LABORATORIUM CHEMII FIZYCZNEJ
Łukasz Bartnicki Metale Nieżelazne - Inżynieria Materiałowa rok II
data wykonania: 18.10.2002	Nr ćwicz. : 13,14	Grupa nr: I	Zespół nr: 3
Temat Ćwiczenia:
Indykatory, roztwory buforowe, kolorymetryczne oznaczanie pH Stała i stopień dysocjacji kwasów i zasad Stała i stopień hydrolizy soli

Wstęp:

Indykatory, roztwory buforowe, kolorymetryczne oznaczanie pH

Stężenia jonów w roztworach określane jest w gramofonach na litr roztworu. Stężenie jonów wodorowych w roztworach wodnych są często o szereg rzędów wielkości mniejsze od 1, dlatego też dla uproszczenia wprowadzono zapis stężenia przez jego ujemny logarytm tzw. pH:

pH roztworów wyznacza się za pomocą tzw. indykatorów. Są to substancje, których barwa lub odcień wskazują jakie jest środowisko roztworu, tj. zabarwienia wskaźnika zależy od pH. Każdy indykator posiada swój charakterystyczny zakres pH, w którym następuje zmiana barwy, od odpowiadającej praktycznie zupełnej dysocjacji do praktycznie całkowitej asocjacji wskaźnika.

Nazwa indykatora	Barwa indykatora w roztworze
		w pH		w pH
Tropeolina OO	czerwona	1.4	żółta	2.6
Czerwień Kongo	niebieska	3.0	czerwona	5.2
Metyloranż	Czerwona	3.1	żółta	4.4
Zieleń bromokrezolowa	Żółta	3.8	niebieska	5.4
Purpura bromokrezolowa	Żółta	5.2	fioletowa	6.8
Błękit bromotyomolowy	Żółta	6.0	niebieska	7.6
Czerwień fenolowa	Żółta	6.8	czerwona	8.4
Fenoloftaleina	Bezbarwna	8.3	czerwona	10.0
Tymoloftaleina	Bezbarwna	9.2	niebieska	10.5

Roztwory słabych kwasów (HR) oraz ich soli z silnymi alkaliami nazywamy roztworami buforowymi. Słaby kwas (HR) dysocjowany jest w niewielkim stopniu , a po dodaniu w/w soli jego dysocjacja cofa się jeszcze bardziej, z kolei sól jest całkowicie dysocjowana. Można więc zapisać:

Z powyższego równania wynika, iż jeśli znana jest stała dysocjacji słabego kwasu oraz analityczna wartość stężeń soli i kwasu możliwym jest obliczenie pH. Wartość pH takich roztworów nie zależy od stężeń soli i kwasu, lecz od ich stosunku, czyli pH nie zmieni się praktycznie w czasie rozcieńczania. Roztwory tego rodzaju noszą nazwę buforowych. Posiadają one również tę właściwość, że po dodaniu niewielkiej ilości silnego kwasu lub zasady pH ulega jedynie nieznacznym zmianom oraz że zmiana temperatury wpływa nieznacznie na pH takich roztworów. Powyższe równanie wyprowadzono stosując założenia upraszczające. Opisuje więc ono prawidłowo zależności występujące w układach buforowych jedynie w tych zakresach stosunków stężeń, w których są spełnione te założenia. Należny nadmienić, że obok kwaśnych istnieją bufory zasadowe, których składnikami są: słaba zasada B_OH oraz sól tej zasady z mocnym kwasem. pH tych roztworów określa równanie:

Stała i stopień dysocjacji kwasów i zasad. Stała i stopień hydrolizy soli.

Dysocjację jednozasadowego kwasu HR można opisać równaniem stechiometrycznym:

Stałą dysocjacji K_HR określa się wyrażeniem:

oznaczają tu stężenia produktów dysocjacji w gramofonach na litr roztworu, c_HR - stężenie cząsteczek kwasu, które nie uległy dysocjacji. Wartość K_HR powinna być według teorii Arrheniusa, w stałej temperaturze, niezależna od całkowitego stężenia kwasu.

