INSTYTUT INŻYNIERII ŚRODOWISKA UNIWERSYTET ZIELONOGÓRSKI
		CHEMIA OGÓLNA LABORATORIUM
I ROK INŻYNIERII ŚRODOWISKA STUDIA DZIENNE GRUPA 17 B		22.03.2011
Elektrolity TEMAT 2 AUTORZY OPRACOWANIA: Marek Stańko Jakub Burdajewicz

I. Część teoretyczna

Elektrolity, podobnie jak metale, przewodzą prąd elektryczny. Jednak mechanizm tego zjawiska w elektrolitach jest inny niż w przewodnikach metalicznych. O ile w metalu pod wpływem przyłożonego napięcia przemieszczają się wyłącznie elektrony, to w elektrolitach nośnikami ładunku są jony obu znaków. Oznacza to przede wszystkim przemieszczanie się mas dziesiątki i setki tysięcy razy przewyższających masę elektronu, a co za tym idzie znacznie większy opór czyli mniejsze przewodnictwo. Ponad to mamy do czynienia z „podwójnym” prądem - aniony poruszają się w przeciwną stronę niż kationy, jednocześnie „przeszkadzają” sobie nawzajem w tych wędrówkach, oddziałując polami elektrycznymi o przeciwnych znakach. Najbardziej widocznym objawem zewnętrznym tych różnic jest wpływ temperatury na przewodnictwo metali i elektrolitów. Oporność metali pod wpływem ogrzewania rośnie, elektrolitów maleje. Jak pamiętamy jednostka oporności jest om (1Ω). W konduktometrii częściej posługujemy się terminem przewodności tj. Odwrotności oporności, a jednostką jest simens (1S = 1Ω^-1).

Ponieważ za przenoszenie ładunku w elektrolitach odpowiedzialne są jony, samo zjawisko przepływu prądu, jego natężenie, przewodność właściwa roztworu, zależy od wielkości jonów, ich cech (między innymi tzw. Ruchliwości jonu) fizycznych i chemicznych, stężenia, oddziaływań między jonami, stopnia solwatacji itp. Wszystkie te czynniki są od siebie bardziej lub mniej zależne (np. Siła oddziaływań od stężenia, solwatacja od polarności rozpuszczalnika, dysocjacja od stężenia itp.) co pozwala przez badanie przewodności (technicznie dość proste) wnioskować na temat trudniejszych do bezpośrednich badań parametrów, a często pośrednio wyznaczać ich wartości.

Elektrolitami nazywa się substancję, która stopiona lub rozpuszczona w rozpuszczalniku ulega dysocjacji. W roztworze pojawiają się swobodne jony, na skutek czego może ona np. przewodzić prąd elektryczny.

Przykładem takich elektrolitów są roztwory soli, kwasów i zasad, oraz stopy tych związków. Elektrolity te dzieli się na mocne i słabe, w zależności od ich stopnia dysocjacji:

• elektrolity mocne, całkowicie zdysocjowane na jony: wodorotlenki litowców i berylowców; wyłączając wodorotlenek berylu oraz magnezu,

• kwasy, np. HCl, HI, HBr, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, oraz

• większość nieorganicznych soli rozpuszczalnych w wodzie (do wyjątków należą np. sole rtęci - Hg(CN)₂, Hg₂Cl₂ - w których wiązanie metalu z anionem" jest w dużym stopniu kowalencyjne) - takie sole tworzą kryształy jonowe.

• elektrolity słabe: tylko częściowo zdysocjowane na jony - np. H₂S, H₂SO₃, HNO₂, CH₃COOH.

Indykatory - wskaźniki.

Wskaźniki pH są to związki chemiczne, których barwa zmienia się zależnie od pH środowiska, w którym się znajdują.

Mechanizm zmiany barwy bywa różny dla różnych wskaźników. Część z nich zmienia barwę na skutek przyłączania jonów wodorowych H+ lub hydroksylowych OH- i przechodzenia w formę jonową przy ściśle określonym ich stężeniu. Inne zmieniają kolor na skutek zmian konformacyjnych wywołanych przez zmianę pH. Wreszcie istnieją takie, które zmieniają barwę na skutek całego ciągu reakcji chemicznych „uruchamianych” przy określonym pH.

Wiele substancji dostępnych w warunkach domowych posiada zdolność zmiany barwy wraz ze zmianą pH. Napar herbaty czarnej przy pH > 7,5 posiada barwę ciemnobrązową, przy pH = 6 barwę jasnobrązową, zaś przy pH <5,5 barwę jasnożółtą. Innymi „wskaźnikami” domowej roboty mogą być sok z czarnej porzeczki, czarnej jagody lub czerwonej kapusty.

Oranż metylowy zmienia swoje zabarwienie w zależności od pH środowiska w jakim się znajduje. W środowisku kwasowym jest czerwony, w obojętnym (lekko kwasowym i lekko zasadowym) jest pomarańczowy, a z kolei w roztworze zasadowym przyjmuje żółtą barwę.

