Gabriela Szczubiałka, gr. B4

Sprawozdanie- doświadczenia wykonane w dniu 10.11 i 17.11.10

1. Oznaczanie aktywności jonów wodorowych w roztworze.

2. Wyznaczenia stałej i stopnia dysocjacji wodnych roztworów amoniaku.

3. Reakcje proteolityczne w wodnych roztworach soli

4. Efekt wspólnego jonu.

5. Przygotowanie buforu octanowego 1:1 i badanie jego pojemności buforowej.

6. Przygotowanie roztworu bufrowego o pH=9.2

1. Oznaczanie aktywności jonów wodorowych w roztworze.

   Celem doświadczenia było wyznaczenie pH roztworu posługując się wskaźnikami oraz przy pomocy pehametru.

   Do sześciu probówek nalano 3 cm³ roztworu o nieznanym pH. Następnie, do każdej z nich dodawano kilka kropel różnych wskaźników:

1. błękitu bromotymolowego – po dodaniu tego wskaźnika zawartość probówki przyjęła barwę ciemnożółtą, co odpowiada zakresowi pH: 4-5,

2. czerwieni metylowej – po jej dodaniu zawartość probówki przyjęła barwę czerwono- pomarańczową, co jest charakterystyczne dla pH z zakresu: 3.5-5,

3. fioletu metylowego- po dodaniu roztwór przyjął barwę fioletową, więc jego pH mieści się w zakresie: 3.5- 14,

4. fenoloftaleiny- po jej dodaniu roztwór pozostał bezbarwny, więc jego odczyn nie mógł być zasadowy zakres ph: (0,7),

5. oranżu metylowego- po dodaniu zawartość probówki przyjęła barwę ciemnopomarańczową, co jest typowe przy ph z zakresu: 3.5- 4.5.

   Wyznaczając część wspólną powyższych przedziałów pH, ustalono, że pH badanej substancji mieści się w przedziale 4- 4.5, zaś pH wyznaczone pehametrem wynosi 4.21.

   Wnioski

   -Badany roztwór ma odczyn kwasowy.

   -Stężenie jonów wodorowych (obliczone dla pH= 4.21) w badanym roztworze wynosi 6.166*10^-5 mol/dm³, a stężenie jonów wodorotlenowych- 1.622* 10^-10 mol/dm³

   Zasada działania wybranych wskaźników:

   - fenoloftaleiny : fenoloftaleina jest wskaźnikiem jednobarwnym- jej niezdysocjowana postać jest bezbarwna, natomiast w środowisku zasadowym następuje utworzenie dwuanionu fenoloftaleiny, w którym obecne są wiązania chinoidowe, odpowiedzialne za powstanie malinowego zabarwienia.

   Po dodaniu indykatora w roztworze zachodzi reakcja:

   HInd + H₂O → Ind^- + H₃O⁺

   ^{bezbarwny malinowy}

   Po dodaniu do układu zasady zwiększa się w nim stężenie jonów OH^-. Zgodnie z regułą przekory, następuje więc przesunięcie równowagi reakcji w prawo (aby w układzie zwiększyło się stężenie jonów H₃O⁺), dlatego rośnie stężenie zdysocjowanej formy fenoloftaleiny- barwnego dwuanionu fenoloftaleiny i w konsekwencji obserwuje się zmianę barwy roztworu.

   - oranżu metylowego: oranż metylowy to wskaźnik dwubarwny- jego forma niezdysocjowana jest czerwona, natomiast forma zdysocjowana- żółta. W środowisku zasadowym powstaje forma tej substancji zawierająca charakterystyczne ugrupowania atomów, odpowiedzialne za barwność- chromofory –N =N- i auksochromy -N .

   Po dodaniu oranżu metylowego zachodzi reakcja (podobnie jak powyżej):

   HInd + H₂O → Ind^- + H₃O⁺

   ^{czerwony żółty}

   W wyniku dodania do układu jonów wodorowych, równowaga reakcji przesunie się w lewo, co spowoduje zwiększenie stężenia niezdysocjowanej formy wskaźnika o czerwonej barwie.