Stopień dysocjacji α określa się stosunkiem stężenia części elektrolitu, która uległa dysocjacji, do ilości elektrolitu przed dysocjacją. W przypadku dysocjacji kwasu HR można więc napisać:

,

gdyż
jest równe stężeniu części kwasu, która uległa dysocjacji. Stopień dysocjacji jest funkcją stężenia. Jego wartość liczbowa, zgodnie z definicją stałej dysocjacji, mieści się w granicach od 0 do 1. Dla wyliczenia stałej lub stopnia dysocjacji konieczne jest doświadczalne wyznaczenie stężenia jonów oraz całkowitego stężenia kwasu. Z drugiej zaś strony, zarówno znajomość stałej, jak i stopnia dysocjacji przy znanym stężeniu całkowitym c_kw pozwala wyliczyć stężenie jonów wodorowych w roztworach słabych kwasów. Związek pomiędzy stałą i stopniem dysocjacji dla przypadku kwasu HR określa zależność:

Podczas rozpuszczania w wodzie sole słabych kwasów i mocnych zasad ulegają silnej dysocjacji (w roztworach rozcieńczonych praktycznie całkowitej). Powstające przy tym aniony słabych kwasów mają tendencję wiązania się z jonami wodorowymi pochodzącymi z dysocjacji cząstek wody, na nie zdysocjowane cząstki kwasu. Reakcję tę, zwaną hydrolizą, można opisać równaniem:

Stała hydrolizy jest więc określona równaniem:

,

gdyż
jako wartość praktycznie stała zostało wprowadzone do stałej.

Porównując wielkości stężenia jonów wodorowych wyliczona z wartości stałej dysocjacji kwasu K_HR­ oraz iloczynu jonowego wody K_W dochodzi się do wniosku, że w przypadku słabych kwasów K_h jest praktycznie określona równaniem:

.

Gdy się założy, że dysocjacja soli jest całkowita, stopień hydrolizy można określić ułamkiem:

Ułamek β podaje, jaka część soli uległa hydrolizie; c_soli jest całkowitym stężeniem soli. Z zapisanych wcześniej zależności możemy wyciągnąć następujący wniosek, iż:

Wyrażając c_R przez stopień hydrolizy i stężenia soli, oraz wstawiając w/w zależność do równania stałej hydrolizy otrzymujemy:

.

Analogiczne rozumowanie można przeprowadzić w przypadku hydrolizy soli silnego kwasu i słabej zasady. Stechiometria tego procesu będzie wówczas opisana równaniem:

.

Stopień hydrolizy:

.

Stała hydrolizy będzie zaś wyrażona równaniem ostatnim z wyliczonych równań stałej hydrolizy. Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady powoduje, alkalizację roztworu, hydroliza soli silnego kwasu i słabej zasady powoduje zakwaszenie roztworu.

W szeregu przypadków, podczas hydrolizy soli metali tworzących trudno rozpuszczalne wodorotlenki (jak np. Fe, Co, Ni, Zn, Pb itp.), można zaobserwować wytrącanie się osadów. Wiąże się to z przekroczeniem iloczynu rozpuszczalności odpowiedniego wodorotlenku.

Opracowanie wyników

Stała i stopień dysocjacji kwasów i zasad. Stała i stopień hydrolizy soli.

Wyniki pomiarów pH roztworów kwasu octowego o różnych stężeniach

Stężenie analityczne kwasu	pH	Stężenie jonów wodorowych	Stała dysocjacji	Błąd względny	Stopień dysocjacji
	-		-	-	-
	3,4			0,328	0,0199
	3,8			0,327	0,0395
	4,4			0,571	0,0498
	4,7			0,408	0,125

Stała hydrolizy

Stopień hydrolizy

Dla małych wartości
możemy przyjąć, że
:

Stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
:

Stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
:

Indykatory, roztwory buforowe, kolorymetryczne oznaczanie pH

Przebadano zachowywanie się indykatorów w roztworach 1n HCl oraz 0,1n NaOH w celu potwierdzenia danych zawartych w tabeli zamieszczonej we wstępie oraz zanotowania subiektywnych uwag. Zaobserwowano kilka odstępstw od teoretycznych założeń.

