Podstawy Chemii Nieorganicznej

Ć

wiczenia laboratoryjne

kod kursu:

CHC 0120l

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, pH

Opracowanie: Teresa Tłaczała

WPROWADZENIE

Dysocjacja elektrolityczna jest procesem rozpadu substancji na jony pod wpływem

rozpuszczalnika. Substancje, które rozpuszczaj

ą

c si

ę

w wodzie lub innym rozpuszczalniku

polarnym rozpadaj

ą

si

ę

na jony nazywane s

ą

elektrolitami.

Rozpuszczanie jest mo

ż

liwe tylko wówczas, gdy energia oddziaływa

ń

pomi

ę

dzy cz

ą

stecz-

kami substancji rozpuszczanej i cz

ą

steczkami rozpuszczalnika jest wy

ż

sza ni

ż

energia oddziały-

wa

ń

pomi

ę

dzy cz

ą

steczkami substancji rozpuszczanej w stanie stałym. W czasie rozpuszczania

musz

ą

zosta

ć

pokonane siły przyci

ą

gania mi

ę

dzy elementami sieci krystalicznej oraz siły spójno-

ś

ci działaj

ą

ce mi

ę

dzy cz

ą

steczkami rozpuszczalnika. Mechanizm dysocjacji cz

ą

steczek o budowie

jonowej (wi

ę

kszo

ść

soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci

krystalicznej pod wpływem cz

ą

steczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o bu-

dowie jonowej s

ą

całkowicie zdysocjowane na jony. Zwi

ą

zki o wi

ą

zaniach kowalencyjnych ulegaj

ą

dysocjacji wówczas, gdy s

ą

to cz

ą

steczki o wi

ą

zaniach spolaryzowanych. Pod wpływem polarne-

go rozpuszczalnika nast

ę

puje wzrost polaryzacji wi

ą

zania, a nast

ę

pnie rozrywanie cz

ą

steczki i

tworzenie si

ę

oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy zwi

ą

zków ustala si

ę

okre

ś

lona równo-

waga pomi

ę

dzy jonami a cz

ą

steczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje maj

ą

ce silnie spo-

laryzowane wi

ą

zania ulegaj

ą

dysocjacji prawie całkowicie (np. HCl, HNO

3

), natomiast te, które

maj

ą

wi

ą

zania słabo spolaryzowane (np. H

2

S, HCN) ulegaj

ą

rozpadowi na jony tylko cz

ęś

ciowo.

Powstałe jony s

ą

zawsze otoczone dookoła cz

ą

steczkami rozpuszczalnika, czyli ulegaj

ą

solwata-

cji. Je

ż

eli rozpuszczalnikiem jest woda proces ten nazywany jest hydratacj

ą

. W roztworach wod-

nych jony metali wyst

ę

puj

ą

w postaci akwakompleksów Me(H

2

O)

n

q+

. Jon wodorowy z cz

ą

stecz-

kami wody tworzy jon oksoniowy H

3

O

+

. W równaniach chemicznych najcz

ęś

ciej zapisywane s

ą

jednak uproszczone formy jonów: Me

q+

(lub Me

q+

aq

) oraz H

+

.

Obecno

ść

jonów powoduje,

ż

e roztwory elektrolitów przewodz

ą

pr

ą

d elektryczny. Roz-

twory wodne elektrolitów to głównie roztwory kwasów, zasad i soli.

Na wła

ś

ciwo

ś

ci jonów i cz

ą

steczek w roztworze wodnym maj

ą

wpływ m.in. temperatura, in-

ne jony lub cz

ą

steczki, ich ładunki i st

ęż

enia. Wskutek wzajemnego przyci

ą

gania si

ę

ró

ż

noimien-

nych jonów, hydratacji oraz tworzenia si

ę

par jonowych elektrolit zachowuje si

ę

tak, jakby jego

st

ęż

enie było mniejsze od rzeczywistego. To zmniejszone efektywne st

ęż

enie jonów elektroli-

tu okre

ś

la si

ę

jako aktywno

ść

(a).

2

Mi

ę

dzy aktywno

ś

ci

ą

danego jonu (a

i

) a jego st

ęż

eniem (c

i

) istnieje nast

ę

puj

ą

ca zale

ż

no

ść

:

i

i

i

c

y

a

=

y

i

- współczynnik aktywno

ś

ci

Warto

ś

ci liczbowe y

i

zale

żą

od st

ęż

e

ń

wszystkich jonów obecnych w roztworze i ich ładun-

ków, czyli od tzw. siły (mocy) jonowej roztworu definiowanej zale

ż

no

ś

ci

ą

:

