1

Ćwiczenie nr 1

Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Część teoretyczna

Analiza chemiczna dzieli się na analizę jakościową i analizę ilościową. Analiza

jakościowa ma za zadanie określenie jakościowego składu badanej substancji tj. ustalenie

z jakich pierwiastków, grup funkcyjnych lub związków chemicznych składa się dana

substancja. Analiza ilościowa określa w jakich stosunkach ilościowych poszczególne

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

Metody analizy ilościowej dzieli się na chemiczne i instrumentalne. Metody

chemiczne, jako starsze zwane klasycznymi, obejmują metody wagowe i metody

miareczkowe. Do metod chemicznych można zaliczyć również metody spektrofotometryczne,

ze względu na udział w nich reakcji chemicznych.

Metody wagowe polegają na oznaczaniu składnika na podstawie masy trudno

rozpuszczalnego związku tego składnika, strąconego z roztworu i odpowiednio wysuszonego

lub wyprażonego. W metodach miareczkowych zawartość składnika oznaczanego oblicza się

z liczby mililitrów titranta (o znanym stężeniu tzw. roztwór mianowany), dodawanego

z biurety do roztworu analitu do osiągnięcia punktu równoważnikowego. W punkcie

równoważnikowym oznaczany składnik przereagował ilościowo (stechiometrycznie)

z roztworem titranta.

Metody analizy miareczkowej są dokładne i umożliwiają ustalenie wyniku

z dokładnością do 0.1%, odznaczają się prostotą aparatury, szybkością wykonania. W analizie

miareczkowej istnieje możliwość zastosowania reakcji kilku typów – muszą spełniać

następujące warunki:

a) reakcja odczynnika z badaną substancją powinna przebiegać stechiometrycznie i do

końca,

b) przebiegać możliwie szybko,

c) w pobliżu punktu równoważnikowego (PR) powinna w sposób widoczny zmieniać

którąś z właściwości miareczkowanego roztworu,

d) dobranie wskaźnika (indykatora) wskazującego punkt PR dla danego oznaczenia.

Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach reakcji chemicznych:

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

b) kompleksometryczne – reakcje kompleksowania,

2

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

d) analiza strąceniowa – do oznaczania substancji trudno rozpuszczalnych.

W analizie miareczkowej stosuje się przede wszystkim środowisko wodne. W wielu

przypadkach stosuje się metody miareczkowe do oznaczeń w środowiskach niewodnych lub

mieszanych.

Oznaczając daną substancję w roztworze trzeba znaleźć odpowiedni czynnik reagujący

z nią w sposób stechiometryczny (ilościowo i bez reakcji ubocznych) i dostatecznie szybko.

Punkt

miareczkowania,

w

którym

oznaczany

składnik

przereagował

ilościowo

stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem, nazywa się punktem

równoważnikowym (PR) miareczkowania. Istnieją różne metody pozwalające ustalić ten

punkt. Tak wyznaczony doświadczalnie punkt nazywa się punktem końcowym (PK)

miareczkowania. Należy starać się, aby PK = PR, wtedy bowiem miareczkowanie pozwala

wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu. Punkt końcowy miareczkowania

określa się wizualnie, korzystając z barwnych wskaźników albo metodami instrumentalnymi.

1. ALKACYMETRIA

Alkacymetria obejmuje alkalimetrię, tj. oznaczanie w roztworze zawartości kwasów

za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady, oraz acydymetrię, tj. oznaczanie

zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem

kwasu. Metody alkalimetryczne i acydymetryczne nazywa się również metodami

zobojętniania – w wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i woda. Metody

alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania kwasów i zasad nieorganicznych jak

i organicznych. Zastosowanie miareczkowania alkacymetrycznego w środowiskach

niewodnych znacznie poszerzyło możliwości tej metody do oznaczania związków

organicznych. Są one na ogół lepiej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych,

poprzez dobór odpowiedniego rozpuszczalnika można uzyskać większą względną kwasowość

lub zasadowość.

