = - log [OH

-

]

Logarytmując obie strony iloczynu jonowego wody

K

w

= [H

3

O

+

] [OH

-

]

i podstawiając w miejsce stężeń jonów wodorowych i wodorotlenowych wartości pH i pOH

otrzymujemy zależność w postaci:

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

3

pH + pOH = 14

Skala pH roztworów wodnych obejmuje zakres od pH = 0 ([H

+

] = 1 mol/dm

3

) do roztworów

zasadowych o pH = 14 ([H

+

] = 10

-14

mol/dm

3

):

pH < 7 – roztwory kwaśne

pH = 7 – roztwory obojętne

pH > 7 – roztwory zasadowe.

Dla stężonych roztworów mocnych kwasów i zasad skala pH może sięgać poza podane

granice 0 i 14.

2. Pomiar pH roztworów

Wartość pH badanego roztworu można oznaczać kolorymetrycznie za pomocą

wskaźników barwnych (nazwanych również indykatorami), metodą potencjometryczną

(pomiar zmiany potencjału roztworu miareczkowanego) - dokładniej – pomiar za pomocą

przyrządu nazwanego pehametrem, w którym funkcję czujnika pełni elektroda szklana.

Wskaźniki

pH

Wskaźnikami pH są substancje ulegające przemianom lub modyfikacjom

strukturalnym w pewnym obszarze stężenia jonów wodorowych. Wskaźnikami takimi są

najczęściej związki organiczne (słabe kwasy lub zasady), które w roztworach wodnych

ulegają dysocjacji kwasowej lub zasadowej (tworzą układy sprzężone kwas – zasada). Są one

słabymi elektrolitami. Z tymi przemianami najczęściej związana jest zmiana barwy

wskaźnika.

Wskaźniki można podzielić na dwa podstawowe rodzaje:

- wskaźniki dwubarwne – obydwa składniki układu kwas – zasada mają

charakterystyczną barwę (np. oranż metylowy),

- wskaźniki jednobarwne – tylko jeden składnik układu kwas – zasada ma

charakterystyczną barwę, natomiast drugi jest bezbarwny (np. fenoloftaleina).

Wskaźniki, jednobarwne i dwubarwne, stosuje się oddzielnie lub w mieszaninie

z obojętnym barwnikiem, na tle którego zmiana barwy właściwego wskaźnika jest łatwiej

zauważalna – są to wskaźniki mieszane. Stosuje się też mieszaniny wskaźników, które

zmieniają barwę stopniowo w szerokim zakresie pH. Są to wskaźniki uniwersalne,

pozwalające szybko ale niestety tylko w sposób przybliżony ocenić wartość pH roztworu.

Zaopatrzone są one w skalę barw odpowiadającą określonym wartościom pH.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

4

Wskaźniki stosuje się w celu wizualnego (kolorymetrycznego) określenia punktu

końcowego reakcji zobojętnienia. Wskaźniki stosuje się w postaci wodnych lub etanolowych

roztworów oraz w postaci papierków wskaźnikowych (wąskie paski bibuły nasycone

roztworem wskaźnika a następnie wysuszone). Do wskaźników dołączona jest skala barw,

jakie przybiera papierek w zależności od pH roztworu. Po zanurzeniu papierka do badanego

roztworu lub zwilżeniu kroplą roztworu badanego, papierek zabarwia się na

charakterystyczny kolor odpowiadający pH tego roztworu.

Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące

warunki:

- zmieniona barwa musi kontrastować z barwą pierwotną,

- zmiana barwy musi następować w wąskim zakresie pH, przy czym zakres ten

musi obejmować stan stechiometrycznego (całkowitego) zobojętnienia

reagujących substancji.

Znając zakres pH, przy którym wskaźnik zmienia barwę można dobrać odpowiedni

wskaźnik dla odpowiedniego układu kwas – zasada.

W tabeli podano kilka najczęściej stosowanych wskaźników kwasowo-zasadowych.

