ĆWICZENIE 7

STĘŻENIE 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 NH₄Cl

• 0.2 M, 1 M CH₃COOH

• 0.2 M CH₃COONa

• 1 M NaCl

• 1 M CH₃COONH₄

APARATURA

• 11 płytek testowych,

• kolbki miarowe 50 cm³,

• cylinder 100 cm³,

• zlewki 50cm³,

• 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.

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.

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: CH₃COOH, CH₃COONa, pH = 3.5-6

• Bufor amonowy: NH₄OH, NH₄Cl, pH = 8-11

• Bufor fosforanowy: NaH₂PO₄, Na₂HPO_4, pH = 5.5-8

Bufor octanowy:

Bufor amonowy:

lub

Bufor fosforanowy:

NaH₂PO₄ = Na⁺ + H₂PO₄^-

Na₂HPO₄ = 2Na⁺ + HPO₄^2-

c₁=[H₂PO₄^-]

c₂=[HPO₄^2-]

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 dm³ roztworu buforowego zmienią wartość pH o jednostkę.

Bufor octanowy			Bufor fosforanowy			Bufor amoniakalny
0.2 M kwas octowy ml	0.2 M octan sodu ml	pH roztworu	0.067 M KH2PO4 ml	0.067 Na2HPO4 ml	pH roztworu	0.2 M NH3 ml	0.2 M NH4Cl 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

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 CH₃COOH + 1 M CH₃COONa

pH = 7.2 1 M KH₂PO₄ + 1 M Na₂HPO₄

pH = 9,2 1 M NH₄Cl + 1 M NH₃

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

Tablica 1

Charakterystyka wybranych wskaźników

Wskaźnik	Zakres zmian barwy pH		Barwa wskaźnika pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Błękit tymolowy	1,2 - 2,8

Oranż metylowy

3,0 - 4,4

Błękit bromofenylowy

3,0 - 4,6

Czerwień metylowa

4,4 - 6,2

Lakmus

5,0 - 8,0

Błękit bromotymolowy

6,0 - 7,6

Błękit 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)

• 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 RÓŻNYCH 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 cm³ 0.1 M HCl do kolby miarowej na 50 cm³ i dopełniając wodą destylowaną do kreski. Roztwór starannie wymieszać. Roztwór o pH = 3 przygotowujemy odmierzając 5 cm³ roztworu o pH = 2 do kolbki miarowej (50 cm³) 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 cm³ odpowiedniego roztworu wzorcowego, dodawać po 1 kropli roztworu wskaźnika i obserwować zabarwienie. Zmiany barw zanotować w sprawozdaniu

2. OZNACZANIE STĘŻENIA JONÓW WODOROWYCH
   W ROZTWORZE.

Odmierzyć pipetą po 1 cm³ 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.

3. BADANIE STAŁOŚCI pH W MIESZANINIE BUFOROWEJ

Sporządzić roztwór buforowy o pH równym 8.4 w następujący sposób:
do 50 cm³ 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 cm³ 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.

4. BUFORUJĄCE DZIAŁANIE NIEKTÓRYCH SOLI

Do trzech ponumerowanych probówek odmierzyć pipetą po ok 2 cm³
0.1 molowego roztworu kwasu solnego, dodać po 1 kropli fioletu metylowego
i obserwować barwę roztworów. Do każdej probówki dodać po
1 cm³ jednego z następujących 1 molowych roztworów: CH₃COONa, NaCl, CH₃COONH₄ i obserwować zmiany barwy.

Postępując jak poprzednio, należy pobrać do trzech probówek po 2 cm³
0.1 molowego roztworu wodorotlenku sodowego, dodać do każdej probówki po jednej krople fioletu metylowego i po 2 cm³ jednego z następujących
1 molowych roztworów: NH₄Cl, NaCl, CH₃COONH₄.

Objaśnić zaobserwowane zmiany barw wskaźników pod wpływem dodanych soli i podać równania jonowe dla każdej z zachodzących reakcji.

5. EFEKT WSPÓLNEGO JONU

Do probówki odmierzyć pipetą 5 cm³ 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

10

---