Oznaczenie odczynu roztworów wodnych i ich przewodności

Cel: Zbadanie reakcji z wodą różnych soli oraz wyjaśnienie przyczyn różnorodności tych reakcji. Oznaczenie odczynu roztworów wodnych i ich przewodności.

Wprowadzenie: Hydroliza jest reakcją obserwowaną podczas rozpuszczania niektórych soli w wodzie. Słowo hydroliza pochodzi od dwóch greckich słów oznaczających „woda” i „rozkład” w rzeczywistości jest to reakcja, która zachodzi pomiędzy niektórymi jonami, a cząsteczkami wody. Przyczyną reakcji hydrolizy jest dążność jonów (tylko tych, które pochodzą od słabego kwasu lub od słabej zasady) do odtworzenia „swojej” cząsteczki. W efekcie reakcji hydrolizy powstaje kwas i zasada.

Przykład hydrolizy soli słabego kwasu i mocnej zasady

a/ hydroliza octanu sodu

Octan sodu jest solą słabego kwasu octowego (CH₃COOH) i mocnej zasady (NaOH). Hydroliza tej soli przebiega zgodnie z reakcją:

CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH zapis w postaci cząsteczkowej

CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH + OH^- zapis w postaci jonowej pH > 7

b/ hydroliza węglanu sodu

Węglan sodu jest solą słabego kwasu węglowego (H₂CO₃) i mocnej zasady (NaOH). Hydroliza tej soli przebiega zgodnie z reakcją:

Na₂CO₃ + 2H₂O ↔ H₂CO₃ + 2NaOH zapis w postaci cząsteczkowej

CO₃^2- + 2H₂O ↔ H₂CO₃ + 2OH^- zapis w postaci jonowej pH > 7

Przykład hydrolizy soli mocnego kwasu i słabej zasady

a/ hydroliza azotanu (V) amonu

Azotan (V) amonu jest solą mocnego kwasu azotowego (V) i słabej zasady (NH₄OH). Hydroliza tej soli przebiega zgodnie z reakcją:

NH₄NO₃ + H₂O ↔ HNO₃ + NH₄OH zapis w postaci cząsteczkowej

NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺ zapis w postaci jonowej pH < 7

b/ hydroliza siarczanu (VI) amonu

Węglan sodu jest solą mocnego kwasu siarkowego (VI) (H₂SO₄) i słabej zasady (NH₄OH). Hydroliza tej soli przebiega zgodnie z reakcją:

(NH₄)₂SO₄ + 2H₂O ↔ H₂SO₄ + 2NH₄OH zapis w postaci cząsteczkowej

NH₄⁺ + H₂O ↔ H⁺ + NH₄OH zapis w postaci jonowej pH < 7

Przykład hydrolizy soli słabego kwasu i słabej zasady

a/ hydroliza węglanu amonu

Węglan amonu jest solą słabego kwasu węglowego słabej zasady (NH₄OH). Hydroliza tej soli przebiega zgodnie z reakcją:

(NH₄)₂CO₃ + 2H₂O ↔ H₂CO₃ + 2NH₄OH zapis w postaci cząsteczkowej pH = 7

Przykład hydrolizy soli mocnego kwasu i mocnej zasady

Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie oddają protonów.

WYKONANIE DOŚWIADCZENIA

1. Badanie odczynu wodnych roztworów wybranych soli

W zlewce o pojemności 150 cm³ rozpuścić w 100 cm³ wody destylowanej około 0,200 gramów odpowiedniej soli (wskazuje prowadzący). Zmierzyć odczyn otrzymanego roztworu za pomocą pehametru.

Pehametr należy przygotować do pracy zgodnie z fabryczną instrukcją obsługi. W celu stabilizacji przyrządu przed wykonaniem pomiaru należy włączyć zasilanie na 1 Ⴘ 2 min. Przed przystąpieniem do pomiaru aparat należy wykalibrować za pomocą wzorcowych roztworów buforowych. Stosuje się bufory o pH zbliżonym do pH badanych próbek. Najczęściej używa się dwa bufory jeden o niższym pH, a drugi o wyższym pH aniżeli badane próbki. Pomiar sprowadza się do zanurzenia elektrody do badanego roztworu i odczytania wartości pH na skali pehametru. Przed każdym zanurzeniem do badanego roztworu czy do buforu elektroda powinna być dokładnie opłukana wodą destylowaną i osuszona. W trakcie pomiaru należy kontrolować temperaturę badanej próbki i nie powinna ona przekraczać zakresu w jakim działa automatyczna kompensacja temperatury.

