Sprawozdanie III
Ewelina Szafraniec
Oznaczanie aktywności jonów wodorowych w roztworze
Celem ćwiczenia było zapoznanie się z reakcjami zachodzącymi w wodnych roztworach kwasów, zasad i soli, oraz zapoznanie się z technikami wyznaczania pH roztworów.
Sposób prowadzenia doświadczeń
Do pięciu probówek wprowadzono roztwór o nieznanym stężeniu jonów wodorowych. Następnie do każdej próbówki dodano po 3 krople różnych wskaźników pH : błękitu tymolowego, fenoloftaleiny, fioletu metylowego, karminu indygo, żółcieni alizarynowej. Obserwowano zmianę zabarwienia zawartości każdej próbówki i na podstawie otrzymanych barw określano zakres pH badanego roztworu. Następnie wyznaczono część wspólną przedziałów pH i zweryfikowano poprawność pomiarów przy pomocy pehametru. W tym celu odmierzono ok. 20 cm3 badanego roztworu do zlewki i zmierzono dokładną wartość pH.
Wyniki
Wspólna część wyznaczonych przedziałów wynosiła 10,5 - 11, natomiast wartość pH wyznaczona pehametrem wynosiła 11,8. Różnica w wartości pH była spowodowana niedokładnością metody kolometrycznej w przeciwieństwie do metody potencjometrycznej.
Szczegółowe wyniki doświadczenia przedstawione zostały w formularzu.
Obliczenia dotyczące stężeń jonów [H+] i [OH-] w badanym roztworze.
pH=11,8 => pOH=2,2
pOH=-log[OH-]
[OH-]=10-pOH
[OH-]=6,3 10-3
[H+]= 1,59 10-12
Zasada działania wskaźników pH.
Wskaźniki pH stosuje się do określenia pH w roztworze porównując barwę wskaźnika w badanym roztworze z barwą wskaźnika w roztworze o znanym pH.
Wskaźnikami są substancje organiczne, zazwyczaj słabe kwasy lub słabe zasady, których cząsteczki niezdysocjowane mają barwę inną niż ich jony.
Każdy wskaźnik ma swój charakterystyczny zakres pH, w którym następuje zmiana jego barwy. Spowodowane jest to różnymi wartościami stałych dysocjacji wskaźników.
Działanie wskaźników przedstawiono na przykładzie oranżu metylowego, który należy do wskaźników dwubarwnych:
HInd + H2O ↔ Ind- + H3O+
Forma HInd ma barwę czerwoną w roztworze o pH=3,1 , a forma Ind- przyjmuje barwę żółtą w roztworze o pH=4,4. W roztworze o pH w zakresie 3,1-4,4, obecne są obie formy wskaźnika i przyjmuje on barwę pośrednią - pomarańczową. Po wprowadzeniu wskaźnika do roztworu o kwasowym pH, w którym przeważają jony H3O+ stan równowagi przesuwa się w lewo czyli w kierunku powstawania formy HInd - a roztwór barwi się na czerwono. Kiedy wskaźnik zostanie wprowadzony do roztworu o zasadowym pH , w którym przeważa stężenie jonów hydroksylowych nad oksoniowymi stan równowagi reakcji przesuwa się w prawo w kierunku tworzenia formy Ind- co sprawia, że roztwór barwi się na żółto.
Innym wskaźnikiem jest fenoloftaleina, która należy do wskaźników jednobarwnych, jest słabą zasadą:
IndOH + H2O ↔ Ind++ OH-
Fenoloftaleina w zakresie pH od 0-8,2 jest bezbarwna. Spowodowane jest to przewagą formy Ind+w roztworze, która jest bezbarwna. W obecności jonów OH- (w roztworze o odczynie zasadowym), równowaga reakcji - zgodnie z regułą przekory- przesuwa się w lewo w stronę tworzenia formy IndOH, która przyjmuje barwę malinową. Przewaga jonów IndOH występuje w roztworach o zakresie pH 10-14.
Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego
Cel ćwiczenia:
Celem ćwiczenia było zapoznanie się z wyznaczaniem stałej i stopnia dysocjacji kwasów.
