Wydział Geoinżynierii

Górnictwa i Geologii

Politechniki Wrocławskiej

CHEMIA

Sprawozdanie z ćwiczenia

pt. „Elektrolity, kwasy, zasady i sole”

grupa:

rok:

1. Wprowadzenie

Elektrolitami nazywamy substancje, które w roztworze wodnym ulegają dysocjacji elektrolitycznej, czyli rozpadowi na jony. Dysocjacja elektrolityczna zachodzi pod wpływem działania rozpuszczalnika na związek chemiczny stanowiący elektrolit. Do elektrolitów zalicza się kwasy, zasady i sole (Jabłoński i Palewski, 2011).

Elektrolity w roztworach wodnych dzieli się na dwie grupy: elektrolity mocne i elektrolity słabe. Do elektrolitów mocnych należą wszystkie sole, kwas siarkowy - H₂SO₄, kwas solny - HCl, kwas bromowodorowy - HBr, kwas jodowodorowy - HI, kwas azotowy - HNO₃, kwas nadchlorowy - HClO₄, wodorotlenki metali alkalicznych, np. NaOH oraz wodorotlenek wapniowy - Ca(OH)₂, czyli silne kwasy i silne zasady. Elektrolity mocne są niezależnie od stężenia, całkowicie zdysocjowane na jony, czyli ich stopień dysocjacji jest praktycznie równy jedności, aczkolwiek istnieją oddziaływania elektrostatyczne pomiędzy jonami. Stopień dysocjacji elektrolitycznej definiuje się jako stosunek liczby moli substancji, która ulega dysocjacji do liczby moli tej substancji wprowadzonej do roztworu. Typowymi przykładami elektrolitów słabych są następujące kwasy: kwas azotawy - HNO₂, kwas siarkawy - H₂SO₃, kwas podchlorawy - HClO, kwas chlorawy - HClO₂, kwas ortoborowy - H₃BO₃, kwas cyjanowodorowy - HCN, kwas octowy - CH₃COOH i inne kwasy organiczne oraz zasada amonowa NH₄OH. Do procesu dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów słabych stosuje się prawo działania mas, natomiast do dysocjacji elektrolitów mocnych prawo to nie stosuje się (Jabłoński i Palewski, 2011).

W celu uniknięcia operowania małymi liczbami, zamiast stężeniem jonów wodorowych posługujemy się wykładnikiem stężenia jonów wodorowych pH = -log [H⁺]. Roztwory obojętne mają więc pH = 7, w roztworach kwaśnych pH < 7, a w alkalicznych pH > 7. Do pomiaru pH roztworów stosuje się przyrządy zwane pehametrami. Inny sposób badania pH polega na zastosowaniu wskaźników (indykatorów), które zmieniają kolor w zależności od pH roztworu (Jabłoński i Palewski, 2011).

2.Przewodnictwo elektryczne roztworów i ich odczyn.

2.1. Metodyka

Przygotowano zlewki z wodą destylowaną, 5% wodnym roztworem cukru, roztworem kwasu solnego (0.01 kmol/m³), azotanu potasowego (0.01 kmol/m³ ) i ługu sodowego (0.01 kmol/m³ ), zmierzono ich przewodnictwo i pH.

2.2. Obserwacje

Tabela 1. Wartości pH oraz przewodnictwo danych związków chemicznych

	pH	przewodnictwo
Woda destylowana	6,7	2,2 μS
Cukier	6,8	17,6 μS
HCl	2,3	3,44 mS
KNO3	6,1	1,52 mS
NaOH	9,8	9 mS

2.3. Wnioski

Substancje, których pH było najbardziej zbliżone do neutralnego, czyli woda i roztwór cukru, najgorzej przewodziły prąd. Dobrze natomiast przewodziły go substancje będące kwasem, zasadą i solą.

HCl + H₂O  H₃O⁺ + Cl^-

KNO3  K⁺ +NO3-

NaOH  Na⁺ + OH^-

Elektrolitami są HCl, KNO₃ i NaOH. Przewodnictwo zależne jest tylko od stężenia Największe przewodnictwo mają substancje o wysokiej stałej dysocjacji.

3. pH i przewodnictwo elektryczne wody z Odry

3.1.Metodyka

Zmierzono przewodnictwo i pH wody z Odry.

3.2. Obserwacje

Tabela 2. Wartości pH oraz przewodnictwo wody z Odry i wody destylowanej

	przewodnictwo	pH
woda z Odry	1,64 mS	8,11
woda destylowana	2,2 μS	6,7

3.3.Wnioski

Woda z Odry ma większe przewodnictwo niż woda destylowana, podobnie jest z pH. Różnice są spowodowane większą zawartością jonów. Wynika to z zanieczyszczeń wody rzecznej.

4. Stopień dysocjacji i przewodnictwo słabego kwasu.

4.1. Metodyka

Do czystej i suchej dużej probówki nalano ok. 10 cm³ stężonego kwasu octowego, następnie włożono elektrodę konduktometru i zmierzono przewodnictwo. W zlewce rozcieńczono ten kwas wodą destylowaną w proporcji 1:1, i zmierzono ponownie przewodnictwo roztworu. Dokonano rozcieńczeń (1:1) oraz pomiarów przewodnictwa jeszcze dwa razy.