Doświadczenie powtórzyć dla 5 podanych soli. Napisać równania hydrolizy dla każdej z soli i porównać wartość zmierzonego doświadczalnie pH z danymi z reakcji zapisanej w postaci jonowej. Wyniki zestawić w tabelce.

2. Badanie przewodności właściwej wodnych roztworów soli

Zmierzyć przewodnictwo właściwe przygotowanych pięciu roztworów soli. Wyniki zamieścić w tabeli.

Pomiar przewodności wody daje informacje o zawartości w wodzie związków mineralnych. Związki organiczne występujące w wodzie dysocjują nieznacznie lub w ogóle nie dysocjują. Przewodność wody wynikająca z obecności zanieczyszczeń organicznych jest zwykle niewielka. Przewodność właściwa  jest przewodnością słupa cieczy o grubości 1 cm i przekroju 1 cm². Jednostką przewodności właściwej jest S^.cm^-1. Świeża destylowana woda ma  = 0,5-2,0 S^.cm^-1. W trakcie przechowywania przewodność właściwa wzrasta do 2-4 S^.cm^-1, wskutek pochłaniania CO₂ i NH₃ z powietrza. Przewodność właściwa wód naturalnych waha się przeciętnie w granicach od 50 do 1000 S^.cm^-1. Duży wpływ na wartość przewodności wód powierzchniowych mają ścieki, przeważnie przemysłowe, których przewodność sięga 10 000 S^.cm^-1. Przewodność elektryczna wzrasta wraz z temperaturą; w przybliżeniu o 2% przy podwyższeniu temperatury o 1⁰C. Dlatego też pomiary należy wykonywać w stałej temperaturze, zwykle 25⁰C.

Tłuszcze i oleje występujące w próbkach mogą zanieczyścić elektrody i spowodować błędy.

Na podstawie wartości przewodności można wnioskować o zawartości jonów rozpuszczonych w wodzie (mg^.dm^-3). W tym celu wynik przewodności właściwej wody należy pomnożyć przez współczynnik oznaczony doświadczalnie (0,55-0,90). W celu obliczenia przybliżonej zawartości kationów lub anionów w mval^.dm^-3 w wodzie, wartość przewodności właściwej wody w S^.cm^-1 należy pomnożyć przez 0,01.

Pomiary przewodności właściwej () mogą posłużyć do sprawdzenia wyników analizy w zakresie jonowego składu wód.

  b ^. c

b - współczynnik przeliczeniowy

c - stężenie jonów, mmol/dm³

Przewodność właściwa roztworu równa jest sumie przewodności właściwych jonów obecnych w roztworze. Metoda ta może być stosowana w przypadku próbek o pH w zakresie 6-9 i przewodności większej niż 90 S^.cm^-1. W przypadku obecności w próbce głównie jednego rodzaju soli zależność ta może również posłużyć do obliczenia stężenia tej soli.

Np. dla Na₂SO₄

c =  / (2 ^. b_Na + b_SO42-)

Współczynniki do przeliczenia stężeń jonów występujących w wodzie na przewodność właściwą (tab.).

Jon	b
Cl^-	75,9
NO3^-	71,0
HCO3^-	43,6
SO4^3-	147,8
CO3^2-	169,2
Mg^2+	93,2
Ca^2+	104,0
Na^+	48,9
K^+	72,0

Konduktometr, przed wykonaniem pomiaru, należy włączyć na 5 minut w celu stabilizacji przyrządu. Kalibrację przeprowadza za pomocą wzorcowego roztworu KCl o stężeniu 0,01 mol/dm³, który należy sporządzić z przygotowanej naważki KCl i przegotowanej wody destylowanej (ciemna butelka). Przewodność właściwa tego roztworu wynosi 1413 S^.cm^-1 w temp. 25⁰C.

Zanurzyć naczyńko konduktometryczne i czujnik temperaturowy w zlewce zawierającej ok. 150 ml badanego roztworu soli i odczekać do ustabilizowania się odczytu, zanotować wartość przewodności.

Doświadczenie powtórzyć dla pięciu wcześniej badanych soli.

Napisać równania hydrolizy dla każdej z soli i porównać wartość zmierzonego doświadczalnie pH z danymi z reakcji zapisanej w postaci jonowej. Wyniki zestawić w tabeli.

Nr	Nazwa soli	Wzór soli	pH roztworu	Przewodność elektryczna właściwa S^.cm^-1	Równanie reakcji hydrolizy cząsteczkowo i jonowo
1
...
5

Podstawą do uzyskania zaliczenia ćwiczenia jest prawidłowe wypełnienie poniższej tabeli oraz porównanie wyników pomiarów pH i przewodności elektrycznej właściwej z danymi teoretycznymi.

---