Fenoloftaleina jest wskaźnikiem alkacymetrycznym, tzn. zmienia formę z bezbarwnej w środowisku kwaśnym na malinowoczerwoną w środowisku zasadowym.

Kwas octowy (=kwas etanowy lub kwas metanokarboksylowy) - CH₃COOH.

Czysty kwas octowy jest bezbarwną, żrącą cieczą. 100% kwas octowy jest bardzo higroskopijny (pochłania wilgoć z powietrza), zaś proces rozpuszczania się w nim wody ma charakter silnie endotermiczny. Powoduje to, że po otwarciu butelki z takim kwasem w wilgotnym pomieszczeniu zaczyna on pochłaniać wilgoć z powietrza, co skutkuje jego zauważalnym ochłodzeniem i szronieniem się ścianek butelki. W skrajnych przypadkach, jeśli w pomieszczeniu jest bardzo wilgotno, a otwór butelki jest szeroki, stężony kwas octowy potrafi nawet zamarznąć po otwarciu. Wszystko to powoduje, że stężony kwas octowy jest czasami nazywany kwasem octowym lodowatym.

Octan sodu - związek chemiczny, dobrze rozpuszczalna w wodzie sól kwasu octowego i zasady sodowej. Jako sól słabego kwasu i mocnej zasady, w roztworach wodnych ulega częściowej odwracalnej hydrolizie z wytworzeniem odczynu zasadowego:

CH3COONa + H₂O  CH₃COOH + NaOH

lub w zapisie jonowym:

CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-

II. Część praktyczna

Ćwiczenie 1. Przewodnictwo elektryczne roztworów

Przebieg doświadczenia:

Do każdej z 5 zlewek nalewamy następujące roztwory:

• 0,1M HCl

• 0,1M CH₃COOH

• 0,1M NaOH

• 0,1M NH₄OH

• woda destylowana

Do zbadania przewodnictwa elektrycznego w/w roztworów używamy urządzenia złożonego z dwóch elektrod, żarówki i źródła prądu:

Zasada działania:

Dwie niestykające się elektrody zanurzamy w zlewce wypełnionej badaną substancją. Obserwujemy czy żarówka się zapala. Jeśli zaczyna świecić oznacza to, że w zlewce jest elektrolit mocny. Jeżeli jednak żarówka się nie zapala to może oznaczać, ze mamy do czynienia z elektrolitem słabym lub nieelektrolitem.

Po zbadaniu przewodnictwa elektrycznego danych roztworów wyniki są następujące:

• w roztworach HCl i NaOH żarówka świeci, a na elektrodach widoczne są bąbelki gazu

• w roztworach CH₃COOH, NH₄OH i w wodzie destylowanej żarówka się nie zapala

Wnioski:

Roztwory HCl i NaOH dobrze przewodzą prąd elektryczny, więc są elektrolitami mocnymi, a roztwory CH₃COOH, NH₄OH i woda destylowana są elektrolitami słabymi lub nieelektrolitami, ponieważ nie przewodzą lub przewodzą bardzo słabo prąd elektryczny.

Ćwiczenie 2. Stopień dysocjacji zasady i soli

Przebieg doświadczenia:

Etap pierwszy:

Do zlewki nalaliśmy 20cm³ 25% roztworu amoniaku i zbadaliśmy jego przewodzenie prądu w podobny spoób jak przy ćwiczeniu 1. Po włożeniu elektrod żarówka nie zaczęła świecić, natomiast roztwór zabarwił się na delikatny kolor niebieski, ze względu na miedzianą blaszke elektrody.

Etap drugi:

CH₃COOH + NH₃ ↔ CH₃COO^- + NH₄⁺

Do zlewki z roztworem amoniaku dolaliśmy 10cm³ lodowatego kwasu octowego. Roztwór natychmiastowo, gwałtownie zwiększył swoją temperaturę, nastąpiło również parowanie.

Następnie roztwór ochłodziliśmy w zimnym strumieniu wody i ponownie przeprowadziliśmy test na przewodzenie prądu, tym razem po włożeniu do roztworu elektod, żarówka zaczęła świecić.

Ćwiczenie 3. Indykatory - wskaźniki

W przypadku tego doświadczenia do dyspozycji mieliśmy następujące indykatory:

• oranż metylowy

• fenoloftaleina

• błękit bromotymolowy

• czerwień metylowa

• papierek lakmusowy,

Badanymi substancjami były:

• woda destylowana (substancja obojętna)

• 2Molowy roztwór NaOH (zasada)

• 2Molowy roztwór HCl (kwas).