Tabela. Zależności barwy wskaźnika kwasowo-zasadowego od pH roztworu

Wskaźnik

Obszar zmiany
barwy pH

Roztwór wskaźnika

Barwa w roztworze

Zawartość
wskaźnika

w %

rozpuszczalnik

kwaśnym

zasadowym

Błękit tymolowy

1.2 – 2.8

0.1

woda

czerwona

żółta

Oranż metylowy
B

3.1 – 4.4

0.1

woda

czerwona

żółta

Zieleń
bromokrezolowa

4.0 – 5.6

0.1

woda

żółta

niebieska

Błękit
bromotymolowy

6.2 – 7.6

0.1

woda

żółta

niebieska

Czerwień
krezolowa A

7.2 – 8.8

0.1

woda

żółta

czerwona

Fenoloftaleina

8.0 – 10.0

0.1

70% alkohol

etylowy

bezbarwna

czerwona

Błękit Nilu

10.1 – 11.1

0.1

woda

niebieska

czerwona

Tropeolina OA

11.1 – 12.7

0.1

woda

żółta

brązowo-
pomarańcz
owa

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

5

Rysunek ilustrujący najbardziej popularne wskaźniki kwasowo-zasadowe i zakresy wartości

pH, w których te wskaźniki zmieniają barwę.

Pomiar pH

Kroplę badanego roztworu nanosi się na papierek wskaźnikowy – nasycony jednym z

barwnych wskaźników lub ich mieszaniną. Po zaobserwowaniu zmiany zabarwienia

porównuje się otrzymaną barwę ze skalą barw podaną w jednostkach pH.

Dokładniejszą

metodą

oznaczania

kwasowości

roztworów

jest

metoda

potencjometryczna, oparta na pomiarze siły elektromotorycznej (SEM) ogniwa E

ogn

utworzonego z elektrody pomiarowej (odwracalna względem jonów wodorowych) i elektrody

porównawczej.

Najczęściej, jako elektrody pomiarowe, stosowane są: elektroda szklana i nasycona

elektroda wodorowa; rzadziej elektroda chinhydronowa oraz elektrody tlenkowe (np.

antymonowa).

Elektrodę porównawczą stanowi najczęściej nasycona elektroda kalomelowa (NEK).

Elektroda szklana utworzona jest z rurki szklanej, zakończonej u dołu cienkościenną

banieczką. Wewnątrz elektrody znajduje się elektroda chlorosrebrowa zanurzona w roztworze

chlorku(I) potasu(I) lub w kwasie chlorowodorowym o określonym stężeniu. Pomiar polega

na zanurzeniu elektrody w badanym roztworze wraz z odpowiednią elektrodą porównawczą,

np. z kalomelową według schematu:

Ag

(s)

, AgCl

(s)

, KCl

aq

szkło

roztwór badany lub wzorcowy

 KCl

aq

, Hg

2

Cl

2(s)

, Hg

(s)

Elektroda szklana

Elektroda kalomelowa


W ściance szklanej, po obu jej stronach

,

powstają warstwy hydratowane. Jeżeli

stężenie jonów wodorowych w roztworach po obu stronach bańki szklanej są różne, to ustala

się odpowiedni gradient potencjału. Zmienia się on w zależności od zmian stężenia jonów H

+

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

6

w jednym z roztworów. Działanie elektrody szklanej tłumaczy się tendencją jonów

wodorowych do zastępowania niektórych jonów zdeformowanej siatki krystalicznej szkła

i obsadzania wolnych miejsc tej siatki. Nie ma jednak przechodzenia jonów z jednej strony

ścianki szklanej na drugą.

Potencjał elektrody zależy od ustalającej się równowagi pomiędzy jonami wodoru

znajdującymi się w siatce szkła i jonami wodorowymi H

+

w roztworze. Zmieniając roztwór, w

którym zanurzona jest elektroda szklana, zmienia się tylko potencjał na granicy faz szkło –

roztwór badany. Dla jonów wodorowych spełnione jest równanie:

]

log[

0591

.

0

ln

H

E

c

F

RT

E

E

o

H

H

o

H

w

dla temperatury 25C.

Dla elektrody wodorowej przyjęto, że

o

H

E

= 0 i wiadomo, że –log [H

+

] = pH równanie można

zapisać następująco:

pH

E

w

0591

.

0

Elektroda szklana nadaje się do pomiaru pH w granicach od 0 do 8,5 lub nawet od 0

do 11, w zależności od rodzaju szkła. Do pomiaru pH służą elektroniczne przyrządy zwane

pehametrami.

Zestaw pomiarowy pehametru z elektroda szklaną w czasie pomiaru wartości pH

Coca-Coli Diet.