2. Wyznaczenia stałej i stopnia dysocjacji wodnych roztworów amoniaku.

   Do czterech zlewek pobrano po 25 cm³ 0.1 M oraz 0.01 M roztworu amoniaku i przy pomocy pehametru odmierzano pH roztworów. Wyniki pomiarów były następujące:

   - dla roztworu 0.1 M: 12. 18 oraz 12.26 (średnie pH: 12.22)

   - dla roztworu 0.01 M: 10.5 i 11.38 (średnie pH: 10.94)

   Wnioski

   - Istnieje zależność pomiędzy pH a stężeniem roztworu- pH roztworu amoniaku rośnie wraz z jego stężeniem,

   - W roztworze zachodzi reakcja dysocjacji opisana równaniem:

   NH₃ + H₂O → NH₄⁺+OH^-

   - Wyznaczono doświadczalnie stałą dysocjacji roztworu amoniaku, która różniła się od wartości tablicowej:

Stężenie roztworu	pH	[H^+]	[OH^-]	α	Kdys
					dośw.
0.01 M	10.5	3.1623*10^-11	3.1623*10^-4	3.162%	1.038*10^-5

Prawdopodobną przyczyną tej różnicy było nieprawidłowe odmierzenie pH przez pehametr, np. nasycony roztwór KCl służący do zobojętniania elektrod był zbyt rozcieńczony, na skutek dodawania do niego niewielkich ilości wody destylowanej za każdym razem podczas wielokrotnego zanurzania w nim elektrody.

Stężenia wszystkich składników w 0.01 M roztworze NH₃:

[NH₃]= 0.01 M, [H₂O]- stałe- 55.56 M, [NH₄⁺]=[OH^-]= 3.1623*10^-4 M

2. Reakcje proteolityczne w wodnych roztworach soli.

   W doświadczeniu badano pH 0.1 M roztworów następujących soli: CH₃COONH₄, Na₂HPO₄, NaCl, (NH₄)₂SO₄. Otrzymano wyniki:

   1) Dla CH₃COONH₄–7. 73,

   2) Dla Na₂HPO₄ – 9.7,

   3) Dla NaCl – 7.02,

   4) Dla (NH₄)₂SO₄ – 5.39

   Wnioski

   - W roztworze zachodzą reakcje opisane równaniem:

   1) CH₃COONH₄ + H2O = CH₃COOH + NH₃·H₂O, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza kwasowo- zasadowa.

   2) 2Na⁺+ HPO₄^2-+ 2H₂O = H₃PO₄ + 2OH^- + 2Na⁺, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza anionowa.

   3) NaCl → Na⁺+ Cl^-, odczyn roztworu nie ulega zmianie i pozostaje obojętny (nie zwiększa się stężenie jonów wodorowych lub wodorotlenowych w roztworze)

   4) 2 NH₄⁺ + SO₄^2-+2 H₂O = SO₄^2-+ 2NH₃·H₂O +2H⁺, za odczyn roztworu odpowiada hydroliza kationowa.

Roztwór	Stężenie roztworu	pH	[H^+]	[OH^-]	α	Kdys
						dośw.
CH3COONH4	0.1 M	7.73	1.9*10^-8	5.37*10^-7	1.9*10^-7	Nie definiuje się (sole są mocnymi elektrolitami)
Na2HPO4	0.1 M	9.7	1.995*10^-10	5.0119* 10^-5	5,0119*10^-6	2.52*10^-13
NaCl	0.1 M	7.02	9.5* 10^-8	1.05* 10^-7	1	Nie definiuje się (sole są mocnymi elektrolitami)
(NH4)2SO4	0.1 M	5.39	4.074*10^-6	2*10^-9	1

2. Efekt wspólnego jonu

   Do doświadczenia przygotowano 5 probówek- dwie z nich zawierały po 50 cm³ 0.1M roztworu CH₃COOH, a trzy pozostałe mieszaninę 50 cm³ 0.1M CH₃COOH i 20 cm³ CH₃COONa.