∑

=

2
i

i

z

c

2

1

I

c

i

- st

ęż

enie molowe jonu (mol/dm

3

)

z

i

– ładunek jonu

Współczynnik aktywno

ś

ci i-tego jonu mo

ż

na obliczy

ć

z równania Debye’a-Hückela:

o

o

2
i

i

I/c

aB

1

I/c

Az

logy

+

−

=

A, B - stałe empiryczne (w roztworach wodnych dla wi

ę

kszo

ś

ci elektrolitów A = 0.51)

c

0

– st

ęż

enie standardowe (1 mol/dm

3

)

Sił

ę

jonow

ą

roztworu mo

ż

na regulowa

ć

przez dodatek elektrolitu mocnego (soli). W roztwo-

rach o stałej sile jonowej współczynniki aktywno

ś

ci s

ą

stałe. S

ą

one przewa

ż

nie mniejsze od jed-

no

ś

ci, a w bardzo rozcie

ń

czonych roztworach równe jedno

ś

ci.

Równania dysocjacji elektrolitycznej dla wybranych elektrolitów mo

ż

na przedstawi

ć

nast

ę

-

puj

ą

co:

HNO

3

→

H

+

+ NO

3

-

HNO

2

H

+

+ NO

2

-

Na

2

SO

4

→

2Na

+

+ SO

4

2-

Kwasy wieloprotonowe dysocjuj

ą

stopniowo. Dla przykładu dysocjacja kwasu fosforowego

(V) zachodzi zgodnie z równaniami:

H

3

PO

4

H

+

+ H

2

PO

4

-

H

2

PO

4

-

H

+

+ HPO

4

2-

HPO

4

2-

H

+

+ PO

4

3-

Strzałki skierowane w przeciwnych kierunkach oznaczaj

ą

cz

ęś

ciow

ą

dysocjacj

ę

elektrolitu

słabego lub

ś

redniej mocy, natomiast strzałka skierowana w prawo oznacza całkowit

ą

dysocjacj

ę

elektrolitu mocnego.

Dysocjacj

ę

elektrolityczn

ą

charakteryzuj

ą

dwie wielko

ś

ci: stopie

ń

dysocjacji

α

i stała dy-

socjacji K.

Stopie

ń

dysocjacji (

αααα

) jest to stosunek liczno

ś

ci tej cz

ęś

ci elektrolitu, która uległa

dysocjacji (n*) do całkowitej liczno

ś

ci elektrolitu w roztworze (n).

n

n

α

*

=

3

(lub inaczej

c

*

c

α

=

gdzie c

*

jest st

ęż

eniem jonów powstałych w wyniku dysocjacji, a c całkowitym

(analitycznym) st

ęż

eniem elektrolitu)

α

mo

ż

e przyjmowa

ć

warto

ś

ci w zakresie 0 <

α

≤

1. Stopie

ń

dysocjacji zale

ż

y od rodzaju

elektrolitu, wła

ś

ciwo

ś

ci rozpuszczalnika, st

ęż

enia roztworu, obecno

ś

ci innych elektrolitów (szcze-

gólnie zawieraj

ą

cych jony wspólne z jonami elektrolitu badanego) oraz temperatury. Elektrolity w

roztworach wodnych mog

ą

ulega

ć

dysocjacji całkowicie (n*= n)

lub cz

ęś

ciowo (n* < n); mo

ż

na

zatem podzieli

ć

je na: mocne,

ś

redniej mocy i słabe.

Elektrolity mocne s

ą

w roztworach wodnych, niezale

ż

nie od st

ęż

enia,

całkowicie zdyso-

cjowane na jony, czyli ich stopie

ń

dysocjacji jest praktycznie równy jedno

ś

ci. Nale

żą

do nich

wszystkie sole, kwas solny, kwas bromowodorowy, kwas azotowy(V), kwas chlorowy(VII), wodo-
rotlenki litowców.

Elektrolity, dla których w roztworze wodnym o st

ęż

eniu równym 0,1

mol/dm

3

stopie

ń

dysocjacji

αααα

≤

0,03 nazywamy elektrolitami słabymi. Nale

żą

do nich mi

ę

dzy

innymi: kwas azotowy(III), kwas w

ę

glowy(IV), kwas cyjanowodorowy, kwas octowy, wodny roztwór

amoniaku, wodorotlenki metali ci

ęż

kich. Pozostałe elektrolity zaliczane s

ą

do elektrolitów

ś

redniej

mocy. Nale

żą

do nich: kwas flourowodorowy, kwas fosforowy(V), kwas siarkowy(VI).

Dysocjacja elektrolityczna elektrolitów słabych i

ś

redniej mocy w wodzie jest reakcj

ą

równowagow

ą

. W roztworze ustala si

ę

równowaga mi

ę

dzy jonami i cz

ą

steczkami niezdysocjo-

wanymi.