Potencjometryczny pomiar pH polega na zestawieniu układu zgodnie ze schematem

podanym wyżej, przy czym najpierw dobiera się roztwór wzorcowy o wartości pH zbliżonej

do spodziewanej wartości pH badanego roztworu i mierzy się SEM takiego układu – E

ogn wz

dla temperatury 25C (298K)

wz

por

w

por

ognwz

pH

E

E

E

E

0591

,

0

(1)

gdzie: E

ogn wz

– SEM badanego ogniwa zawierającego roztwór wzorcowy o znanym pH,

E

w

– potencjał elektrody wskaźnikowej (szklanej),

E

por

– potencjał elektrody porównawczej (np. kalomelowej),

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

7

pH

wz

– wartość pH roztworu wzorcowego.

Następnie buduje się drugie ogniwo, w którym na miejscu roztworu wzorcowego

o znanej wartości pH wprowadza się roztwór badany i wyznacza SEM tego ogniwa:

bad

odn

w

odn

ogbad

pH

E

E

E

E

0591

,

0

(2)

Po odjęciu stronami równania drugiego od pierwszego

bad

wz

ognbad

ognwz

pH

pH

E

E

0591

,

0

0591

,

0

a po przekształceniach otrzymujemy:

0591

,

0

ognwz

ognbad

wz

bad

E

E

pH

pH

3. Analiza chemiczna.

Analizę chemiczną dzieli się na

analizę jakościową i analizę ilościową

. Celem

analizy

jakościowej

jest określenie jakościowego składu badanej substancji, tj. ustalenie z jakich

pierwiastków, grup funkcyjnych lub związków chemicznych składa się dana substancja.

Analiza ilościowa

określa w jakich proporcjach ilościowych poszczególne składniki

(pierwiastki i związki chemiczne) znajdują się w badanej substancji.

Z technicznego punktu widzenia metody analizy ilościowej dzieli się na

chemiczne

i instrumentalne

.

Metody chemiczne

, jako starsze zwane klasycznymi, obejmują

metody

wagowe i metody miareczkowe

. Istota metod chemicznych polega przeprowadzeniu

charakterystycznych reakcji chemicznych, których wynik jest podstawą do uzyskania

informacji o jakościowym i/lub ilościowym składzie analizowanej próbki.

Metody

instrumentalne

to takie, w których do uzyskania informacji o analizowanej próbce

wykorzystuje się zaawansowane przyrządy i urządzenia pomiarowe. W ślad za powyższym

podziałem,

metody spektrofotometryczne

można zaliczyć do metod mieszanych

chemiczno-

instrumentalnych

, ze względu na to, że proces analizy polega przede wszystkim na

przeprowadzeniu odpowiednich reakcji chemicznych, w wyniku których obserwuje się

pojawienie się charakterystycznych widm absorpcji promieniowania elektromagnetycznego

(światła) przez analizowane substancje. Widma absorpcyjne mierzy się

metodami

spektrofotometrycznymi

.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

8

Metody wagowe

polegają na ilościowym oznaczaniu zawartości danego składnika w

próbce na podstawie pomiaru masy trudno

rozpuszczalnego związku

tego składnika,

strąconego z roztworu i odpowiednio wysuszonego lub wyprażonego w wysokiej

temperaturze. W

metodach miareczkowych (objętościowych)

zawartość oznaczanego

składnika wyznacza się na podstawie objętości (najczęściej mierzonej w mililitrach – cm

3

)

titranta (titrantem nazywamy roztwór o znanym stężeniu tzw. roztwór mianowany, którym

miareczkuje się roztwór badany o nieznanym składzie), dodanego z biurety do analizowanego

roztworu do osiągnięcia punktu równoważnikowego. W punkcie równoważnikowym

oznaczany składnik przereagowuje ilościowo (stechiometrycznie) z aktywnymi składnikami

roztworu titranta.

Metody analizy miareczkowej są dokładne i umożliwiają przeprowadzenie analizy

ilościowej z dokładnością do 0,1%. Nie wymagają skomplikowanej aparatury, a analizę

można wykonać dość szybko. W analizie miareczkowej istnieje możliwość zastosowania

reakcji różnych typów, które jednak muszą spełniać następujące warunki:

b) reakcja odczynnika obecnego w roztworze mianowanym (titrantem) z badaną

substancją powinna przebiegać stechiometrycznie (ilościowo),

c) szybkość reakcji powinna być duża (sekundy lub co najwyżej minuty do osiągnięcia

stanu równowagi),

d) w pobliżu punktu równoważnikowego (PR) powinna w sposób widoczny zmieniać się

co najmniej jedna, możliwa do zmierzenia, właściwość miareczkowanego roztworu

(barwa, potencjał utlenienia/redukcji, przewodnictwo).

Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach reakcji chemicznych:

a) reakcje kwasowo-zasadowe - alkacymetryczne – (alkalimetria i acydymetria),

b) reakcje tworzenia związków kompleksowych - kompleksometryczne,

c) reakcje utlenienia i redukcji - redoksymetryczne – (oksydymetria i reduktometria),

d) reakcje tworzenia soli trudno rozpuszczalnych - analiza strąceniowa – do oznaczania

substancji trudno rozpuszczalnych.

Analizę miareczkową stosuje się przede wszystkim do oznaczeń w środowiskach wodnych

Ostatnio coraz częściej stosuje się metody miareczkowe również do analiz w roztworach

niewodnych (alkohole, ketony, aminy) lub mieszanych (wodno-organicznych).

W celu oznaczenia danej substancji w roztworze trzeba znaleźć odpowiedni

odczynnik reagujący z nią w sposób stechiometryczny (ilościowo, bez reakcji ubocznych)

i dostatecznie szybko. Punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował

ilościowo (stechiometrycznie) z dodawanym z biurety roztworem mianowanym (titrantem),

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

9

nazywa się

punktem równoważnikowym

(PR)

miareczkowania. Istnieją różne metody

pozwalające

dokładnie

ustalić

ten

punkt.

Wyznaczony

doświadczalnie

punkt

równoważnikowy nazywa się

punktem końcowym (PK)

miareczkowania. Punkt końcowy

miareczkowania określa się wizualnie, korzystając z barwnych wskaźników lub metodami

instrumentalnymi. W celu zminimalizowania błędu popełnianego w czasie analizy należy tak

dobrać metodę wyznaczania PK aby był on możliwie blisko PR.

4. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe. Alkacymetria.

Alkacymetria obejmuje

alkalimetrię

,

tj. oznaczanie zawartości kwasów w roztworze

za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady, oraz

acydymetrię

, tj. oznaczanie

zasad zawartych w badanym roztworze za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem

kwasu. Metody alkalimetryczne i acydymetryczne nazywa się również

metodami

zobojętniania

. W wyniku reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą powstaje sól i woda.

Metody alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania stężenia kwasów i zasad

nieorganicznych oraz organicznych. Przeprowadzanie miareczkowania alkacymetrycznego

w środowiskach niewodnych umożliwiło ilościowa analizę kwasów i zasad organicznych. Są

one na ogół lepiej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, a poprzez dobór

odpowiedniego rozpuszczalnika można uzyskać większą względną kwasowość lub

zasadowość słabych kwasów lub zasad organicznych.

W praktyce w alkacymetrii wyróżnia się trzy typy miareczkowania:

- miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad,

- miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad,

- miareczkowanie kwasów i zasad o różnej mocy.

W wyżej wymienionych typach miareczkowania odczynnikiem miareczkującym (titrantem)

jest zawsze mianowany roztwór mocnej zasady albo mocnego kwasu (w analizie

miareczkowej nie stosuje się miareczkowania roztworami słabych kwasów lub zasad).

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą lub mocnej zasady

mocnym kwasem


Mocne kwasy są całkowicie zdysocjowane, a więc w przypadku kwasu

chlorowodorowego stężenie jonów H

+

(dokładniej jonów hydroniowych H

3

O

+

) jest równe

stężeniu

kwasu.

Przykładowo

omówiono

miareczkowanie

roztworu

kwasu

chlorowodorowego (HCl

aq

) o stężeniu 0,1 mol/dm

3

roztworem wodorotlenku sodu(I)

(NaOH

aq

) o takim samym stężeniu.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

10

Jeżeli do roztworu kwasu będziemy dodawać roztwór wodorotlenku sodu, to pH

początkowo zmienia się nieznacznie, ponieważ dodawane do roztworu jony OH

-

łączą się z

jonami H

+

tworząc niezdysocjowane cząsteczki wody. W chwili gdy ilość dodawanej zasady

jest równa ilości kwasu wówczas pH roztworu jest bliskie 7, a po dodaniu kolejnej kropli

zasady gwałtownie rośnie. Spowodowane jest to zmniejszeniem stężenia wolnych jonów H

+

,

które mogą utworzyć cząsteczki wody z jonami OH

-

, jednocześnie pojawia się większe

stężenie wolnych jonów wodorotlenowych. Dodanie każdej następnej kropli roztworu zasady

powoduje coraz większy wzrost pH roztworu. Zmiana wartości pH po dodaniu jednej kropli

roztworu titranta, następująca w pobliżu punktu równoważnikowego (PR) reakcji

zobojętniania jest nazywana

skokiem miareczkowania.