   Do dwóch pierwszych nalano:

   1 )fioletu metylowego- zawartość probówki przybrała kolor fioletowy, co odpowiada zakresowi pH: 3-14

   2) czerwieni metylowej- roztwór przybrał czerwoną barwę, co jest charakterystyczne dla pH z przedziału 0-4

   Do trzech kolejnych nalano:

   3) karminu indygo- barwa zawartości probówki była niebieska- (był to jednak zły wybór wskaźnika, gdyż barwa ta odpowiada szerokiemu zakresowi pH: 0-12)

   4) oranżu metylowego- zawartość probówki przyjęła żółty kolor, co jest typowe przy pH badanego roztworu: 5-14

   5) fenoloftaleiny- zawartość probówki była bezbarwna (pH było więc w granicach 0-7)

   Wnioski

1. Badane pH w probówkach zawierających tylko CH₃COOH mieści się w granicach 3-4 (średnia wartość przybliżona: 3.5), natomiast w pH w probówkach zawierających dodatkowo CH₃COONa było wyższe i mieściło się w przedziale 5-7 (średnia wartość przybliżona: 6). W obu przypadkach roztwór miał odczyn kwasowy.

2. Różnice w pH badanych roztworów można uzasadnić korzystając z prawa działania mas- dodanie do roztworu soli zawierającej ten sam anion (tu: CH₃COO^-) powoduje cofnięcie dysocjacji kwasu octowego wyrażonej równaniem:

   CH₃COOH + H₂O → H₃O⁺ + CH₃COO^-,

   ponieważ układ dążyć będzie do zmniejszenia ilości jonów octanowych w roztworze. Na skutek cofnięcia dysocjacji kwasu, zmniejszy się także liczba jonów oksoniowych w roztworze, co tłumaczy wyższe pH tak przygotowanego roztworu w stosunku do roztworu zawierającego jedynie kwas octowy.

2. Przygotowanie buforu octanowego 1:1 i badanie jego pojemności buforowej.

   Przygotowano bufor octanowy 1:1 mieszając 10 cm³ 0.1 M roztworu CH₃COOH, oraz 10 cm³ 0.1 M roztworu CH₃COONa. Wyznaczono pH roztworu za pomocą pehametru- wynosiło ono 4.64. Następnie, dodawano po 2 krople roztworu HCl o stężeniu 1.25M. Wyraźna zmiana pH nastąpiła po dodaniu 28. kropli.

   Tab.1 Pojemność buforowa mierzona względem kwasu.

Stężenia składników	Ckw/Csoli	pH	β
Ckw	Csoli		dośw.
0.05	0.05	1	4.64

Tab. 2 Pojemność buforowa mierzona względem zasady.

Stężenia składników	Czas/Csoli	pH	β
Czas	Csoli		dośw.
0.05	0.05	1	4.7

Badanie pojemności buforowej względem zasady przeprowadzała inna osoba. Do roztworu dodawała ona 1.25 M roztworu NaOH, aż do momentu zaobserwowania wyraźnej zmiany pH. Zmiana ta nastąpiła po dodaniu 24. kropli zasady.

W obu przypadkach β_{doświadczalne} było bardzo zbliżone do β_obliczonego.

2. Przygotowanie buforu o pH=9.2.

   Celem ćwiczenia było przygotowanie roztworu buforowego o pH= 9.2, wykorzystując dowolne odczynniki o zadanym stężeniu molowym- 0.01 M. Ponieważ w laboratorium wybrane odczynniki (NH_3(aq) oraz NH₄Cl) miały stężenie 0.1 M, na początku ćwiczenia przygotowano 50 cm³ tych roztworów mieszając je w ilości po 5 cm³ z 45 cm³ wody destylowanej.

   Ponieważ K_b dla amoniaku = 1.75 * 10^-5

   [OH^-]= K_b*(C_z/C_s), więc: 1.75* 10^-5*(C_z/C_s)= 1.58* 10^-5, stąd C_z/C_s= 0.9,

$$\left\{ \begin{matrix} Vz + Vs = 50\ cm3 \\ Vz = 0.9\ Vs \\ \end{matrix} \right.\ $$

Stąd otrzymujemy objętość zasady: 23.7 cm³ oraz objętość chlorku amonu: 26.3 cm³.

Otrzymane 0.01 M roztwory zmieszano w wyliczonych ilościach i mierzono pH.

To ćwiczenie powtarzano trzykrotnie, jednakże za każdym razem otrzymywano wartość pH niezgodną z oczekiwaniami- wyznaczane pH wynosiło: 9.96, 9.98, 10,11.

Prawdopodobną przyczyną takich rozbieżności było zbyt małe nasycenie wyjściowego, dostępnego w laboratorium 0.01 M roztworu chlorku amonu i za duże nasycenie 0.01 M roztworu amoniaku.