4.2.Obserwacje

Tabela 3. Wartości przewodnictwa dla różnych stężeń kwasu octowego

Związek chemiczny	przewodnictwo
CH3COOH	1,2 mS
CH3COOH + woda destylowana (I rozcieńczenie 1:1)	849 mS
CH3COOH + woda destylowana (II rozcieńczenie 1:1)	665 mS
CH3COOH + woda destylowana (III rozcieńczenie 1:1)	478 mS

4.3.Wnioski

Kwas octowy jest dobrym przewodnikiem, wraz z dodawaniem wody destylowanej przewodnictwo maleje. Im czystsza woda tym gorzej przewodzi prąd.

5.

5.1.Metodyka

Zmierzono dokładnie pH wodnego roztworu HCl o stężeniu 1.00x10^-2 kmol/m³. Następnie rozcieńczono ten roztwór dziesięciokrotnie mieszając 9 części objętościowych wody z jedną częścią objętościową kwasu o stężeniu 1.00x10^-2 kmol/m³ i zmierzono pH otrzymanego roztworu. Powtórzono rozcieńczanie jeszcze raz.

5.2.Obserwacje

Tabela 4. Wartości pH dla różnego stężenia kwasu HCl

Stężenie	pH teoretyczne	pH z pomiaru
10^-2 kmol/m^3	2	2,2
10^-3 kmol/m^3	3	3,08
10^-4 kmol/m^3	4	3,99

5.2.Wnioski

Pierwszy pomiar różnił się o 0,2 od wartości pH obliczonej, natomiast pozostałe dwa różniły się o niewielką ilość (0,08 oraz 0,01).

6.Indykatory - wskaźniki

6.1.Metodyka

Do sześciu czystych ponumerowanych probówek nalano po 3 cm³ wody destylowanej. Do probówek 1, 2 i 3 dodano po jednej kropli roztworu fenoloftaleiny, a do probówek 4, 5 i 6 po jednej kropli roztworu oranżu metylowego. Do probówek 1 i 4 dodano po 2-3 krople HCl o stężeniu 2 kmol/m³ , a do probówek 2 i 5 po 2-3 krople NaOH o stężeniu 2 kmol/m³. Analogiczne doświadczenia przeprowadzono ze wskaźnikami: czerwienią metylową i błękitem bromotymolowym. Na koniec zmierzono pH roztworów.

6.2.Obserwacje

Tabela 5. Dane dla fenoloftaleiny oraz oranżu metylowego

probówka	dodatek	barwa	pH
1. fenoloftaleina	HCl	nie zmienia się	1,5
2. fenoloftaleina	NaOH	biskupia	10,8
3. fenoloftaleina		-	7,9
4. oranż metylowy	HCl	malinowa	1,6
5. oranż metylowy	NaOH	ciemna żółć	11,5
6. oranż metylowy		-	8,4

Tabela 6. Dane dla czerwieni metylowej oraz błękitu bromotymolowego

probówka	dodatek	barwa	pH
1. czerwień metylowa	HCl	truskawkowa	1,5
2. czerwień metylowa	NaOH	żółta	11,5
3. czerwień metylowa		-	8,8
4. błękit bromotymolowy	HCl	żółta	1,2
5. błękit bromotymolowy	NaOH	niebieska	11,7
6. błękit bromotymolowy		-	6,5

6.3.Wnioski

Fenoloftaleina zmienia kolor na biskupi pod wpływem zasad, nie reaguje na kwasy. Oranż metylowy i czerwień metylowa zmieniają barwy pod wpływem kwasów (oranż na malinową a czerwień na truskawkową). Błękit bromotymolowy zmienia barwę pod wpływem kwasów na żółtą, a pod wpływem zasad na niebieską. Fenoloftaleina może zostać wskaźnikiem dla zasad, oranż metylowy i czerwień metylowa dla kwasów, a błękit bromotylowy dla kwasów i zasad.

7.

7.1.Metodyka

W jednej probówce zmieszano po 2 cm³ 0.10 kmol/m³ roztworów MgCl₂ i Na₂CO₃, a w drugiej probówce po 2 cm³ 0.0030 molowych roztworów tych soli.

7.2. Obserwacje

W pierwszej probówce z większymi stężeniami roztworów wytrącił się osad, w drugiej z mniejszymi stężeniami nic nie zaobserwowano. Zaszła następująca reakcja:

MgCl₃ (aq) + Na₂CO₃ (aq)
MgCO3 (s) + 2NaCl (aq)

Mimo iż sól o niższym stężeniu była bliska wytrącenia, nie zrobiła tego. Iloczyn rozpuszczalności dla obydwu soli liczymy ze wzoru:

a) mniejsze stężenie
R_w=4√(0,003/(11 x 33 x 10^-6) ≈ 1,03 x 10^-5
b) większe stężenie
R_w=4√(0,1/(11 x 33 x 10^-6) ≈ 2,47 x 10^-5

7.3. Wnioski

W probówce pierwszej wytrącił się osad, ponieważ został przekroczony poziom rozpuszczalności. Stężenie jest proporcjonalne do iloczynu rozpuszczalności (mniejsze stężenie, mniejszy iloczyn). Na nasz dwukrotnie mniejszy wynik wpłynęła ilość składu soli.

8. Literatura

Jabłoński, A., Palewski, T., 2011. Elektrolity, kwasy, zasady i sole, Instrukcja do ćwiczeń z chemii, strona internetowa www.ig.pwr.wroc.pl/ minproc/zpkio

1

---