Stała dysocjacji K (ogólnie dla reakcji AB

A

+

+ B

-

) zgodnie z prawem działania mas

wyra

ż

a stosunek iloczynu aktywno

ś

ci produktów (aktywno

ś

ci kationu a

A

i anionu a

B

) do

aktywno

ś

ci niezdysocjowanego elektrolitu a

AB

:

o

AB

B

A

a

a

a

a

K

⋅

⋅

=

−

+

a

o

– aktywno

ść

standardowa równa 1 mol/dm

3

Dla roztworów o ustalonej sile jonowej stała dysocjacji okre

ś

lana jest przez stosunek ilo-

czynu st

ęż

e

ń

produktów dysocjacji do st

ęż

enia cz

ą

steczek niezdysocjowanych w stanie równo-

wagi:

o

AB

B

A

c

c

c

c

[AB]

]

[B

]

[A

K

−

+

⋅

=

⋅

=

−

+

[A

+

], [B

-

], [AB] – oznaczaj

ą

warto

ś

ci liczbowe st

ęż

e

ń

molowych jonów i cz

ą

steczek niezdysocjowa-

nych w stanie równowagi (nawiasy kwadratowe oznaczaj

ą

stosunek st

ęż

enia molowego jonów lub

cz

ą

steczek niezdysocjowanych w stanie równowagi do st

ęż

enia standardowego np.[A

+

]=c

A

/c

o

)

c

0

– st

ęż

enie standardowe (1 mol/dm

3

).

Stała dysocjacji, w odró

ż

nieniu od stopnia dysocjacji,

nie zale

ż

y od st

ęż

enia elektrolitu.

Zale

ż

y wył

ą

cznie od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika. Jest wielko

ś

ci

ą

bezwymiarow

ą

. War-

to

ść

liczbowa stałej okre

ś

la moc elektrolitu. Elektrolity o stałych dysocjacji K rz

ę

du 10

-2

– 10

-4

na-

zywa si

ę

potocznie elektrolitami

ś

redniej mocy, a charakteryzuj

ą

ce si

ę

mniejszymi warto

ś

ciami –

elektrolitami słabymi.

Ze wzoru definiuj

ą

cego stał

ą

dysocjacji wynika,

ż

e je

ś

li zwi

ę

kszy si

ę

st

ęż

enie jednego z

4

jonów, to dla zachowania stałej warto

ś

ci całego wyra

ż

enia musi si

ę

zmniejszy

ć

st

ęż

enie drugiego

jonu lub zwi

ę

kszy

ć

st

ęż

enie cz

ą

stek niezdysocjowanych. W rzeczywisto

ś

ci zachodz

ą

oba te pro-

cesy. Zwi

ę

kszenie st

ęż

enia cz

ą

steczek niezdysocjowanych jest równoznaczne ze zmniejszaniem

si

ę

st

ęż

enia jonów, a wi

ę

c z cofni

ę

ciem dysocjacji.

W przypadku kwasów wieloprotonowych poszczególne etapy dysocjacji charakteryzuj

ą

ko-

lejne stałe dysocjacji, przy czym K

1

>>

K

2

>>

K

n

. Przykładowo dla kwasu w

ę

glowego(IV) dysocju-

j

ą

cego dwustopniowo:

H

2

CO

3

H

+

+ HCO

3

-

]

CO

[H

]

[HCO

]

[H

K

3

2

3

a1

−

+

⋅

=

HCO

3

-

H

+

+ CO

3

2-

]

[HCO

]

[CO

]

[H

K

3

2
3

a2

−

−

+

⋅

=

Warto

ś

ci stałych dysocjacji roztworów wodnych wybranych kwasów i roztworu amoniaku

podano w tabeli 1.

Tabela 1. Stałe dysocjacji wybranych elektrolitów. Podane warto

ś

ci pK = -logK.

(T = 298K, I = 0)

Elektrolit

Reakcja dysocjacji

pK

1

pK

2

pK

3

HNO

2

HNO

3

H

+

+ NO

3

-

3,15

HF

HF

H

+

+ F

-

3,18

H

2

SO

4

H

2

SO

4

→

H

+

+ HSO

4

-

HSO

4

-

H

+

+ SO

4

2-

1,99

H

3

PO

4

H

3

PO

4

H

+

+ H

2

PO

4

-

H

2

PO

4

-

H

+

+ HPO

4

2-

HPO

4

2-

H

+

+ PO

4

3-

2,15

7,18

12,38

HIO

3

HIO

3

H

+

+ IO

3

-

0,85

H

2

CO

3

H

2

CO

3

H

+

+ HCO

3

-

HCO

3

-

H

+

+

CO

3

2-

6,35

10,32

H

2

S

H

2

S

H

+

+ HS

-

HS

-

H

+

+ S

2-

6,98

12,6

CH

3

COOH

CH

3

COOH

CH

3

COO

-

+ H

+

4,79

NH

3

H

2

O

NH

3

H

2

O

NH

4

+

+ OH

-

4,76

Zale

ż

no

ść

mi

ę

dzy stał

ą

dysocjacji, stopniem dysocjacji i st

ęż

eniem elektrolitu opisuje pra-

wo rozcie

ń

cze

ń

Oswalda. Korzystaj

ą

c z definicji stopnia dysocjacji

α

, st

ęż

enie produktów dyso-

cjacji (

+

A

c

,

−

B

c

) i cz

ą

steczek niezdysocjowanych (

AB

c

) w stanie równowagi mo

ż

na wyrazi

ć

jako

funkcj

ę

α

i st

ęż

enia całkowitego

c

, a stał

ą

dysocjacji K przedstawi

ć

w postaci:

o

2

α

)c

(1

c

α

[AB]

