Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach

Europejskiego Funduszu Społecznego

PRAKTIKUM Z CHEMII OGÓLNEJ

Dwiczenia laboratoryjne dla studentów I roku kierunku

„Zastosowania fizyki w biologii i medycynie”

Biofizyka molekularna

Projektowanie molekularne i bioinformatyka

Optyka okularowa

Dwiczenie 1 (07.12.09 – 11.12.09)

Właściwości roztworów buforowych

Potencjometryczne pomiary pH

Osoby prowadzące:

mgr Joanna Kowalska, mgr Joanna Krasowska, mgr Dorota Kubacka,

dr Elżbieta Bojarska

Regulamin pracowni i zasady zaliczania

W ramach „Praktikum z chemii ogólnej” należy zaliczyd 5 dwiczeo. W przypadku
nieobecności należy dwiczenie wykonad w terminie dodatkowym. Przewidziane są
2 terminy dodatkowe: 18.01.2010 w godz. 9.30-12.30 oraz 22.01.2010 w godz.
9.30-12.30.

Wszystkich uczestników pracowni obowiązuje znajomośd zasad BHP w laboratorium
chemicznym i zasad udzielania pierwszej pomocy oraz regulaminu pracowni
(szczegółowe informacje na pierwszych zajęciach)

Na dwiczenia należy przychodzid punktualnie i kooczyd je o wyznaczonej godzinie
(każda pracownia trwa 3 godziny zegarowe)

Warunkiem przystąpienia do części doświadczalnej jest zaliczenie sprawdzianu
wejściowego. Wymagane zagadnienia będą podawane w instrukcji do każdego
dwiczenia.

Praca w laboratorium odbywa się o odzieży ochronnej (obowiązkowo), okularach
oraz rękawiczkach (w przypadku pracy z substancjami żrącymi). Każdy student ma
obowiązek posiadad własny fartuch i przynosid go na każdą pracownię. Okulary
ochronne oraz rękawiczki jednorazowe będą dostępne na pracowni.

W trakcie wykonywania dwiczenia należy prowadzid notatki.

Dwiczenia wykonywane będą pojedynczo lub w grupach 2-osobowych, ale opis
dwiczenia każdy student przygotowuje indywidualnie. Opis należy dostarczyd
w terminie 1 tygodnia od daty wykonania dwiczenia.

Warunkiem zaliczenia każdego dwiczenia jest zaliczenie sprawdzianu wejściowego,
wykonanie zadao zgodnie z instrukcją i poleceniami osoby prowadzącej oraz
przygotowanie opisu. Każda częśd jest osobno punktowana. Ocena koocowa za
dwiczenie zależy od ilości zdobytych punktów.

Studenci obowiązani są do przestrzegania porządku i czystości na stołach
laboratoryjnych, w szafkach, szufladach i lodówkach.

Po zakooczeniu pracy należy umyd naczynia używane w czasie wykonywania
dwiczenia i zostawid porządek na stole laboratoryjnym.

Nieprzestrzeganie obowiązujących zasad BHP oraz regulaminu może spowodowad
usunięcie studenta z pracowni.

Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach

Europejskiego Funduszu Społecznego

Wstęp teoretyczny

Roztwory elektrolitów

Cząsteczki elektrolitów ulegają pod wpływem rozpuszczalnika rozpadowi na jony. Proces ten
nazywa się dysocjacją elektrolityczną i jest opisywany za pomocą stopnia dysocjacji (α),
zdefiniowanego jako stosunek ilości cząsteczek zdysocjowanych (N

α

) do ilości cząsteczek

wprowadzonych do roztworu (N)

Stopieo dysocjacji zależy od rodzaju elektrolitu, rodzaju rozpuszczalnika, stężenia oraz
obecności innych substancji w roztworze. Elektrolity mocne są w znacznym stopniu
zdysocjowane (α >90%). Elektrolitami mocnymi są wszystkie dobrze rozpuszczalne sole oraz
kwasy i zasady, w których przeważa jonowy charakter wiązania.

W roztworach słabych elektrolitów (słabych kwasów HA i słabych zasad B), których
dysocjacja przebiega wg równania

HA + H

2

O ↔ H

3

O

+

+ A¯

B + H

2

O ↔ BH +OH¯

znajdują się zarówno jony jak i cząsteczki niezdysocjowane.