Po dodaniu każdego wskaźnika do odpowiedniej substancji barwy roztworów przybrały następujące barwy:

oranż metylowy

• roztwór kwasowy: czerwona

• roztwór obojętny: pomarańczowa

• roztwór zasadowy: żółta

fenoloftaleina

• roztwór kwasowy: bezbarwna

• roztwór obojętny: bezbarwna

• roztwór zasadowy: malinowa

błękit bromotymolowy

• roztwór kwasowy: żółta

• roztwór obojętny: żółta

• roztwór zasadowy: błękitna

czerwień metylowa

• roztwór kwasowy: malinowa

• roztwór obojętny: czerwona

• roztwór zasadowy: żółta

papierek lakmusowy

• roztwór kwasowy: czerwona [1]

• roztwór obojętny: żółta [10]

• roztwór zasadowy: zielony [5]

Ćwiczenie 4. Równowaga w roztworze słabego kwasu

Etap pierwszy:

Woda destylowana + kwas octowy

CH₃COOH  CH₃COO^- + H⁺

Obserwacje: Po dolaniu 1 kropli lodowatego kwasu octowego do 5cm³ destylowanej wody, wlaliśmy do probówki 2 krople oranżu metylowego. Oranż zabarwił zawrtość probówki na kolor czerwony, zabarwianie przebiegało stosunkowo powoli. Nie zaobserwowaliśmy zmiany temperatury; nie wytrącił się osad.

Etap drugi:

Dodanie kryształków octanu sodu

Podzieliliśmy roztwór na dwie części, do jednej probówki dodaliśmy kilka kryształków octanu sodu, drugą zostawiliśmy w celu porównania.

Roztwór w którym znajdowały się kryształki sodu został rozjaśniony do barwy jasnopomarańczowej.

Ćwiczenie 5. Równowaga w roztworze słabej zasady

Etap pierwszy :

Obserwacje: Po dodaniu 1 kropli 25% roztworu amoniaku do 5cm³ wody destylowanej i dodaniu 2 kropli fenoloftaleiny zaobserwowaliśmy zmianę barwy roztworu na kolor malinowy. Mieszaniu nie towarzyszyło podniesienie temperatury, ani wytrącenie osadu.

Etap drugi:

Podzieliliśmy roztwór na dwie części, jedną probówkę zostawiliśmy w celu porównania, do drugiej połowy dodajemy kilka kryształków chlorku amonu.

Roztwór do którego dodaliśmy kryształki chlorku amonu wyraźnie się rozjaśnił, uzyskał kolor jasnoróżowy.

III. Podsumowanie i wnioski

W zależności od łatwości z jaką cząsteczki danego elektrolitu rozpadają się na jony rozróżniamy elektrolity o różnej mocy. Wielkością która wyraża moc elektrolitu jest jego stopień dysocjacji α określający jaka część rozpuszczonych cząsteczek elektrolitu została zdysocjowana na jony.

Stopień dysocjacji definiuje się jako stosunek ilości cząsteczek zjonizowanych do ogólnej ilości wszystkich cząsteczek elektrolitu.

Najczęściej stopień dysocjacji wyraża się w procentach.

W zależności od stopnia dysocjacji Arrhenius wyróżnił elektrolity mocne, czyli takie które mają α > 0.3 a więc ulegają całkowitej lub prawie całkowitej dysocjacji. Do elektrolitów tych zaliczył kwasy mineralne HCl, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄, HBr oraz zasady KOH, NaOH, Ca(OH)₂ i prawie wszystkie sole.

Za elektrolity średniej mocy uznał te dla których α= 0.05 - 0.3. Zaliczył do nich H₃PO₄, H₃AsO₄, Mg(OH)₂.

I wreszcie elektrolity słabe o α<0.05 dysocjujące w roztworze w bardzo małym stopniu. Za takie elektrolity uważamy CH₃COOH, H₂CO₃, HCN i kwasy organiczne oraz NH₄OH i zasady organiczne.

Stopień dysocjacji danego elektrolitu może się zmieniać w zależności od:

1. natury rozpuszczalnika w którym jest on rozpuszczony

2. ilości rozpuszczalnika a więc od stężenia substancji rozpuszczonej. Stopień dysocjacji rośnie wraz z rozcieńczeniem roztworu.

3. temperatury przy czym jest możliwy zarówno spadek jak i wzrost stopnia dysocjacji wraz z temperaturą

4. obecności innych elektrolitów w roztworze.

Stała dysocjacji jest wielkością charakterystyczną dla danego elektrolitu. Nie zależy od stężenia roztworu, ale zależy od temperatury dlatego wyznacza się ją doświadczalnie.

Indykatory w postaci pojedynczych związków chemicznych są stosowane głównie przy miareczkowaniu, natomiast większość papierków wskaźnikowych jest nasączona całym zestawem związków chemicznych, dzięki czemu zmieniają one barwę w szerokim zakresie pH, umożliwiając jego wzrokowe oszacowanie.

Zastosowanie prawa równowagi chemicznej do roztworów słabych elektrolitów umożliwia wyjaśnienie zjawisk zachodzących w roztworze wskutek zmiany stężenia jednego z jonów np. przez dodanie do roztworu jakiegoś silnego elektrolitu o wspólnym jonie.

IV. Literatura

• S. Hejwowska, R. Marcinkowski, J. Staluszka „Chemia 3”, Gdynia 2005, „Operon”

• R. Jastrząb, L. Łomozik, R. Bregier-Jarzębowska „Podstawy chemii nieorganicznej - Ćwiczenia Laboratoryjne” , Poznań 2004

---