]

[B

]

[A

K

−

=

⋅

=

+

+

Dokładne okre

ś

lenie jak wpływa st

ęż

enie elektrolitu na stopie

ń

dysocjacji wymaga rozwi

ą

-

5

zania równania kwadratowego. Jednak przy zało

ż

eniu,

ż

e

1

1

≅

−

α

(

α

<

0.01) mo

ż

na skorzysta

ć

z

wzoru uproszczonego:

c

c

K

α

°

≅

Oznacza to,

ż

e stopie

ń

dysocjacji słabego elektrolitu jest wprost proporcjonalny do pier-

wiastka kwadratowego ze stałej dysocjacji tego elektrolitu i odwrotnie proporcjonalny do pierwiast-
ka kwadratowego z jego st

ęż

enia w roztworze.

Iloczyn jonowy wody, pH

Woda nale

ż

y do elektrolitów bardzo słabych. Dysocjuje według równania:

2 H

2

O

H

3

O

+

+ OH

-

(dla uproszczenia piszemy H

2

O

H

+

+ OH

-

),

Stała równowagi reakcji dysocjacji wody ma posta

ć

:

O]

[H

]

[OH

]

[H

K

2

−

+

⋅

=

Poniewa

ż

st

ęż

enie [H

2

O] w czystej wodzie i w roztworach rozcie

ń

czonych mo

ż

na przyj

ąć

za wiel-

ko

ść

stał

ą

(

O

H

2

c

= 55,4 mol/dm

3

), iloczyn K[H

2

O] =

K

w

= [H

+

]

⋅⋅⋅⋅

[OH

-

] dla ustalonej siły jonowej

jest wielko

ś

ci

ą

stał

ą

definiowan

ą

jako iloczyn jonowy wody.

W celu unikni

ę

cia operowania bardzo małymi liczbami w postaci wykładniczej, zamiast st

ę

-

ż

enia jonów wodorowych posługujemy si

ę

warto

ś

ciami pH zdefiniowanymi wzorem:

pH = -log[H

+

]

Analogicznie do pH mo

ż

na wyrazi

ć

st

ęż

enie dowolnego jonu J jako pJ = -log[J].

Logarytmuj

ą

c obustronnie zale

ż

no

ść

K

w

= [H

+

]

⋅

[OH

-

] i korzystaj

ą

c z definicji pH i pOH

otrzymuje si

ę

wyra

ż

enie na iloczyn jonowy wody w postaci:

pK

w

= pH + pOH

Warto

ść

pK

w

= -log K

w

przy sile jonowej I = 0 w temperaturze 298K = 14,00.

Je

ż

eli jony H

+

i OH

-

powstaj

ą

wył

ą

cznie z dysocjacji wody to [H

+

] = [OH

-

] = 10

-7

, czyli pH=

pOH = 7, co oznacza,

ż

e roztwór jest oboj

ę

tny. Wprowadzenie roztworu kwasu, zasady lub soli

hydrolizuj

ą

cej powoduje zmian

ę

poło

ż

enia równowagi reakcji dysocjacji wody. Warto

ść

iloczynu

jonowego wody nie ulega zmianie. Roztwory, w których st

ęż

enie jonów wodorowych [H

+

] jest

wi

ę

ksze od st

ęż

enia jonów wodorotlenowych s

ą

kwa

ś

ne (pH < 7); w roztworach zasadowych

[OH

-

] > [H

+

] czyli pH >7.

Do najcz

ęś

ciej stosowanych metod okre

ś

lania pH nale

żą

metoda potencjometryczna i

wska

ź

nikowa. W metodzie potencjometrycznej wykorzystuje si

ę

zale

ż

no

ść

mi

ę

dzy potencjałem

odpowiednich elektrod a st

ęż

eniem kationów wodorowych w roztworze. Do pomiaru pH stosuje

si

ę

przyrz

ą

dy zwane pehametrami. Ze wskaza

ń

pehametru odczytuje si

ę

bezpo

ś

rednio warto

ść

pH roztworu. W metodzie wska

ź

nikowej wykorzystuje si

ę

zmiany barwy roztworów wska

ź

ników

6

kwasowo-zasadowych lub papierków wska

ź

nikowych.