W praktyce w alkacymetrii wyróżnia się trzy typy miareczkowania:

-

miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad,

-

miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad,

-

miareczkowanie mieszanin kwasów (zasad) o różnej mocy.

We wszystkich przypadkach odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest roztwór

mocnej zasady albo mocnego kwasu (w praktyce analitycznej nie stosuje się

miareczkowania roztworami słabych kwasów lub zasad).

3

MIARECZKOWANIE MOCNEGO KWASU (ZASADY) MOCNĄ ZASADĄ (KWASEM)

Mocne kwasy i zasady są całkowicie zdysocjowane, a więc stężenie jonów H

+

(protonów) jest równe stężeniu grup OH

-

(wodorotlenowych). Przykładowo omówiono

miareczkowanie roztworu kwasu solnego o stężeniu 1 mol/ dm

3

roztworem wodorotlenku

sodu (I) o takim samym stężeniu.

Jeżeli do roztworu kwasu będziemy dodawać roztwór wodorotlenku, to pH

początkowo zmienia się bardzo mało, ponieważ dodawane do roztworu jony OH

-

łączą się z

jonami H

+

tworząc niezdysocjowane cząsteczki wody. W chwili gdy ilość dodawanej zasady

jest prawie równa ilości kwasu wówczas pH roztworu zmienia się gwałtownie. 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 gwałtowniejszą zmianę pH

roztworu. Zmiana wartości pH po dodaniu jednej kropli roztworu titranta, następująca w

pobliżu punktu równoważnikowego (PR) reakcji miareczkowania nazwana została skokiem

miareczkowania. Wielkość tego skoku zależy od stężenia substancji reagujących – jest on

większy, gdy miareczkuje się jednomolowy roztwór kwasu solnego jednomolowym

roztworem zasady, niż w przypadku bardziej rozcieńczonych roztworów.

Zmiany pH można przedstawić graficznie za pomocą wykresu: na osi x oznacza się

ilość zużytego roztworu mianowanego w ml, na osi 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 i przez dłuższy czas jest zbieżna ze styczną.

Dla uchwycenia punktu równoważnikowego można stosować oranż metylowy jak i

fenolotaleinę.

Rys. 1 Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą.

4

Krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem jest podobna do krzywej na

rysunku 1, ale rozpoczyna się przy pH w granicach 12, punkt PR znajduje się w granicach

pH 7.

MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU MOCNĄ ZASADĄ

Do 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, 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. Wskaźnikiem, który można zastosować jest

fenoloftaleina.

Rys. 2 Krzywa miareczkowania słaby kwas mocną zasadą.

MIARECZKOWANIE SŁABEJ ZASADY MOCNYM KWASEM

Do roztworu słabej zasady dodawać będziemy roztwór mocnego kwasu.

W punkcie K, odpowiadającemu połowicznemu zobojętnieniu mamy punkt przegięcia

o rzędnej równej 14 – pK

z

. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia PR dla

pH < 7. Wskaźnikiem używanym jest czerwień metylowa.

5

Rys.3 Krzywa miareczkowania słaba zasada mocny kwas

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 w obszarze zmiany barwy bliski

pH= 7.

Rys.4 Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą

2. DEFINICJA pH

Czysta woda źle przewodzi prąd elektryczny, choć wykazuje znikomą przewodność.

Woda jest zatem słabym elektrolitem, który ulega w minimalnym stopniu ulega dysocjacji

H

2

O

H

+

+ OH

-

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

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

powstaje jon hydroniowy H

3

O

+

H

+

+ H –

−

−

O

– H

 [H

3

O]

+

Dysocjacja wody (autodysocjacja) przebiega więc w rzeczywistej reakcji:

H

2

O + H

2

O

H

3

O

+

+ OH

-

6

Równowagę między jonami H

3

O

+

i OH

-

a niezdysocjowaną cząsteczką wody można wyrazić

za pomocą stałej dysocjacji wody

2

2

3

]

[

]

][

[

O

H

OH

O

H

K

−

+

=

gdzie [ ] oznacza stężenie.

W równaniu stężenie wody może być uważane 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 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

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

.