Przebieg doświadczenia
Przygotowano 50 cm3 0,1- molowego roztworu amoniaku. Za pomocą pehametru wyznaczono pH roztworu. Pomiar pH roztworu amoniaku o stężeniu 0,01 mol/dm3, zebrano od innych studentów.
Wyniki
pH roztworu o stężeniu 0,1 mol/dm3wynosiło 11,43-11,45, natomiast roztworu o stężeniu 0,01 mol/dm3 10,24-10,81.
Szczegółowe dane przedstawiono w formularzu.
Równanie reakcji dysocjacji amoniaku:
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH-
Obliczenia
| Roztwór | Stężenie | pH | [H+] | [OH-] | α | Kdys |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Dośw. | ||||||
| NH3(aq) | 0,1 | 11,45 | 3,57 10-12 | 2,8 10-3 | 2,8% | 7,84 10-5 |
| NH3(aq) | 0,01 | 10,5 | 3,16 10-11 | 3,16 10-4 | 3,16% | 9,8 10-5 |
Stężenia wszystkich składników w 0.01 M roztworze NH3:
[NH3]= 0.01 mol/dm3, [H2O]- stałe- 55.56 mol/dm3, [NH4+]=[OH-]= 3.16 10-4 mol/dm3
Wnioski
Stała dysocjacji nie zależy od stężenia badanego roztworu. Różnice powstałe w obliczonych stałych dysocjacji mogą być spowodowane niedokładnością pomiarów pehametru. Stopień dysocjacji kwasu zależy od stężenia form zdysocjowanych i wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.
Stała równowagi kwasowo-zasadowej wodnych roztworów soli
Cel ćwiczenia:
Badanie odczynu wodnych roztworów soli i wyznaczanie stałej równowagi reakcji.
Przebieg doświadczenia
Do suchych zlewek o pojemności 25 cm3 pobrano ok. 20 cm3 roztworów następujących soli: CH3COONH4, Na2HPO4, (NH4)2SO4, NaCl, o stężeniu 0,1 mol/dm3 . Następnie wyznaczono pH dla każdego roztworu przy pomocy pehametru.
Szczegółowe pomiary zostały umieszczone w formularzu.
Wyniki
Równania zachodzących reakcji.
W roztworze zachodzą reakcje opisane równaniem:
CH3COONH4 + H2O ↔ CH3COOH + NH3·H2O, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza kwasowo- zasadowa.
2Na++ HPO42-+ 2H2O ↔ H3PO4 + 2OH- + 2Na+, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza anionowa.
2 NH4+ + SO42-+2 H2O ↔ SO42-+ 2NH3·H2O +2H+, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza kationowa.
Proces odpowiedzialny za odczyn pH roztworu danej soli to proces hydrolizy. Jest to reakcja zachodząca pomiędzy kationem lub anionem danej soli a cząsteczką wody. Prowadzi ona do odtworzenia słabej zasady bądź kwasu i pojawienia się w roztworze dodatkowych jonów wodorotlenowych lub oksoniowych, które są odpowiedzialne za zmianę pH roztworu. Proces hydrolizy zachodzi w roztworach soli słabej zasady z mocnym kwasem, mocnej zasady z słabym kwasem oraz soli słabej zasady i słabego kwasu.
| Badany roztwór | Stężenie roztworu | pH | [H3O+] | [OH-] | Stałe równowagi |
|---|---|---|---|---|---|
| Dośw. | |||||
| CH3COONH4 | 0,1 | 7,43 | 3,7 10-8 | 2,7 10-7 | Tutaj można obliczyc jedynie stała tablicową(stała hydrolizy Khydr.=Kwody/Ka *Kb |
| Na2HPO4, | 0,1 | 9,06 | 8,7 10-10 | 1,15 10-5 | 2,46 10-13 |
| (NH4)2SO4, | 0,1 | 5,35 | 4,45 10-6 | 2,2 10-9 | Policzyć podobnie ale dla hydrolizy amoniaku ze stęzenia roztworu |
| NaCl | 0,1 | 6,75 | 1,77 10-7 | 5,6 10-8 | Mocny elektrolit |
Efekt wspólnego jonu
Cel ćwiczenia
Określenia wpływu obecności wspólnego jonu na wartości stałej i stopnia dysocjacji.