Wska

ź

niki pH

Wska

ź

nikami pH (indykatorami) s

ą

zwi

ą

zki organiczne, o charakterze słabych kwa-

sów lub zasad, których jony posiadaj

ą

inne zabarwienie ni

ż

cz

ą

steczki niezdysocjowane.

Po wprowadzeniu wska

ź

nika do roztworu wodnego nast

ę

puje jego cz

ęś

ciowa dysocjacja i ustala

si

ę

stan równowagi mi

ę

dzy jonami i cz

ą

steczkami niezdysocjowanymi. Dysocjacj

ę

wska

ź

nika o

charakterze kwasu (HInd) lub zasady (IndOH) wyra

ż

aj

ą

równania:

HInd

H

+

+ Ind

-

IndOH

Ind

+

+ OH

-

W przypadku wska

ź

nika kwasowego HInd wzrost st

ęż

enia jonów wodorowych przesuwa

równowag

ę

reakcji w lew

ą

stron

ę

, zmniejszaj

ą

c st

ęż

enie jonów Ind

-

, natomiast dodatek jonów OH

-

przesuwa równowag

ę

w prawo, zmniejszaj

ą

c st

ęż

enia cz

ą

steczek niezdysocjowanych.

Stała dysocjacji wska

ź

nika HInd wyra

ż

ona jest równaniem:

[HInd]

]

[Ind

]

[H

K

a

−

+

⋅

=

Barwa roztworu zale

ż

y od stosunku st

ęż

e

ń

formy zdysocjowanej i niezdysocjowanej

wska

ź

nika. Stosunek ten jest

ś

ci

ś

le zwi

ą

zany ze st

ęż

eniem jonów wodorowych. Je

ż

eli st

ęż

enie

jonów wodorowych [H

+

] jest równe K

HInd

, połowa wska

ź

nika uległa dysocjacji; roztwór ma barw

ę

po

ś

redni

ą

mi

ę

dzy barwami formy zdysocjowanej i niezdysocjowanej, Gdy stosunek st

ęż

e

ń

[Ind

-

]/[HInd]>10 widoczna jest tylko barwa jonów wska

ź

nika, natomiast gdy [Ind

-

]/[HInd] < 0,1 za-

barwienie roztworu odpowiada niezdysocjowanej formie wska

ź

nika.

Ka

ż

dy wska

ź

nik ma okre

ś

lony przedział pH (zakres czuło

ś

ci wska

ź

nika

δ

), w którym za-

chodz

ą

widoczne zmiany barwy roztworu. Zakres ten zale

ż

y od jego stałej dysocjacji. Zakres

zmiany barwy obejmuje najcz

ęś

ciej ok. 2 jednostek pH (~ pK

±

1). W tabeli 2 podano przykłado-

wo barwy cz

ęś

ciej stosowanych wska

ź

ników.

Tabela 2. Zakres zmiany barwy niektórych wska

ź

ników.

Barwa w roztworze o pH

Wska

ź

nik

pK

Zakres czuło

ś

ci

wska

ź

nika

δ

pH <

δ

pH =

δ

pH >

δ

Bł

ę

kit tymolowy

1,6

1,2 - 2,8

czerwone

pomara

ń

czowe

ż

ółte

Oran

ż

metylowy

3,4

3,1 - 4,4

czerwone

pomara

ń

czowe

ż

ółte

Czerwie

ń

metylowa

5,0

4,2 - 6,2

czerwone

pomara

ń

czowe

ż

ółte

Bł

ę

kit bromotymolowy

7,1

6,6 - 7,6

ż

ółte

zielone

niebieskie

Lakmus

6,0

5,0 - 8,0

czerwone

fioletowe

niebieskie

Czerwie

ń

krezolowa

8,1

7,2 - 8,8

ż

ółte

pomara

ń

czowe

czerwone

Fenoloftaleina

9,4

8,1 - 10,0

bezbarwne

ró

ż

owe

purpurowo-

czerwone

Oprócz roztworów wska

ź

ników, do okre

ś

lania pH, mo

ż

na stosowa

ć

papierki wska

ź

nikowe,

czyli paski bibuły nasyconej odpowiednimi wska

ź

nikami. Mog

ą

zawiera

ć

one jeden wska

ź

nik, jak

7

np. papierki lakmusowe lub by

ć

nasycone mieszanin

ą

wska

ź

ników tak dobranych,

ż

e barwa pa-

pierków zmienia si

ę

przechodz

ą

c przez ró

ż

ne zabarwienia w szerokim zakresie pH. Papierki

wska

ź

nikowe mog

ą

by

ć

stosowane tylko razem z zał

ą

czon

ą

wzorcow

ą

skal

ą

barw. Porównuj

ą

c

zabarwienie, zwil

ż

onego badanym roztworem, papierka wska

ź

nikowego z skal

ą

barw odczytuje-

my orientacyjne warto

ś

ci pH.

Wska

ź

nikami pH mog

ą

by

ć

równie

ż

naturalne barwniki zawarte w ro

ś

linach.

