1

Ć

WICZENIE 7

STĘśENIE JONÓW WODOROWYCH

I WSKAŹNIKI pH. ROZTWORY BUFOROWE.

ODCZYNNIKI

-

0.1 M, 0.5 M HCl,

-

0.5 M KOH,

-

roztwór fioletu metylowego,

-

roztwór oranżu metylowego,

-

roztwór czerwieni metylowej,

-

roztwór błękitu bromotymolowego,

-

roztwór tymoloftaleiny,

-

roztwór karminu indygo,

-

alkoholowy roztwór fenoloftaleiny,

-

roztwór zieleni malachitowej

-

roztwór czerwieni fenolowej

-

roztwór czerwieni bromofenolowej

-

papierki wskaźnikowe

-

roztwory o pH 1 – 14

-

0.2 M, 0.5 M, 1 M NH

4

Cl

-

0.2 M, 1 M CH

3

COOH

-

0.2 M CH

3

COONa

-

1 M NaCl

-

1 M CH

3

COONH

4

2

APARATURA

-

11 płytek testowych,

-

kolbki miarowe 50 cm

3

,

-

cylinder 100 cm

3

,

-

zlewki 50cm

3

,

-

probówki,

I. CEL ĆWICZENIA:

1.

Określenie stężenia jonów wodorowych w roztworze

2.

Zapoznanie z pojęciem pH. Opanowanie kolorymetrycznej metody

wyznaczania stężenia jonów wodorowych przy użyciu wskaźników

alkacymetrycznych

3.

Obliczanie stężenia jonów H

+

i OH

-

4.

Zapoznanie się z własnościami mieszanin buforowych oraz techniką

analizy miareczkowej.

II. WSTĘP TEORETYCZNY:

Przy rozważaniu równowag w układzie kwas – zasada istotne znaczenie

ma znajomość stężenia jonów wodorowych. Niekiedy ta wartość jest mała i

bardziej wygodne jest posługiwanie się w obliczeniach wykładnikiem jonów

wodorowych.

[ ]

+

−

=

H

pH

log

Pomiar pH wykonuje się na ogół dwiema metodami: potencjometryczną i

kolorymetryczną. Ta ostatnia polega na obserwacji zmiany barwy wskaźników

pH. Wskaźniki pH są to bardzo słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony

są inaczej zabarwione niż cząsteczki niezdysocjowane, przy czym stopień

dysocjacji, a więc i barwa wskaźników zależy od pH roztworu.

3

Bufory są to roztwory, których pH prawie nie zmienia się przy znacznych

rozcieńczeniach, oraz w których dodatek niewielkich ilości mocnego kwasu lub

mocnej zasady powoduje wielokrotnie mniejsze zmiany stężenia jonów H

+

niż

taki sam dodatek kwasu lub zasady do roztworu niezawierającego buforu.

Roztwory buforowe:

Bufor octanowy: CH

3

COOH, CH

3

COONa, pH = 3.5-6

Bufor amonowy: NH

4

OH, NH

4

Cl, pH = 8-11

Bufor fosforanowy: NaH

2

PO

4

, Na

2

HPO

4,

pH = 5.5-8

Bufor octanowy:

soli

kwasu

a

c

c

K

pH

log

log

−

−

=

Bufor amonowy:

soli

zasady

b

c

c

K

pH

log

log

14

+

+

=

lub

zasady

soli

b

c

c

K

pH

log

log

14

−

+

=

Bufor fosforanowy:

NaH

2

PO

4

= Na

+

+ H

2

PO

4

-

Na

2

HPO

4

= 2Na

+

+ HPO

4

2-

]

[

]

[

]

[

4

2

2

4

2

−

−

+

⋅

=

PO

H

HPO

H

K

2

1

2

log

c

c

pK

pH

−

=

c

1

=[H

2

PO

4

-

]

c

2

=[HPO

4

2-

]

4

Zdolność przeciwstawiania się zmianom pH nazywamy pojemnością buforową.

Jej miarą jest najmniejsza liczba moli jonów H

+

mocnego kwasu albo jonów

OH

-

mocnej zasady, które dodane do 1 dm

3

roztworu buforowego zmienią

wartość pH o jednostkę.