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do dwóch probówek wprowadzono ok. 5 cm3 1-molowego roztworu kwasu octowego. Do jednej z nich dodano trzy krople fioletu metylowego, do drugiej trzy krople oranżu metylowego. Następnie przygotowano trzy probówki z ok. 5 cm3 1-molowego roztworu kwasu octowego i ok. 2 cm3 1-molowego roztworu octanu sodu. Do probówek dodano kolejno po trzy krople wskaźników : fioletu metylowego, oranżu metylowego, czerwieni metylowej. Za pomocą wskaźników wyznaczono zakres pH obydwóch roztworów. Dane zebrano w formularzu.
Wyniki
| Roztwór | Wskaźnik | Barwa | pH |
|---|---|---|---|
| Kwas octowy | Fiolet metylowy | Fioletowa | 3,5 |
| Oranż metylowy | Czerwono-pomarańczowa | 3,5 | |
| Kwas octowy + octan sodu | Fiolet metylowy | Fioletowa | 4 |
| Oranż metylowy | Żółto-pomarańczowa | 4 | |
| Czerwień metylowa | Czerwona | 4 |
W roztworze kwasu octowego zachodzi reakcja dysocjacji kwasu i ustala się równowaga opisana równaniem:
$$K = \frac{{\lbrack CH}_{3}\text{COO}^{-}\rbrack\lbrack H_{3}O^{+}\rbrack}{\lbrack CH_{3}COOH\rbrack}$$
Po dodaniu do roztworu octanu sodu, który jest całkowicie zdysocjowany, pojawiają się jony octanowe, które powodują przesunięcie stanu równowagi reakcji dysocjacji kwasu octowego, zmniejszenie ilości jonów hydroniowych - wzrost pH.
Badanie właściwości roztworów buforowych
Cel ćwiczenia:
Badanie właściwości roztworów buforowych i wyznaczanie pojemności buforowej.
Ćwiczenie I - przygotowanie buforu octanowego, o stosunku stężenia kwasu do soli 1:2
Korzystano z 0,1-molowych roztworów kwasu octowego i octanu sodu, w celu przygotowania roztworów o stężeniu 0,01mol/dm3. Przygotowano 60cm3 buforu. Policzono jego pH a następnie zmierzono pehametrem z celu weryfikacji obliczeń.
Przygotowany bufor podzielono na dwie równe części w celu zbadania jego pojemności buforowej względem kwasu i zasady. Do jednej części buforu dodawano 1,25-molowego kwasu solnego, do drugiej wodorotlenku sodu o tym samym stężeniu. Wyniki pomiarów zapisano w formularzu. Szczegółowe obliczenia dołączono do sprawozdania.
Wyniki
Przygotowany bufor miał pH=5,06. Wynik pomiaru był zgodny z obliczeniami.
Wyraźna zmiana pH nastąpiła w przypadku kwasu po dodaniu sześciu kropli, w przypadku zasady po dodaniu czwartej kropli. W obu przypadkach pojemność buforowa doświadczalna była bardzo zbliżona do pojemności buforowej obliczonej.
| Roztwór buforowy | Stężenia składników | Ckw / Csoli | pH | Β względem kwasu |
β względem zasady |
|---|---|---|---|---|---|
| Ckw | Csoli | dośw. | obliczone | ||
| Octanowy | 0,003 | 0,006 | 1:2 | 5,06 | 5,06 |
Ćwiczenie II - przygotowanie buforu o zadanym pH
Należało przygotować bufor o pH= 8,2. W tym celu przygotowano bufor amonowy(amoniak + chlorek amonu). Korzystano z 0,1-molowych roztworów wymienionych składników. Obliczenia uzasadniające wykonanie ćwiczenia dołączono do sprawozdania.
Wyniki
Otrzymany bufor miał pH= 9,6. Przyczyną otrzymania pH innego od zadanego, było prawdopodobnie inne stężenie składników niż podane np. zbyt duże stężenie amoniaku.