Barwniki wi

ę

k-

szo

ś

ci kwiatów i warzyw s

ą

najcz

ęś

ciej antocyjanami lub flawonoidami. Jest to grupa zwi

ą

zków

organicznych wyst

ę

puj

ą

cych w soku komórkowym ro

ś

lin, których barwa zale

ż

y od pH

ś

rodowiska

.

Najbardziej znane s

ą

wła

ś

ciwo

ś

ci barwników z li

ś

ci czerwonej kapusty. Mieszanina barwników

zawartych w czerwonej kapu

ś

cie (grupa antocyjanin o ró

ż

nej budowie strukturalnej) ma wyj

ą

tkowo

szeroki zakres zmiany barwy (od czerwonego przy pH < 3, przez fioletowy, niebieski, zielony do

ż

ółtego przy pH > 13). Natomiast pochodne taniny zawarte w ekstrakcie z herbaty charakteryzu-

j

ą

si

ę

tylko jasno

ż

ółtym zabarwieniem w

ś

rodowisku kwa

ś

nym, a brunatnym w

ś

rodowisku zasa-

dowym.

LITERATURA:

1. A.Biela

ń

ski, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa 2002.

2. I.Barycka, K.Skudlarski, Podstawy chemii, Oficyna Wydawnicza Pol. Wr., Wrocław 2001.
3. T.Lipiec, Z.S.Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warsza-

wa 1996.

4. Jabło

ń

ski, T.Palewski, L.Pawlak, W.Walkowiak, B.Wróbel, B.Ziółek, W.

ś

yrnicki, Obliczenia w che-

mii nieorganicznej, Oficyna Wydawnicza P.Wr., Wrocław 2002.

5. Ch.Suzuki - J.Chem. Educ., 68, 588 (1991).

6. R.D. Curtright, J.A.Rynearson, J. Markowell - J.Chem. Educ.,71, 682 (1994).

8

Pytania kontrolne:

1.

Zapisa

ć

jonowo reakcje zachodz

ą

ce po zmieszaniu wodnych roztworów:

a) (NH

4

)

2

SO

4

+ NaOH,

b) K

2

CO

3

+ HCl,

c) NH

4

OH + CH

3

COOH

2.

Poda

ć

wzory substancji, które rozpuszczone w wodzie dysocjuj

ą

na nast

ę

puj

ą

ce jony:

Al

3+

, Cl

-

b) K

+

, HSO

3

-

, H

+

, SO

3

2-

c) Mg

2+

, Cl

-

.

3.

Zdefiniowa

ć

stał

ą

dysocjacji elektrolitu i poda

ć

od jakich czynników zale

ż

y jej warto

ść

.

4.

Od jakich czynników zale

ż

y warto

ść

stopnia dysocjacji elektrolitu.

5.

Poda

ć

równania dysocjacji kwasu siarkowodorowego oraz wyra

ż

enia na kolejne stałe dysocjacji,

uszeregowa

ć

wyst

ę

puj

ą

ce w roztworze jony, według malej

ą

cych warto

ś

ci ich st

ęż

e

ń

.

6.

Wyprowadzi

ć

zale

ż

no

ść

mi

ę

dzy stał

ą

dysocjacji, stopniem dysocjacji i st

ęż

eniem elektrolitu.

7.

Jakie jest kryterium podziału na elektrolity mocne i słabe?

8.

Jakie s

ą

do

ś

wiadczalne dowody na wyst

ę

powanie jonów w roztworach elektrolitów?

9.

Jak zmieni si

ę

stopie

ń

dysocjacji mocnego i słabego elektrolitu po 100-krotnym rozcie

ń

czeniu?

10. Przy jakim st

ęż

eniu roztworu stopie

ń

dysocjacji kwasu azotowego(III) b

ę

dzie równy 0,10. (pK

a

=

2,87)

11. Oblicz mas

ę

jonów fluorkowych znajduj

ą

cych si

ę

w 10 cm

3

roztworu kwasu fluorowodorowego o

st

ęż

eniu 0,20 mol/dm

3

. (pK

a

= 2,95)

12. Omówi

ć

wpływ wspólnych jonów na dysocjacj

ę

słabych elektrolitów.

13. Oblicz mas

ę

chlorku amonu, który nale

ż

y doda

ć

do 6,0 cm

3

0,10 M roztworu amoniaku, aby st

ęż

e-

nie jonów wodorotlenowych zmalało dwukrotnie. (pK

b

= 4,33)

14. Wskaza

ć

, które z wymienionych substancji s

ą

elektrolitami i poda

ć

równania ich dysocjacji:

Na

3

PO

4

, NaOH, CH

3

COOH, FeCl

3

, Cu(NO

3

)

2

, NH

3

·

H

2

O, HNO

3

, H

2

SO

4

, H

3

PO

4

C

6

H

6

, C

6

H

12

O

6

,

CH

3

COONH

4

, (NH

4

)

2

SO

4

.