Proces dysocjacji słabego kwasu czy słabej zasady opisywany jest ilościowo za pomocą stałej
dysocjacji K

a

W roztworze słabego kwasu HA o stężeniu początkowym c, zdysocjowanego w stopniu α ,
powstaje cα jonów H

3

O

+

i tyle samo anionów A¯. Różnica c – cα określa ilośd kwasu

niezdysocjowanego. Po podstawieniu tych wartości do równania na stałą równowagi
otrzymuje się zależnośd

Aktywnośd elektrolitów

W wodnych roztworach mocnych elektrolitów zachodzi szereg procesów (takich jak
przyciąganie jonów różnoimiennych, tworzenie się par i trójek jonowych, hydratacja), które
powodują, że roztwory te zachowują się tak, jakby ich stężenia były mniejsze od
rzeczywistych. To zmniejszone, efektywne stężenie jonów w roztworze określa się
aktywnością

gdzie c

i

oznacza stężenie molowe i-tego jonu, f

i

współczynnik aktywności.

Wartośd aktywności zależy od stężenia elektrolitu. W miarę rozcieoczania roztworu wartośd
aktywności zbliża się do wartości stężenia. W roztworze nieskooczenie rozcieoczonym obie
wartości są sobie równe.

Aktywnośd określonego typu jonów zależy od obecności wszystkich jonów powstających w
wyniku dysocjacji elektrolitu. Wielkością, która charakteryzuje oddziaływania jonowe w
roztworach elektrolitów jest siła jonowa

gdzie c

i

oznacza stężenie molowe i-tego jonu, a z jego ładunek.

Wartośd współczynnika aktywności dla określonego jonu oblicza się ze wzoru Debye’a-Hückla

w którym A i B oznaczają stałe zależne od temperatury i właściwości rozpuszczalnika, a d
odpowiada średnicy uwodnionego jonu.

Na podstawie pomiarów fizykochemicznych prowadzonych dla roztworów elektrolitów
(potencjały redoks, przewodnictwo), można wyznaczyd jedynie średni współczynnik
aktywności elektrolitu, związany z aktywnościami różnych jonów obecnych w roztworze.

Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach

Europejskiego Funduszu Społecznego

Teorie kwasów i zasad

Teoria Arrheniusa

Według teorii Arrheniusa kwasy to substancje, które w roztworach wodnych odszczepiają jon
wodorowy

HA ↔ H

+

+ A¯

Zasadami natomiast są substancje odszczepiające jon wodorotlenowy

BOH ↔ B

+

+ OH¯

Teoria Arrheniusa dobrze tłumaczy zachowanie kwasów i zasad w roztworach wodnych,
zawodzi jednak w przypadku procesów hydrolizy obojętnych soli. Nie tłumaczy również
zachowania niektórych związków w roztworach niewodnych. Przykładem jest mocznik, który
w wodzie nie wykazuje cech kwasu ani zasady, natomiast w ciekłym amoniaku zachowuje się
jak kwas.

Teoria Lowry’ego-Brönsteda

Podstawowym założeniem teorii Lowry’ego-Brönsteda jest to, że proces dysocjacji polega nie
tylko na rozpadzie substancji na jony, ale również na reakcji z cząsteczkami rozpuszczalnika.
Jon wodorowy powstający w wyniku dysocjacji kwasu jest w rzeczywistości hydratowany.
Zachowanie się kwasów w wodzie polega zatem na przekazaniu protonu do cząsteczki wody.

HA + H

2

O ↔ H

3

O

+

+ A¯

W teorii protonowej Lowry’ego-Brönsteda kwasem jest substancja zdolna do oddawania
protonów (donor protonów), a zasadą substancja zdolna do przyłączenia protonów
(akceptor protonów). W wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sprzężona z nimi para
zasada/kwas

HCl(kwas1) + H

2

O(zasada1) ↔ Cl¯(zasada2) + H

3

O

+

(kwas2)

Mocny kwas wykazuje silne tendencje do oddawania protonów, a sprzężona z nim zasada
posiada słabe właściwości protonoakceptorowe (mocny kwas jest sprzężony ze słabą
zasadą).

Teoria Lewisa

Kwasem jest każdy akceptor pary elektronowej, a zasadą donor pary elektronowej. Każdy
kwas wg teorii Lowry’ego-Brönsteda jest zarazem kwasem Lewisa, to samo dotyczy zasad.
Teoria Lewisa rozszerza jednak pojęcie kwasu i zasady na związki, których poprzednie teorie
nie uwzględniały, np. cząsteczki nie zawierające protonów: BF

3,

SO

3,

AlCl

3

. Mogą one tworzyd

połączenia z donorami par elektronowych: H

2

O, NH

3

, aniony reszt kwasowych.