Akwakompleksy
Cel ćwiczenia
Otrzymywanie różnego typu związków kompleksowych, obserwacja reakcji wymiany ligandów w związkach kompleksowych.
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do probówki wsypano szczyptę bezwodnego siarczanu (VI) miedzi (II), następnie dodano ok. 2 cm3 wody i zamieszano. Barwę roztworu porównano z barwą soli bezwodnej i hydratu.
Do pięciu podpisanych próbówek wprowadzono po ok. 1 cm3 roztworów azotanów (V): cynku, glinu , chromu, niklu. Następnie za pomocą papierka uniwersalnego oznaczono pH przygotowanych roztworów.
Obserwacje i wyniki pomiaru pH zamieszczono w formularzu.
Wyniki
Bezwodny siarczanu (VI) miedzi (II) jest białym proszkiem, natomiast hydrat ma postać niebieskich kryształów. Po dodaniu do bezwodnego CuSO4, wody destylowanej barwa roztworu staje się niebieska w wyniku tworzenia się jonu kompleksowego heksaakwamiedzi(II) o wzorze [Cu(H2O)6]2+ . Podobną niebieską barwę wykazuje CuSO4 6H2O, który zawiera barwny jon kompleksowy w swojej strukturze krystalicznej.
[Zn(H2O)6]( NO3)2 - diazotan heksaakwacynku(II)
[Ni(H2O)6](NO3)2 - diazotan(V) hekasaakwaniklu(II)
[Al(H2O)6](NO3)3 - triazotan(V) heksaakwaglinu(III)
[Cr(H2O)6](NO3)3 - tri azotan(V) heksachromu(III)
Wodne roztwory badanych soli wykazują odczyn kwaśny, co spowodowane jest reakcją deprotonacji skoordynowanych cząsteczek wody:
[Zn(H2O)6]2+ + H2O ↔ [Zn(OH)(H2O)5]+ + H3O+ - jon pentaakwahydroksocynku(II)
[Ni(H2O)6]2+ + H2O ↔ [Ni(OH)(H2O)5]+ + H3O+ - jon pentaakwahydroksoniklu(II)
[Al(H2O)6]3+ + H2O ↔ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H3O+ - jon pentaakwahydroksoglinu(III)
[Cr(H2O)6]3+ + H2O ↔ [Cr(OH)(H2O)5]2+ + H3O+ - jon pentaakwahydroksochromu(III)
Hydroksokompleksy
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do czterech probówek zawierających po ok. 1 cm3 0,5-molowych roztworów azotanów (V): cynku, glinu , chromu , niklu dodano po dwie krople 2-molowego roztworu zasady sodowej do uzyskania odczynu słabo zasadowego. Obserwacje notowano w formularzu. Następnie dodawano kroplami 6-molowy roztwór zasady sodowej, aż do momentu gdy przestaną zachodzić widoczne zmiany. Do probówek, w których nastąpiło roztworzenie osadu dodawano po kropli 2-molowy roztwór kwasu azotowego (V), aż do roztworzenia osadu. Barwy roztworów i osadów oraz wzory chemiczne jonów kompleksowych zebrano w dołączonym formularzu.
W przeprowadzonym doświadczeniu cynk, glin oraz chrom tworzą hydroksokompleksy: tetrahydroksycynkan(II), tetrahydroksyglinian(II) oraz heksahydroksychromian(III).
Aminakompleksy
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do podpisanych próbówek wprowadzono po ok. 1 cm3 0,5-molowych roztworów azotanów (V): cynku, chromu , niklu, miedzi. Do każdego z roztworów dodawano kroplami 2-molowy roztwór amoniaku, aż do uzyskania odczynu słabo zasadowego. W ten sposób strącono osady wodorotlenków odpowiednich metali. Następnie w celu roztwarzania osadów do probówek dodawano po kropli 6-molowy roztwór amoniaku, do momentu kiedy przestały zachodzić widoczne zmiany. Zawartość próbówek, w których osad uległ roztworzeniu podzielono na dwie części. Do jednej z nich dodano 6-molowy roztwór kwasu azotowego(V), do drugiej natomiast, dimetyloglioksym. Wyniki zebrano w tabeli w dołączonym formularzu.