Wielkość tego skoku zależy od

stężenia substancji reagujących – jest on większy, gdy miareczkuje się roztwory o wyższych

stężeniach – np. jednomolowy roztwór kwasu chlorowodorowego, jednomolowym roztworem

zasady – niż w przypadku roztworów bardziej rozcieńczonych.

Zmiany pH można przedstawić graficznie za pomocą wykresu: na osi odciętych (x)

oznacza się ilość zużytego do miareczkowania roztworu mianowanego w ml, na osi rzednych

(y) - pH. Otrzymany wykres nazywa się krzywą miareczkowania, którą przedstawiono na

rysunku 1. Na krzywej tej występuje punkt przegięcia (PR) o stycznej równoległej do osi pH.

Dla uchwycenia punktu równoważnikowego stosuje się zarówno oranż metylowy jak

i fenoloftaleinę.

Rys. 1 Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną

zasadą. Wartość pH w punkcie równoważnikowym wynosi 7.

Krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem jest podobna do krzywej na

rysunku 1, ale rozpoczyna się od pH w ok. 12, punkt PR znajduje się przy pH 7, a krzywa

miareczkowania kończy w okolicy pH 2.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

11

Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą

Do miareczkowania (zobojętnienia) roztworu słabego kwasu mocną zasadą krzywa

miareczkowania będzie miała przebieg jak na rysunku 2. Wartość początkowa pH jest wyższa

niż w przypadku miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą.

Punkt K, któremu odpowiada połowiczne zobojętnienie miareczkowanego kwasu, jest

punktem przegięcia krzywej. Styczna do niej w tym punkcie ma najmniejsze nachylenie.

Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia krzywej (PR) o stycznej

równoległej do osi pH. Krzywa odchyla się znacznie szybciej od stycznej w punkcie

przegięcia, czyli skok wartości pH w pobliżu punktu równoważnikowego jest stosunkowo

niewielki. Punkt przegięcia odpowiada pH>7. Właściwym wskaźnikiem barwnym dla tego

typu miareczkowania jest fenoloftaleina.

Rys. 2. Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Wartość pH w punkcie

równoważnikowym jest większa od 7 i wynosi 8,72.

Miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem

Ten typ miareczkowania polega na dodawaniu roztworu mocnego kwasu do roztworu słabej

zasady. W punkcie K, odpowiadającym połowicznemu zobojętnieniu mamy punkt przegięcia

o rzędnej równej 14 – pK

z

. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia PR dla

pH<7. Strona: 11

Właściwym wskaźnikiem dla tego typu miareczkowania jest czerwień metylowa.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

12


Rys. 3. Krzywa miareczkowania słabej zasady

mocnym kwasem. Wartość pH w punkcie

równoważnikowym jest mniejsza od 7 i wynosi 5,30.

Miareczkowanie słabego kwasu słabą zasadą

Gdy moc kwasu jest porównywalna z mocą zasady, to zobojętnienie zachodzi przy pH

bliskim 7. W takich przypadkach krzywa odchyla się od swej stycznej w punkcie przegięcia,

nachylonej względem osi pH. Należy dobrać wskaźnik, który zmienia barwę w pobliżu

pH= 7. W praktyce nie prowadzi się analiz miareczkowania słabego kwasu słaba zasadą

Rys. 4. Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą.

5. Roztwory buforowe

Roztworami buforowymi nazywamy roztwory wykazujące stałe stężenie jonów

wodorowych (pH), praktycznie niezależne od rozcieńczania roztworu oraz dodawania

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

13

niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to mieszaniny słabych kwasów i ich soli

z mocną zasadą lub słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem.

Przykładowym roztworem buforowym jest bufor octanowy, składający się z wodnego

roztworu kwasu octowego i octanu sodu (I). Octan sodowy jest mocnym elektrolitem, więc

jest całkowicie zdysocjowany na jony – sodu (Na

+

) i octanowy (CH

3

COO

-

). Kwas octowy

jest słabym elektrolitem a więc jego cząsteczki w roztworze wodnym są w niewielkim stopniu

zdysocjowane.