H

+

(kwas) + NH

3

(zasada) ↔ NH

4

+

BF

3

(kwas) + F¯(zasada) ↔ BF

4

Roztwory buforowe

Roztworami buforowymi nazywamy roztwory zawierające sprzężony układ kwas/zasada,
o wysokich stężeniach początkowych (0.2 -1 mol/dm

3

). Roztwory buforowe mają zdolnośd

utrzymywania prawie stałej wartości pH przy rozcieoczaniu oraz dodawaniu niewielkiej ilości
stężonego kwasu czy zasady.

Stan równowagi pomiędzy kwasem i zasadą w układzie buforującym jest określony stałą
dysocjacji słabego kwasu HA

Roztwór buforowy otrzymuje się przez zmieszanie słabego kwasu HA i sprzężonej z nim
zasady A¯ o stężeniach odpowiednio c

HA

oraz c

A

. Po podstawieniu do wzoru na stałą

dysocjacji można obliczyd pH roztworu buforowego

Utrzymywanie stałego pH roztworów buforowych obserwuje się tylko w pewnych granicach.
Ilościową miarą zdolności roztworu buforowego do przeciwdziałania zmianie pH w wyniku
dodania mocnego kwasu czy zasady jest jego pojemnośd buforowa określona jako stosunek
dodanej ilości kwasu lub zasady (w molach) do zmiany pH

Pojemnośd buforowa zależy od wyjściowych stężeo składników. Znaczne rozcieoczanie
roztworu buforowego, chociaż nie wpływa istotnie na zmianę jego pH, jest niekorzystne ze
względu na zmniejszanie pojemności buforowej.

Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach

Europejskiego Funduszu Społecznego

Pomiary pH roztworów

W celu dokładnego określenia pH roztworów wykorzystuje się pomiary potencjometryczne
wykonywane za pomocą pH-metrów. Wartośd pH określa się na podstawie pomiaru SEM
ogniwa zbudowanego z dwóch elektrod, z których jedna jest wrażliwa na stężenie jonów
wodorowych. Najczęściej do pomiarów pH używa się elektrody szklanej w kształcie rurki ze
szkła zakooczonej kulistą, cienką membraną szklaną. Wewnątrz elektrody szklanej znajduje
się drut srebrny pokryty warstwa AgCl, zanurzony w 0,1 M roztworze HCl. Potencjał
półogniwa wewnętrznego (Ag│AgCl│HCl jest stały (0,222V). Zmiany potencjału elektrody
szklanej wynikają ze zmian potencjału na granicy faz roztworu i membrany szklanej.
Powierzchniowa warstwa membrany szklanej ulega hydratacji w kontakcie z roztworem.
Przebiegają w niej procesy wymiany jonowej między szkłem a roztworem oraz dyfuzja jonów
wodorowych wewnątrz hydratowej części membrany. Elektrodą odniesienia jest najczęściej
elektroda kalomelowa lub chlorosrebrowa. Budowa tej drugiej jest taka sama jak półogniwa
wewnętrznego elektrody szklanej.

Schemat budowy elektrody do pomiarów pH

SEM ogniwa złożonego z elektrody wskaźnikowej i elektrody odniesienia jest równe różnicy
potencjałów obu elektrod

gdzie E

0

oznacza potencjał standardowy elektrody,

aktywnośd jonów wodorowych,

z liczbę elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej, R stałą gazową, F stałą
Faradaya, T temperaturę bezwzględną.

Reakcje hydrolizy

Reakcje hydrolizy są to reakcje między cząsteczkami wody a jonami powstałymi w wyniku
dysocjacji soli. Hydrolizie nie ulegają sole mocnych kwasów i mocnych zasad. Wyróżnia się 3
typy reakcji hydrolizy: kationową, anionową i kationowo-anionową.

Hydrolizie kationowej ulegają sole mocnych kwasów i słabych zasad (odczyn roztworu
kwaśny)

Me

+

+ 2H

2

O ↔ MeOH + H

3

O

+

NH

4

Cl → NH

4

+

+ Cl¯ NH

4

+

+ 2H

2

O → NH

4

OH + H

3

O

+

Hydrolizie anionowej ulegają sole słabych kwasów i mocnych zasad (odczyn roztworu
zasadowy)

R¯ + H

2

O ↔ HR + OH¯

CH

3

COONa → CH

3

COO¯ + Na

+

CH

3

COO¯ + H

2

O ↔ CH

3

COOH + OH¯

Hydrolizie kationowo-anionowej ulegają sole słabych kwasów i słabych zasad (odczyn zależy
od stałych dysocjacji kwasu i zasady)

Me

+

+ R¯ + H

2

O ↔ MeOH + HR

AlClO

3

→ Al

3+

+ 3ClO¯

Al

3+

+ 3ClO¯ + 3 H

2

O ↔ Al(OH)

3

+ 3HClO

Częśd doświadczalna

Cel dwiczenia

Przygotowanie roztworów buforowych, pomiary pH, obliczanie siły jonowej roztworów oraz
współczynników aktywności jonów.