Barwy roztworów i osadów oraz wzory chemiczne jonów kompleksowych zebrano w dołączonym formularzu.
Wyniki
Reakcje tworzenia amina kompleksów
Zn(OH)2 + 4NH3 ↔ [Zn(NH3)4]2+ + 2OH- - kation tetraaminacynku(II)
Ni(OH)2 + 6NH3 ↔ [Ni(NH3)6]2+ + 2OH- - kation heksaaminaniklu(II)
Cu(OH)2 + 4NH3 ↔ [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- - kation tetraaminamiedzi(II)
Jony niklu tworzą z dimetyloglioksymem czerwony kompleks chelatowy di(dimetyloglioksymo)nikiel(II) o wzorze:
Chlorokompleksy
Sposób prowadzenia doświadczenia
Przygotowano dwie probówki, do jednej wprowadzono pięć kropli azotanu(V) miedzi(II), do drugiej pięć kropli azotanu(V) kobaltu(II). Następnie do obu probówek dodano ok. 1cm3 kwasu solnego. Obserwacje zmian barwy roztworów zapisano w formularzu.
Zaostrzoną zapałką zwilżoną 0,1-molowym roztworem CoCl2 napisano na bibule filtracyjnej trzy litery. Bibułę wysuszono nad płomieniem palnika.
Wyniki
Reakcje tworzenia chlorokompleksów
Cu(NO3)2 + 4Cl- → [CuCl4]2- + 2NO3- - anion tetrachloromiedzianowy
Co(NO3)2 + 4Cl- → [CoCl4]2- + 2NO3- - anion tetrachlorokobaltowy
Po wysuszeniu bibuły, napis stał się niebieski. Po skierowaniu na niego oddechu zniknął. Dzieje się tak, ponieważ proces suszenia CoCl2 powoduje jego odwodnienie do bezwodnego CoCl2 o niebieskim zabarwieniu. Podczas stygnięcia chlorek kobaltu wiąże się z parą wodną z powietrza i zmienia barwę na bladoróżową, prawie niewidoczną barwę.
Wymiana ligandów w jonie kompleksowym Fe(III)
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do próbówki wprowadzono żółty roztwór 0,5-molowego Fe(NO)3, w objętości ok. 1cm3, następnie dodawano kroplami kolejno stężony kwas solny, 2-molowy tiocyjanian potasu oraz 2-molowy fluorek jodu. Każdorazowo notowano zmianę barwy roztworu w formularzu.
Wyniki
Równania reakcji
Fe(NO)3 + 4Cl- → [FeCl4]- + 2NO3- - anion tetrachlorożelazianowy
[FeCl4]- + 6SCN- → 4Cl- + [Fe(SCN)6]3- - anion heksatiocyjanożelazianowy
[Fe(SCN)6]3- + 6F- → [FeF6]3- + 6SCN- - anion heksafluorożelazianowy
Najwyższą stałą trwałości charakteryzuje się jon kompleksowy [FeF6]3-, dlatego wypiera jony SCN- z kompleksu heksatiocyjanożelazianowego. Podobnie jon [Fe(SCN)6]3- wykazuje większą stała trwałości niż jon kompleksowy [FeCl4]-, w konsekwencji następuje wymiana ligandów.
Synteza związku zawierającego kation i anion kompleksowy
Sposób prowadzenia doświadczenia
Do probówki wprowadzono ok. 5 cm3 K4[Fe(CN)6], a następnie dodano kilka kropli 0,1-molowego azotanu(V) niklu(II). Do otrzymanego jasnozielonego osadu dodawano kroplami stężony roztwór amoniaku. Obserwacje zanotowano w formularzu.
Wyniki
Równania reakcji:
K4[Fe(CN)6] + 2Ni(NO3)2 → Ni2[Fe(CN)6] + 4KNO3 - heksahydroksożelazian(II) niklu(II)
Ni2[Fe(CN)6] + 6NH3 → [Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6] - heksacyjanożelazian(II) heksaaminoniklu(II)
Równanie dysocjacji:
[Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6] + 18H2O ↔ 2[Ni(H2O)6]2+ + 12NH3 +[Fe(H2O)6]2+ + 6CN-