Jeżeli stężenie molowe kwasu oznaczymy jako [kwas], a stężenie molowe soli [sól].

Kwas dysocjuje zgodnie z równaniem:

CH

3

COOH  H

+

+ CH

3

COO

-

stała równowagi wynosi wówczas

]

[

]

[

]

[

3

3

COOH

CH

COO

CH

H

K

c

po przekształceniu otrzymujemy

]

[

]

[

]

[

3

3

COO

CH

COOH

CH

K

H

c

Kwas octowy jest zdysocjowany w małym stopniu, wobec tego można przyjąć, że

stężenie części niezdysocjowanej równa się całkowitemu stężeniu kwasu [CH

3

COOH] =

[kwas]. Podobnie można przyjąć, że jony octanowe pochodzą tylko z dysocjacji octanu

sodowego, czyli ich stężenie jest równe stężeniu soli [CH

3

COO

-

] = [sól].

Wobec tego równanie przyjmie postać:

]

[

]

[

]

[

sól

kwas

K

H

c

Z równania wynika, że stężenie jonów wodorowych zależy od stosunku stężeń kwasu i

soli, a nie zależy od rozcieńczania roztworu. Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu lub

zasady do roztworu buforowego niewiele zmienia wartość pH tego roztworu. Jeżeli do 1 dm

3

buforu octanowego o stężeniu 1 mol/dm

3

dodamy 0.01 mola HCl, to z tym kwasem

przereaguje tylko 0.01 mola soli zawartej w tym roztworze zgodnie z równaniem:

CH

3

COONa + HCl  CH

3

COOH + NaCl

Po reakcji stężenie kwasu octowego wyniesie [kwas] = 1.01 mola a stężenie octanu

sodu (I) [sól] = 0.99 mola. Zatem

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

14

99

.

0

01

.

1

]

[

c

K

H

czyli stężenie jonów H

+

zmieni się tylko o 2.2%.

Jeżeli tę samą ilość HCl dodamy do czystej wody o pH = 7, to stężenie jonów

wodorowych wyniesie 10

-2

czyli pH = 2, co oznacza, że zmiana nastąpiła o pięć rzędów

wielkości.

6. Hydroliza soli

Większość wodnych roztworów soli wykazuje właściwości mocnych elektrolitów, co

oznacza, że są one całkowicie zdysocjowane na jony. Roztwory soli otrzymane w wyniku

zobojętniania mocnych kwasów mocnymi zasadami mają odczyn obojętny. Doświadczalnie

stwierdzono, że roztwory niektórych soli wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy. Kwaśny

odczyn wykazują roztwory soli powstałe z mocnych kwasów i słabych zasad, odczyn

zasadowy – roztwory soli mocnych zasad i słabych kwasów. Odczyn słabo zasadowy lub

słabo kwaśny – roztwory soli słabych kwasów i zasad. Zjawisko to nazywamy hydrolizą soli.

Hydroliza jest reakcją odwracalną i odwrotną do reakcji zobojętnienia.

CH

3

COONa + H

2

O  CH

3

COOH + NaOH

W prawo przebiega reakcja hydrolizy, a w lewo reakcja zobojętnienia.

Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad

Przykładem tej grupy soli może być chlorek (I) amonu – NH

4

Cl

NH

4

Cl + H

2

O  NH

4

OH + HCl

Chlorek amonu ulega całkowitej dysocjacji, gdyż jest mocnym elektrolitem.

Uwalniające się podczas dysocjacji jony amonowe łączą się z jonami wodorotlenowymi,

pochodzącymi z autodysocjacji wody.

NH

4

+

+

Cl

-

+ H

+

+ OH

-

 NH

4

OH + H

+

+Cl

-

Powstanie słabego elektrolitu NH

4

OH przesuwa stan równowagi dysocjacji wody w

prawo, w wyniku suwania produktu reakcji. Powoduje to dysocjację dalszych cząsteczek

wody i łączenie się jonów amonowych (NH

4

+

) z jonami OH

-

. Uwalniane jony wodorowe (H

+

)

nie wchodzą w reakcję z jonami chlorkowymi, ponieważ HCl jest mocnym elektrolitem.

Nagromadzone w nadmiarze jony wodorowe powodują jego kwaśny odczyn. Właściwą

reakcję przebiegającą w roztworze jest:

NH

4

+

+ H

2

O  NH

4

OH + H

+

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

15

Zestaw pomiarowy pehametru z elektrodą szklaną w czasie pomiaru wartości pH

roztworu siarczanu miedzi o stężeniu 0,1 mol/dm3. Ze wskaźnika można odczytać pH=4,33 a
więc roztwór jest kwaśny. Siarczan miedzi jest solą mocnego kwasu -siarkowego i słabej
zasady – wodorotlenku miedzi.