Dodanie jakiegokolwiek kwasu doprowadza do zwiększenia stężenia jonów

wodorowych, a równocześnie ulega zmniejszeniu stężenie jonów wodorotlenowych, część z

nich 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. S

ö

rensen

zaproponował posługiwanie się tzw. wykładnikiem stężenia jonów wodorowych, zwanym pH

czyli ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia jonów wodorowych.

pH = - log [H

+

] lub pH = - log [H

3

O

+

]

analogicznie

pOH = - log [OH

-

]

Logarytmując obie strony iloczynu jonowego wody otrzymujemy zależność w postaci

pH + pOH = 14

Skala pH obejmuje roztwory od pH = 0 ([H

+

] = 1 mol/dm

3

) do roztworów zasadowych o

7

pH = 14 ([H

+

] = 10

-14

mol/dm

3

):

pH < 7 – roztwory kwaśne

pH = 7 - roztwory obojętne

pH > 7 – roztwory zasadowe.

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

0 i 14.

3. POMIAR pH ROZTWORÓW

Wartość pH badanego roztworu można oznaczać kolorymetrycznie za pomocą

wskaźników (zwane również indykatorami), metodą potencjometryczną (pomiar zmiany

potencjału roztworu miareczkowanego) lub dokładniej – pomiar pehametrem (pomiar pH

roztworu za pomocą elektrody szklanej).

WSKAŹNIKI

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) i są

słabymi elektrolitami. Z przemianami najczęściej związana jest zmiana barwy wskaźnika.

Wskaźniki można podzielić na dwa podstawowe rodzaje:

-

wskaźniki dwubarwne – oba człony układu kwas – zasada są barwne (np.

oranż metylowy),

-

wskaźniki jednobarwne – tylko jeden człon układu jest zabarwiony (np.

fenoloftaleina).

Wskaźniki jednobarwne i dwubarwne stosuje się same lub w mieszaninie z obojętnym

barwnikiem, na którego tle 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

orientacyjnie określać pH. Zaopatrzone są one w skalę barw odpowiadającym określonym

wartościom pH.

Wskaźniki stosuje się w celu wizualnego (kolorymetrycznego) uchwycenia punktu

zobojętnienia reagujących ze sobą substancji. Wskaźniki stosuje się w postaci roztworów

wodnych lub etanolowych oraz w postaci papierków wskaźnikowych. Są to wąskie paski

8

bibuły nasycone roztworem wskaźnika. 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 kolor

odpowiadający pH tego roztworu.

Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące

warunki:

-

zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z

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.

Zależności barwy wskaźnika od pH roztworu

Roztwór wskaźnika

Barwa w roztworze

Wskaźnik

Obszar zmiany

barwy pH

%

rozpuszczalnik

kwaśnym

zasadowym

Błękit tymolowy

1.2 – 2.8

0.1

woda

czerwona

ż

ółta

Oranż metylowy B

3.1 – 4.4

0.1

woda

czerwona

pomarańczowa

Zieleń bromokrezolowa

4.0 – 5.6

0.1

woda

ż

ółta

niebieska

Błękit bromotymolowy

6.2 – 7.6

0.1

woda

ż

ółta

niebieska

Czerwień krezolowa A

7.2 – 8.8

0.1

woda

ż

ółta

czerwona

Fenoloftaleina

8.0 – 10.0

0.1

70% alkohol

bezbarwna czerwona

Błękit Nilu

10.1 – 11.1

0.1

woda

niebieska

czerwona

Tropeolina OA

11.1 – 12.7

0.1

woda

ż

ółta

brązowo-

pomarańczowa

9

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 ogniwa E

ogn

– utworzonego z

elektrody pomiarowa (odwracalna względem jonów wodorowych) i elektrody porównawczej.

Najczęściej stosowane jako elektrody pomiarowe są: elektroda wodorowa,

chinhydronowa, elektrody tlenkowe (np. antymonowa) oraz elektroda szklana.