• tropeolina w HCl - fioletowa

• zieleń bromokrezolowa w HCl - bladożółta

• purpura bromokrezolowa w HCl - bladożółta

• błękit bromotymolowy w HCl - bladożółta; w NaOH - błękitny

• czerwień fenolowa w HCl - bladożółta; w NaOH - jasny różowy

• fenoloftaleina w NaOH - fioletowa

Po dodaniu kolejnych indykatorów do badanej próbki, otrzymano następujące rezultaty:

indykator barwa wniosek

maetylooranż żółta pH>4,4

czerwień fenolowa bladoróżowa pH>8,4

tymonoftaleina bardzo bladobłękitna 9,2<pH<10,5

fenoftaleina różowa 8,3<pH<10,0

Wyciągnięty następujący ogólny wniosek, iż pH badanej próbki zawiera się w granicach 9,2<pH<10,0.

Kolejnym krokiem do określenia pH próbki dokładnością do ±0,2 jednostki jest stworzenie barwnej skali pH w podejrzewanym zakresie przy pomocy zadanego roztworu buforowego, którym był roztwór chlorku 0,2n amonu i 0,2n amoniaku. Wnioski porównawcze są następujące:

pH przygotowanego wniosek z porównania

roztworu barwy

9,0 ciemniejsza

9,2 ciemniejsza

9,4 odpowiadająca

9,6 jaśniejsza

9,8 jaśniejsza

10,0 jaśniejsza

W wyniku przeprowadzonego badania stwierdzono, iż pH próbki wynosi 9,4 ±0,2. Badanie próbki przy użyciu pH-metru otrzymano dowiodło, iż wynik 9,4 jest wynikiem poprawnym.

Przebadano również próbki wody destylowanej oraz wodociągowej. W zgrubnym badaniu stwierdzono jasnobłękitne zabarwienie wody destylowanej oraz bardzo jasnozielone zabarwienie wody wodociągowej, po dodaniu błękitu bromotymolowego. Nie dokonano dokładnego badania pH, gdyż nie było dostatecznej ilości czasu, aby przygotować odpowiednią skalę buforową.

	1		2		3		4		5
		c1 Kwas winowy c2 Winian jednosodowy		c1 Kwas mlekowy c2 Mleczan sodu		c1 Kwas octowy c2 Octan sodu		c1 Fosforan sodu I rzędowy c2 Fosforan sodu II rzędowy		c1 Chlorek amonu c2 Amoniak
			pH		pH		pH		pH		pH
		4,2		5,0		5,9		8,0		10,7
		3,6		4,4		5,3		7,3		10,1
		3,0		3,8		4,7		6,7		9,5
		2,4		3,2		4,1		6,1		8,9
		1,7		2,6		3,5		5,5		8,3

W celu sprawdzenia stosowalności przybliżonych wzorów:

wykreślono charakterystyki
, których liniowość ma świadczyć o ich poprawności.

Wykreślone charakterystyki zgodnie z oczekiwaniami mają przebieg liniowy, zatem możliwym jest wyznaczenie stałej dysocjacji. Z ogólnego równania prostej y=ax+b wnioskujemy, iż współczynnik b odpowiada stosownej wartości we wzorach.

Wartości stałych dysocjacji składników buforów obliczono z odpowiednich wzorów, dostrzegając analogię pomiędzy tymiż wzorami, a ogólną postacią równania prostej.

,

stąd skoro

- dla buforów kwaśnych

- dla buforów zasadowych

Wyniki obliczeń stałych dysocjacji kwasów lub zasad umieszczono w poniższej tabeli:

1	2	3	4	5

Obliczanie zmian pH podczas dodawania ługu sodowego do roztworu kwasów solnego i octowego tym samym stężeniu.