15. Wymie

ń

najcz

ęś

ciej stosowane wska

ź

niki pH. Podaj mechanizm ich działania.

16. Co to jest iloczyn jonowy wody i pH roztworu?

17. Obliczy

ć

st

ęż

enie jonów wodorowych w roztworze, w którym st

ęż

enie jonów wodorotlenowych

wynosi 3,16

⋅

10

-4

, a pK

w

= 14,17.

18. Ustal jakie zabarwienie wyst

ę

puje w roztworze a) kwasu, b) zasady po dodaniu wska

ź

nika typu

HInd, którego dysocjacja zwi

ą

zana jest z nast

ę

puj

ą

cymi barwami: (barwa

ż

ółta) HInd = H

+

+ Ind

-

(barwa niebieska).

9

WYKONANIE DO

Ś

WIADCZE

Ń

Do

ś

wiadczenie 1. Sprawdzanie odczynu roztworów papierkami

wska

ź

nikowymi

Cel

ć

wiczenia: Okre

ś

lenie mocy elektrolitu na podstawie zabarwienia papierków wska

ź

ni-

kowych.

Odczynniki: 0,1 M kwas solny (HCl); 0,1 M kwas octowy (CH

3

COOH); 0,1 M wodny roztwór

amoniaku (NH

3

⋅⋅⋅⋅

H

2

O); 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH); 0,1 M chlorek sodu (NaCl);

papierki wska

ź

nikowe.

Do sze

ś

ciu ponumerowanych probówek doda

ć

kolejno po 1 cm

3

nast

ę

puj

ą

cych roztworów:

0,1 M HCl; 0,1 M CH

3

COOH; 0,1 M NaCl; H

2

O (destylowana); 0,1 M NH

3

·

H

2

O; 0,1 M

NaOH. Przygotowa

ć

sze

ść

papierków wska

ź

nikowych. Z ka

ż

dej probówki pobra

ć

dobrze

opłukan

ą

i osuszon

ą

bagietk

ą

kropelk

ę

roztworu i zwil

ż

y

ć

ni

ą

jeden papierek wska

ź

nikowy.

Roztwory pozostawi

ć

do nast

ę

pnego do

ś

wiadczenia.

•

Porówna

ć

obserwowane barwy papierków z barwn

ą

skal

ą

pH.

•

Odczyta

ć

na skali warto

ś

ci pH jakim odpowiadaj

ą

zabarwienia papierków zwil

ż

anych

badanymi roztworami.

•

Napisa

ć

zachodz

ą

ce w roztworach reakcje.

•

Obliczy

ć

st

ęż

enia jonów wodorowych dla rozpatrywanych roztworów (warto

ś

ci stałych

dysocjacji i iloczynu jonowego wody przyj

ąć

równe: pK

a

= 4,55, pK

b

= 4,33,

pK

w

= 13,80).

•

Wyniki przedstawi

ć

w formie tabelki:

Roztwór

Zabarwienie pa-

pierka wska

ź

ni-

kowego

Warto

ść

pH

odczytana ze

skali

Warto

ść

pH

obliczona

St

ęż

enia jonów i

cz

ą

steczek nie-

zdysocjowanych

obecnych w roz-

tworze

0,1 M HCl

0,1 M CH

3

COOH

0,1 M NaCl

H

2

O (destylowana)

0,1 M NH

3

·

H

2

O

0,1 M NaOH.

Do

ś

wiadczenie 2. Wska

ź

niki stosowane w laboratorium chemicznym

Cel

ć

wiczenia: okre

ś

lenie wpływu pH na barw

ę

roztworów wska

ź

ników stosowanych w

laboratoriach chemicznych.

10

Odczynniki: 0,1 M kwas solny (HCl); 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH); wska

ź

niki (roztwo-

ry): fenoloftaleina, oran

ż

metylowy, lakmus, czerwie

ń

metylowa, bł

ę

kit bromotymo-

lowy.

Do trzech probówek wla

ć

po 1cm

3

nast

ę

puj

ą

cych roztworów: 0,1 M HCl; H

2

O (destylowa-

na); 0,1 M NaOH. Do ka

ż

dej z nich doda

ć

po 2 krople roztworu fenoloftaleiny.

•

Obserwowa

ć

zabarwienie roztworów.

Przygotowa

ć

nast

ę

pny komplet probówek z 1cm

3

roztworów: 0,1 M HCl; H

2

O (destylowa-

na); 0,1 M NaOH. Do ka

ż

dej z probówek doda

ć

po 2 krople wska

ź

nika Czynno

ść

t

ą

wyko-

na

ć

dla oran

ż

u metylowego, lakmusu, czerwieni metylowej, bł

ę

kitu bromotymolowego).

•

Zanotowa

ć

obserwowane barwy roztworów w obecno

ś

ci badanych wska

ź

ników.