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 solnym. Pomiar polega na zanurzeniu elektrody

w roztworze wraz z odpowiednią elektrodą porównawczą, np. z kalomelową według

schematu:

Ag, AgCl,



KCl

aq



szkło



roztwór badany lub wzorcowy



KCl

aq

, Hg

2

Cl

2

, Hg

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

+

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 na

drugą stronę ścianki szklanej.

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:

10

pH

E

w

⋅

−

=

0591

.

0

Elektroda szklana nadaje się do pomiaru pH w granicach od 0 do 8.5 lub nawet 0 – 11,

w zależności od rodzaju szkła. Do pomiary pH służą elektroniczne przyrządy zwane

pehametrami.

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 roztworu badanego 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),

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

por

w

por

ognbad

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

−

+

=

ROZTWORY BUFOROWE

Roztworami buforowymi nazywamy roztwory wykazujące stałe stężenie jonów

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

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

11

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

zdysocjowane.

Jeżeli stężenie 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

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 wynosiłoby 10

-2

czyli pH = 2, zmiana nastąpiła o pięć rzędów wielkości.

12

4. HYDROLIZA SOLI

Większość roztworów wodnych wykazuje właściwości mocnych elektrolitów, tzn. są

całkowicie zdysocjowane na jony. Równocześnie roztwory dużej części soli wykazują odczyn

kwaśny lub zasadowy. Kwaśny odczyn wykazują roztwory soli powstałych 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

reakcją hydrolizy. 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

+

Hydroliza soli słabych kwasów 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

-

13

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 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 większa od stężenia jonów OH

-

,

a odczyn – słabo kwaśny. W przypadku odwrotnym – odczyn jest słabo kwaśny. Gdy kwas i

zasada są tej samej mocy np. octan amonu, to wówczas odczyn jest obojętny.

Część praktyczna

Ćwiczenie 1 Miareczkowanie mocny kwas - mocna zasada ( lub odwrotne)

Celem ćwiczenia jest określenie stężenia roztworu kwasu lub zasady otrzymanej do

miareczkowania.

Sprzęt i odczynniki:

-

biureta szklana o objętości 50 ml,

-

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 HCl (lub NaOH) o stężeniu 0.1 mol/dm

3

,

-

roztwór wskaźnika (fenoloftaleina lub oranż metylowy).

14

Opis ćwiczenia:

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

oznaczane należy uzupełnić wodą destylowaną do kreski za pomocą tryskawki do tzw.

menisku wklęsłego. Roztwór należy wymieszać, aby w kolbie było jednakowe stężenie

oznaczanej substancji. Z kolby pobiera się 3 próbki za pomocą pipety o objętości 20 ml i

przenosi się je do kolb stożkowych. Do każdej kolby dodaje się po 3 krople wskaźnika (kwas

– fenoloftaleina z bezbarwnej na fioletowe, zasada – oranż metylowy z żółtego na

pomarańczowe).

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

miarowego nalewa się roztworu mianowanego i za pomocą lejka wlewa się do biurety.

Odkręca się kranik i wylewa się do zlewki, celu przepłukania biurety z zanieczyszczeń.

Ponownie nalewa się roztwór do biurety powyżej „0” i spuszczając ustawia się menisk

wklęsły na zerze. Zdejmujemy lejek, aby zebrana ciecz nie kapała w trakcie miareczkowania

do biurety (odczyt wyniku na skali mógłby być zafałszowany). Zdejmujemy kroplę wiszącą

na końcu biurety zlewką i podstawiamy kolbę stożkową. 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.

15

Ćwiczenie 2 Hydroliza i pomiar pH

Celem ćwiczenia jest określenie odczynu soli oraz wyjaśnienie za pomocą reakcji

hydrolizy wartości otrzymane podczas pomiary pehametrem i papierkami wskaźnikowymi.

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,

-

pehametr z elektrodą szklaną,

-

papierki wskaźnikowe,

-

bibuła.

Opis ćwiczenia:

Do 3 zlewek nalać roztwory buforowe, w celu wzorcowania pehametru. Wykonać

wzorcowanie zgodnie z instrukcją obsługi sprzętu. 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 reakcji.