A) Ilość g jonów H⁺ w roztworze:

Gdy V_NaOH<100 [ml]:

0,1n HCl - 1000 [ml]

x - 100 - V_NaOH [ml]

Gdy V_NaOH=100 [ml] wtedy ta objętość ługu zobojętni 100ml HCl, zatem pH=7, a ilość jonów H⁺=0,0000001.

Gdy V_NaOH>100[ml]:

Liczymy ilość jonów OH^- z poniższej proporcji:

0,1n NaOH - 1000 [ml]

x - V_NaOH - 100 [ml]

B) Stężenie jonów wodorowych:

gj - V

C^H+ - 1000 [ml]

gdzie: gj - ilość jonów H⁺ w roztworze (lub OH^-); V - objętość roztworu; C^H+ - stężenie jonów wodorowych. Jeżeli zamiast ilości g jonów H⁺ wstawiamy ilość jonów OH^- w wyniku otrzymujemy stężenie jonów OH^-, zatem stężenie jonów H⁺ jest równe
.

C) Oblicznie pH:

Obliczanie gramorównoważnika kwasu zgodnie z proporcjami A.

0,1n CH₃COOH - 1000 [ml]

gr (kwasu) - 100 - V_NaOH [ml]

Obliczanie gramorównoważnika soli:

0,1n NaOH - 1000 [ml]

gr (soli) - V_NaOH [ml]

Obliczanie stężenia kwasu:

gr (kwasu) - objętość roztworu

c_kwasu - 1000 [ml]

Obliczanie stężenia soli:

gr (soli) - objętość roztworu

c_soli - 1000 [ml]

Obliczanie pH:

Wnioski:

Stała i stopień dysocjacji kwasów i zasad. Stała i stopień hydrolizy soli.

Wyniki pomiarów pH przedstawione w tabeli kwasu octowego są zgodne z zakładanymi. Celem ćwiczenia było wyznaczenie stała dysocjacji kwasu octowego, która wliczona z otrzymanych wartości pH zamienia się od wartości 2,1*10^-6 do 8,1*10^-6. Średnia wartość tej stałej wyniosła 4,9*10^-6. oparciu o uzyskane wyniki (zarówno stałej dysocjacji jak i jej błędów) można stwierdzić, iż stała dysocjacji kwasu octowego, w badanym zakresie stężeń, może być uważana za wielkość stałą.

W drugiej części ćwiczenia należało wyznaczyć stałą oraz stopień hydrolizy octanu sodowego w roztworach o różnych stężeniach. Stała hydrolizy wynosi
, stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
ma wielkość
, a w roztworze o normalności
wyniosła
.

Indykatory, roztwory buforowe, kolorymetryczne oznaczanie pH

Wyniki badania pH próbki potwierdzone zostały przez pomiar przy użyciu pH-metru - wyniki pokrywają się. Badana próbka miała środowisko o pH=9,4 jednostki. Po przebadaniu wody destylowanej i wodociągowej stwierdzono, iż pH wody destylowanej jest bliższe 7, natomiast wodociągowej jest wyższe, co świadczy o alkalicznym jej środowisku.

W oparciu o zamieszczone w tabeli dane dokonano sprawdzenia stosowalności przybliżonych wzorów:

Po wykreśleniu charakterystyk stwierdzono ich liniowość, co dowodzi poprawności stosowanych zależności. Na ich podstawie wyznaczono stałe dysocjacji składników buforów. Przytaczając uzyskane wyniki dla poszczególnych próbek, otrzymano:

1	2	3	4	5

Wykreślono także charakterystykę zmian pH, podczas dodawania ługu sodowego do roztworów kwasów solnego i octowego tym samym stężeniu początkowym. Łatwo zauważyć, iż zmiana pH, przy dodawaniu mocnej zasady do mocnego kwasu zmiana pH wraz z przejściem ze środowiska silnie kwaśnego do silnie alkalicznego następuje gwałtownie, natomiast gdy badano słaby kwas octowy przejście to zaszło również skokowo lecz o wiele łagodniej niż w pierwszym przypadku.

- 4 -

---