5

Bufor octanowy

Bufor fosforanowy

Bufor amoniakalny

0.2 M

kwas

octowy

ml

0.2 M

octan

sodu

ml

pH

roztworu

0.067 M
KH

2

PO

4

ml

0.067

Na

2

HPO

4

ml

pH

roztworu

0.2 M

NH

3

ml

0.2 M

NH

4

Cl

ml

pH

roztworu

9.5

0.5

3.48

9.5

0.5

5.93

9.5

0.5

10.52

9.0

1.0

3.80

9.0

1.0

6.25

9.0

1.0

10.20

8.0

2.0

4.16

8.0

2.0

6.61

8.0

2.0

9.84

7.0

3.0

4.39

7.0

3.0

6.84

7.0

3.0

9.61

6.0

4.0

4.58

6.0

4.0

7.03

6.0

4.0

9.42

5.0

5.0

4.75

5.0

5.0

7.21

5.0

5.0

9.25

4.0

6.0

4.94

4.0

6.0

7.39

4.0

6.0

9.06

3.0

7.0

5.13

3.0

7.0

7.58

3.0

7.0

8.87

2.0

8.0

5.36

2.0

8.0

7.81

2.0

8.0

8.64

1.0

9.0

5.71

1.0

9.0

8.16

1.0

9.0

8.29

0.5

9.5

6.04

0.5

9.5

8.49

0.5

9.5

7.96

6

Najczęściej stosowane układy buforujące, obejmujące cały zakres wartości pH,

są następujące:

pH = 0

1 M HCl

pH = 2

0,01 M HCl

pH = 4,7

1 M CH

3

COOH + 1 M CH

3

COONa

pH = 7.2

1 M KH

2

PO

4

+ 1 M Na

2

HPO

4

pH = 9,2

1 M NH

4

Cl + 1 M NH

3

pH = 12

0,01 M NaOH

pH = 14

1 M NaOH

WSKAŹNIKI pH

W celu stwierdzenia, czy roztwór jest kwaśny, obojętny czy zasadowy, można

stosować wskaźniki. Najprostszym wskaźnikiem, który możemy zrobić w

warunkach domowych jest wywar z czerwonej kapusty. Wskaźniki tym

charakteryzują się, że zmieniają swoje zabarwienie przy określonym pH. Na

przykład fioletowe zabarwienie wywaru z czerwonej kapusty zmienia się na

różowe w obecności kwasu.

Wskaźnikiem (indykatorem) pH są substancje ulegające przemianom lub

modyfikacjom strukturalnym przy zmianie stężenia jonów H+ (H3O+) a w

konsekwencji tego wykazują zmiany pH w pewnych określonych granicach. Im

te granice leżą bliżej siebie, tym lepszy jest wskaźnik

7

Tablica 1

Charakterystyka wybranych wskaźników

Wska

ź

nik

Zakres

zmian barwy

pH

Barwa wska

ź

nika

pH

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Bł

ę

kit tymolowy

1,2 - 2,8

Oran

ż

metylowy

3,0 - 4,4

Bł

ę

kit bromofenylowy

3,0 - 4,6

Czerwie

ń

metylowa

4,4 - 6,2

Lakmus

5,0 - 8,0

Bł

ę

kit bromotymolowy

6,0 - 7,6

Bł

ę

kit tymolowy

8,0 - 9,6

Fenoloftaleina

8,4 - 10,0

Wskaźniki są ogólnie słabymi kwasami lub słabymi zasadami organicznymi.

Zmiana barwy wskaźnika ze zmianą pH roztworu nie jest ostra, lecz następuje w

zakresie jednej lub dwóch jednostek pH (patrz tabela 1). Wynika to z istnienia

równowagi chemicznej między dwiema różnie zabarwionymi postaciami

wskaźnika. Na przykład wskaźnik będący słabym kwasem o ogólnym wzorze

HIn w zależności od środowiska będzie miał postać kwasową lub zasadową.

HIn <=> H

+

+ In

-

postać kwasowa postać zasadowa

Takim wskaźnikiem jest lakmus. Postać kwasowa HIn lakmusu ma zabarwienie

czerwone, a postać zasadowa opisana wzorem In- ma zabarwienie niebieskie.

Działanie wskaźnika jest następujące;

•

w roztworach kwaśnych, w których stężenie [H+] jest duże, równowaga

przesuwa się w lewo, wskaźnik przybiera postać kwasową (zabarwienie

wskaźnika jest czerwone)

8

•

w roztworach zasadowych, o małym stężeniu [H+], równowaga jest

przesunięta w prawo, a wskaźnik przechodzi niemal całkowicie w postać

zasadową (zabarwienie wskaźnika jest niebieskie).

Obecnie są dostępne uniwersalne papierki wskaźnikowe, nasycone mieszaniną

wskaźników i wykazujące szereg zmian barwy. Za pomocą tych papierków

można ocenić pH roztworu z dokładnością ok. 1 jednostki w zakresie pH od 1

do 13.

III. WYKONANIE ĆWICZENIA

A)

BARWY WSKAŹNIKÓW W ROZTWORACH O RÓśNYCH

WARTOŚCIACH pH

Posługując się 0.1 M roztworem HCl i 0.1 M roztworem NaOH przygotować

roztwory wzorcowe o pH od 1 do 13. Umieścić je w czystych przygotowanych

butelkach i podpisać. Jako roztwór o pH = 1 będzie służyć 0.1 M kwas solny.