•

Wyniki przedstawi

ć

w formie tabelki:

Ś

rodowisko

kwa

ś

ne

Ś

rodowisko
oboj

ę

tne

Ś

rodowisko

zasadowe

Wska

ź

nik

0.1 M HCl

H

2

O (destylowana)

0.1 M NaOH

Fenoloftaleina

Oran

ż

metylowy

Lakmus

Czerwie

ń

metylowa

Bł

ę

kit bromotymolowy

Do

ś

wiadczenie 3. Dysocjacja elektrolitów słabych w obecno

ś

ci mocnych

kwasów lub zasad

Cel do

ś

wiadczenia: okre

ś

lenie wpływu mocnego elektrolitu (HCl, NaOH) na pH słabej zasa-

dy (NH

3

·

H

2

O) oraz roztworu buforowego ( CH

3

COOH + CH

3

COONa)

Odczynniki: 0,1 M roztwór amoniaku (NH

3

·

H

2

O); 0,1 M roztwór kwasu solnego (HCl); 0,1 M

roztwór wodorotlenku sodu (NaOH); 0,1 M roztwór kwasu octowego (CH

3

COOH);

a) Do trzech probówek wla

ć

po 2 cm

3

0,1 M roztworu NH

3

·

H

2

0. Do jednej z probówek doda

ć

1

cm

3

H

2

O, do drugiej 1 cm

3

0,1 M roztworu HCl a do trzeciej 1 cm

3

0,1 M roztworu NaOH. Po

wymieszaniu zawarto

ś

ci z ka

ż

dej z probówek pobra

ć

kropl

ę

roztworu i zwil

ż

y

ć

papierek

wska

ź

nikowy.

•

Porówna

ć

obserwowane barwy papierków wska

ź

nikowych ze skal

ą

pH. Okre

ś

li

ć

pH

badanych roztworów.

•

Napisa

ć

zachodz

ą

ce w roztworach reakcje.

•

Obliczy

ć

pH roztworów w ka

ż

dej z probówek przyjmuj

ą

c pK

b

= 4,33, pK

w

= 14.00.

b) Do trzech probówek wla

ć

po 2 cm

3

0,1 M roztworu CH

3

COOH. Do jednej z probówek doda

ć

1 cm

3

H

2

O, do drugiej 1 cm

3

0,1 M roztworu HCl, a do trzeciej 1 cm

3

0,1 M roztworu NaOH.

11

Po wymieszaniu zawarto

ś

ci z ka

ż

dej z probówek pobra

ć

kropl

ę

roztworu i zwil

ż

y

ć

papierek

wska

ź

nikowy.

•

Okre

ś

li

ć

pH badanych roztworów za pomoc

ą

papierków wska

ź

nikowych.

•

Napisa

ć

zachodz

ą

ce w roztworach reakcje.

•

Obliczy

ć

pH roztworu wyj

ś

ciowego oraz roztworów w ka

ż

dej z probówek przyjmuj

ą

c

pK

a

= 4,55.

Do

ś

wiadczenie 4. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów

Cel do

ś

wiadczenia: okre

ś

lenie produktów reakcji mi

ę

dzy sol

ą

słabej zasady (lub sol

ą

sła-

bego kwasu) i mocn

ą

zasad

ą

(lub mocnym kwasem).

Odczynniki: 1,0 M kwas solny (HCl); 1,0 M wodorotlenek sodu (NaOH); 1,0 M w

ę

glan sodu

(Na

2

CO

3

); 1,0 M chlorek amonu (NH

4

Cl); papierki uniwersalne.

a) Do probówki wla

ć

1cm

3

1,0 M NH

4

Cl. Nast

ę

pnie dodawa

ć

kroplami 1 cm

3

1,0 M NaOH. De-

likatnie sprawdzi

ć

zapach wydzielaj

ą

cego si

ę

w probówce gazu (zawarto

ść

probówki mo

ż

na

lekko podgrza

ć

umieszczaj

ą

c j

ą

w ła

ź

ni wodnej). Do wylotu probówki zbli

ż

y

ć

zwil

ż

ony wod

ą

uniwersalny papierek wska

ź

nikowy (nie dotyka

ć

papierkiem

ś

cianek probówki).

•

Obserwowa

ć

zmian

ę

barwy papierka wska

ź

nikowego.

•

Napisa

ć

równania zachodz

ą

cych reakcji w postaci cz

ą

steczkowej i jonowej.

b) Do drugiej probówki wla

ć

1cm

3

1,0 M Na

2

CO

3

a nast

ę

pnie doda

ć

1 cm

3

1,0 M HCl.

•

Zwróci

ć

uwag

ę

czy po zmieszaniu roztworów wydzielaj

ą

si

ę

p

ę

cherzyki gazu.

•

Napisa

ć

równania zachodz

ą

cych reakcji w postaci cz

ą

steczkowej i jonowej.