Hydroliza soli słabych kw

asów i mocnych zasad

Hydrolizę tę przedstawia równanie:

NaNO

2

+ H

2

O  HNO

2

+ NaOH

a jonowo

Na

+

+ NO

2

-

+ H

+

+ OH

-

 HNO

2

+ Na

+

+ OH

-

Jony Na

+

i OH

-

nie łączą się ze sobą, ponieważ NaOH jest mocnym elektrolitem.

Reakcja łączenia się jonów azotanowych (III) z jonami wodorowymi z powstaniem kwasu

azotowego (III) powoduje usuwanie jonów H

+

z roztworu. Wywołuje to dysocjację

cząsteczek wody, a jony wodorowe łączą się z jonami NO

2

-

. Jony wodorotlenowe wywołują

zasadowy odczyn roztworu. Reakcję hydrolizy można zapisać:

NO

2

-

+ H

2

O  HNO

2

+ OH

-

Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów

W tym przypadku zarówno kation jak i anion soli reaguje z jonami powstałymi na

skutek dysocjacji wody

NH

4

+

+ H

2

O  NH

4

OH + H

+

CH

3

COO

-

+ H

2

O  CH

3

COOH + OH

-

sumując:

NH

4

+

+ CH

3

COO

-

+ H

2

O  CH

3

COOH + NH

4

OH

Odczyn roztworu tego typu soli zależy od względnej mocy kwasu i zasady. Jeżeli

zasada jest słabsza od kwasu, to stężenie jonów H

+

jest nieco większe od stężenia jonów OH

-

,

a odczyn – słabo kwaśny. W przypadku odwrotnym tzn. gdy zasada jest mocniejsza od

kwasu, odczyn jest słabo zasadowy. Gdy kwas i zasada są tej samej mocy np. octan amonu, to

wówczas odczyn jest obojętny.

II. Część praktyczna - Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Ćwiczenie 1. 1

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą (lub odwrotne).

Celem ćwiczenia jest określenie stężenia roztworu kwasu lub zasady otrzymanej do

miareczkowania.

Sprzęt i odczynniki:

- biureta szklana o objętości 50 ml,

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

16

- kolba miarowa o objętości 100 ml,
- pipeta szklana o objętości 20 ml,
- 3 kolby stożkowe o objętości 200 ml,
- cylinder miarowy o objętości 100 ml,
- zlewka,
- lejek,
- statyw z łącznikiem,
- tryskawka,
- roztwór mianowany kwasu chlorowodorowego (HCl) lub wodorotlenku sodu

(NaOH) o stężeniu 0,1 mol/dm

3

,

- roztwór wskaźnika (fenoloftaleina lub oranż metylowy).

Opis ćwiczenia:

Otrzymany w kolbie miarowej roztwór kwasu (lub zasady), którego stężenie jest

przedmiotem oznaczenia należy uzupełnić wodą destylowaną do kreski za pomocą tryskawki

do tzw. menisku wklęsłego. Roztwór należy dokładnie wymieszać przez delikatne

wstrząsanie kolbką, celem wyrównania stężenia badanego roztworu w całej objętości. Z kolby

pobiera się 3 próbki za pomocą pipety o objętości 20 ml i przenosi się je kolejno do kolb

stożkowych. Do każdej kolby dodaje się po 3 krople wskaźnika W przypadku oznaczania

kwasu należy dodać fenoloftaleiny, która z bezbarwnej w środowisku kwaśnym zmieni

zabarwienie roztworu na fioletowo-karminowe w środowisku zasadowym.

Sposób miareczkowania roztworu mocnego kwasu za pomocą mianowanego roztworu
wodorotlenku sodu w obecności fenoloftaleiny, jako wskaźnika końca miareczkowania.
W przypadku oznaczania zasady należy dodać oranżu metylowego, który zmieni zabarwienie

roztworu z żółtego w środowisku zasadowym na pomarańczowe w środowisku obojętnym.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

17

Sposób miareczkowania roztworu mocnej zasady za pomocą mianowanego roztworu
mocnego kwasu w obecności oranżu metylowego, jako wskaźnika końca miareczkowania.