Roztwór o pH = 2 sporządzić, odmierzając pipetą 5 cm

3

0.1 M HCl do kolby

miarowej na 50 cm

3

i dopełniając wodą destylowaną do kreski. Roztwór

starannie wymieszać. Roztwór o pH = 3 przygotowujemy odmierzając 5 cm

3

roztworu o pH = 2 do kolbki miarowej (50 cm

3

) i dopełniamy wodą do kreski.

W Przypadku roztworów o pH = 4 – 11 należy stosować gotowe roztwory

buforowe. Roztwory o dużych wartościach pH sporządzić z 0.1 M NaOH,

którego pH wynosi 13. Rozcieńczając dziesięciokrotnie 0.1 M NaOH otrzymuje

się roztwór o pH = 12. Przygotować płytki testowe. Do każdej z nich odmierzyć

1 cm

3

odpowiedniego roztworu wzorcowego, dodawać po 1 kropli roztworu

wskaźnika i obserwować zabarwienie. Zmiany barw zanotować w sprawozdaniu

9

B)

OZNACZANIE

STĘśENIA

JONÓW

WODOROWYCH

W ROZTWORZE.

Odmierzyć pipetą po 1 cm

3

roztworu badanego do probówek. Kolejno

dodawać do nich po dwie krople wskaźników. Posługując się skalą pH

sporządzoną w poprzednim ćwiczeniu określić pH próbki. Obliczyć stężenie

jonów wodorowych w badanym roztworze.

C)

BADANIE STAŁOŚCI pH W MIESZANINIE BUFOROWEJ

Sporządzić roztwór buforowy o pH równym 8.4 w następujący sposób:

do 50 cm

3

0.5 M roztworu chlorku amonu dodać 10 kropli roztworu

fenoloftaleiny, po czym dolewać kroplami rozcieńczonego roztworu amoniaku,

aż roztwór zabarwi się wyraźnie na różowo (nie intensywnie na czerwono).

Sporządzić w cylindrze roztwór o takim samym stężeniu jonów

wodorowych, jak w roztworze buforowym (pH=8.4), dodając kroplami do 50

cm

3

wody destylowanej, zawierającej 10 kropel roztworu fenoloftaleiny,

rozcieńczonego roztworu amoniaku, aż do uzyskania takiego samego koloru jak

w roztworze buforowym. Dla porównania barw naczynia należy umieścić na

białym tle.

Każdy z przygotowanych roztworów podzielić na dwie części, korzystając

z cylindrów miarowych. Do jednej części roztworu buforowego i jednej

niezbuforowanego dodać takie ilości 0.5 M roztworu wodorotlenku potasu, aby

oba roztwory przybrały barwę czerwoną. Zapisać objętości dodanego KOH

do obu probówek. Dla drugiej połowy roztworów powtórzyć eksperyment

dodając 0.5 M roztwór kwasu solnego, aż do zaniku różowej barwy roztworu.

Zapisać objętości dodanego HCl do obu probówek. Porównać objętości kwasu

i zasady, potrzebne dla zmiany barwy wskaźnika w roztworze buforowym

i niezbuforowanym.

10

D)

BUFORUJĄCE DZIAŁANIE NIEKTÓRYCH SOLI

Do trzech ponumerowanych probówek odmierzyć pipetą po ok 2 cm

3

0.1 molowego roztworu kwasu solnego, dodać po 1 kropli fioletu metylowego

i obserwować barwę roztworów. Do każdej probówki dodać po

1 cm

3

jednego z następujących 1 molowych roztworów: CH

3

COONa, NaCl,

CH

3

COONH

4

i obserwować zmiany barwy.

Postępując jak poprzednio, należy pobrać do trzech probówek po 2 cm

3

0.1 molowego roztworu wodorotlenku sodowego, dodać do każdej probówki po

jednej krople fioletu metylowego i po 2 cm

3

jednego z następujących

1 molowych roztworów: NH

4

Cl, NaCl, CH

3

COONH

4

.

Objaśnić zaobserwowane zmiany barw wskaźników pod wpływem dodanych

soli i podać równania jonowe dla każdej z zachodzących reakcji.

E)

EFEKT WSPÓLNEGO JONU

Do probówki odmierzyć pipetą 5 cm

3

1 molowego roztworu kwasu

octowego, dodać dwie krople oranżu metylowego i nieco 1 molowego roztworu

octanu sodu. Zachodzące zmiany zinterpretować na podstawie odpowiedniego

równania reakcji.

IV. OPRACOWANIE WYNIKÓW

Wyniki opracować zgodnie ze wzorem sprawozdania i wytycznymi

prowadzącego.

Literatura

1.

L. Pajdowski, Chemia ogólna

2.

J. Minczewski, Z. Marczenko, Chemia analityczna

3.

A. Śliwa, Obliczenia chemiczne