Projekt Fizyka wobec wyzwań XXI w. współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach

Europejskiego Funduszu Społecznego

Zagadnienia do przygotowania

Dysocjacja elektrolityczna, stała i stopieo dysocjacji, elektrolity mocne i słabe, iloczyn jonowy
wody, siła jonowa roztworu, aktywnośd jonów, teorie kwasów i zasad, definicja pH,
obliczanie pH roztworów kwasów i zasad, potencjometryczny pomiar pH, budowa i zasada
działania elektrody szklanej.

Odczynniki

Słabe kwasy: CH

3

COOH (roztwór o stężeniu 1 mol/dm

3

), Hepes (substancja stała)

Zasady: NaOH (roztwór o stężeniu 1 mol/dm

3

)

Sole: NaCl, CH

3

COONa, HCOONH

4

, NaBO

2

, NH

4

Cl, NaHCO

3

, Na

2

CO

3

, K

2

HPO

4

, KH

2

PO

4

Inne związki: mocznik, imidazol

Przygotowanie roztworów

250 cm

3

roztworu CH

3

COOH, CH

3

COONa, NaHCO

3

, Na

2

CO

3 ,

K

2

HPO

4

, KH

2

PO

4

oraz

Hepes o stężeniu 0,05 mol/dm

3

100 cm

3

roztworu HCOONH

4

o stężeniu 0,1 mol/dm

3

100 cm

3

roztworu NaBO

2

o stężeniu 0,1 mol/dm

3

100 cm

3

roztworu NH

4

Cl o stężeniu 0,1 mol/dm

3

Przygotowanie pH-metru

Przed wykonaniem pomiarów należy dokonad kalibracji pH-metru, zgodnie
z instrukcją lub wskazówkami osoby prowadzącej dwiczenie. Przed każdym
zanurzeniem elektrody do roztworu kalibracyjnego lub roztworu badanego, elektrodę
należy opłukad wodą destylowaną i osuszyd bibułą filtracyjną.

W czasie wykonywania pomiarów potencjometrycznych należy zwracad uwagę, aby
nie uszkodzid membrany szklanej (nie dotykad nią dna ani ścianek naczynia).
Szczególną ostrożnośd należy zachowad przy uruchamianiu mieszadła w naczyniu,
w którym zanurzona jest elektroda.

Wykonanie dwiczenia

Przygotowad bufor octanowy przez zmieszanie roztworu CH

3

COOH i roztworu

CH

3

COONa (bufor węglanowy przez zmieszanie NaHCO

3

i Na

2

CO

3

, bufor fosforanowy

przez zmieszanie K

2

HPO

4

i KH

2

PO

4

). Wykonad pomiary pH. Otrzymane z pomiarów

potencjometrycznych wyniki porównad z obliczonmi wartościami pH.

Rozcieoczyd bufory 10-krotnie. Zmierzyd pH.

Do 50 ml buforu octanowego (węglanowego, fosforanowego) dodad 5 ml 1 M HCl.
Zmierzyd pH. Taką samą ilośd kwasu dodad do 50 ml wody destylowanej i zmierzyd
pH.

Przygotowad roztwór buforowy Hepes o pH 7.5, przez dodawanie porcjami 1 M
roztworu NaOH. Do kolby miarowej o pojemności 100 ml wsypad 0,1 mola stałego
NaCl (mocznika, imidazolu) i uzupełnid buforem Hepes. Ponownie zmierzyd pH.
Obliczyd siłę jonową buforu z NaCl, wyznaczyd współczynnik aktywności jonów
wodorowych.

Zmierzyd pH roztworów soli: HCOONH

4

, NaBO

2

, NH

4

Cl. Napisad reakcje hydrolizy.

Literatura

J. Minczewski, Z. Marczenko, „Chemia analityczna”, Wydawnictwo Naukowe PWN

J. Cygaoski, „ Podstawy metod elektroanalitycznych”, Wydawnictwo WNT

L. Jones, P. Atkins, „Chemia ogólna – cząsteczki, materia, reakcje”, Wydawnictwo
Naukowe PWN