Następnie należy przygotować biuretę do miareczkowania. W tym celu do cylindra

miarowego nalewamy do biurety za pomocą lejka mianowanego roztworu titranta.

Odkręcamy kranik i całą objętość wylewamy do zlewki w celu przepłukania biurety z

zanieczyszczeń. Ponownie nalewamy roztwór titranta do biurety powyżej punktu „0”.

Zdejmujemy lejek, aby zebrany na nim roztwór nie skapywał do badanej próbki, fałszując

wynik. Nadmiar titranta wylewamy aż do uzyskania poziomu menisku wklęsłego na poziomie

kresce „0”. Zdejmujemy kroplę wiszącą na końcu biurety zlewką i podstawiamy kolbę

stożkową z badaną próbą. Spuszczając roztwór z biurety małymi porcjami miareczkujemy do

zmiany zabarwienia wskaźnika w roztworze badanym. Przy pierwszej zmianie zabarwienia

dodajemy po kropli roztworu mianowanego, w celu uzyskania barwy w całej objętości próbki.

Ze skali na biurecie odczytujemy objętość zużytego roztworu mianowanego.

Ponownie napełniamy biuretę, ustawiamy „0” i miareczkujemy dwie pozostałe próbki.

Otrzymane wyniki nie powinny różnić się między sobą więcej niż 0,2 ml. W przypadku

dużych rozbieżności miareczkuje się jeszcze jedną próbkę.

Obliczenie stężenia badanego roztworu ze wzoru:

1

2

2

V

V

C

C

x

gdzie: C

x

– stężenie roztworu badanego,

C

2

– stężenie roztworu mianowanego,

V

1

– średnia objętość wyliczona z trzech miareczkowań,

V

2

– objętość roztworu pobrana z kolby miarowej.

Ćwiczenie 2

Hydroliza soli i pomiar pH

Celem ćwiczenia jest określenie odczynu wodnego roztworu soli oraz wyjaśnienie za

pomocą schematów reakcji hydrolizy elektrolitycznej wartości pH wyznaczone za pomocą

pehametru i papierków wskaźnikowych.

Sprzęt i odczynniki:

- 6 zlewek o objętości 50 ml,

- 3 roztwory buforowe o różnym pH,

- 3 roztwory soli (chlorek (I) sodu (I), siarczan (VI) glinu (III), węglan (IV) sodu

(I)),

- tryskawka,

Click here to get your free novaPDF Lite registration key

background image

Laboratorium z przedmiotu chemia

Reakcje kwasów i zasad. Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Wydział Nowych Technologii i Chemii, Instytut Chemii

18

- pehametr z elektrodą szklaną,

- papierki wskaźnikowe,

- bibuła.

Opis ćwiczenia:

Do 3 zlewek nalać roztwory buforowe, w celu przeprowadzenia skalowania

pehametru. Wykonać skalowanie zgodnie z instrukcją obsługi przyrządu. Następnie wlać do 3

zlewek roztwory różnych soli i zmierzyć pH roztworów za pomocą papierka wskaźnikowego

a następnie pehametru. Porównać ze sobą otrzymane wyniki. Zastanowić się nad reakcjami

przebiegającymi w roztworach soli. Napisać równania opisujące przebieg obserwowanych

reakcji chemicznych.

Click here to get your free novaPDF Lite registration key


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Plan i progr cwiczen dla bud 2010
WGGIS IS 1rok Ch Lab Cw 5 Instrukcja wzor spraw
Normy Og Bud 2010 LIPIEC
LAB systematyka 2008 2009 2010 2011 druk
WGGIS IS 1rok Ch Lab Cw 3 Instrukcja
Lab ME MI tabele 2010 2011
Lab ME SPS tabele 2010 2011 id Nieznany
WGGIS IS 1rok Ch Lab Cw 2 wzor sprawozdania 2013
WGGIS IS 1rok Ch Lab Cw 3 wzor sprawozdania
karpat bud 2010 id 231712 Nieznany
Lab ME TR tabele Y Y 2010 2011
czynnosci wykonywane na budowie, BUDOWNICTWO, UPRAWNIENIA BUDOWLANE, Upraw. bud. 2010
Zag.Kol. 2. Bud. M.2010, STUDIA budownictwo, SEMESTR VI, budownictwo miejskie
Korozja i jej zapobieganie 2010 SN
Lab miar oscylo pomiar 2
Lab miar oscylo pomiar 1

więcej podobnych podstron