Jacek Bednarek

Chemia nieorganiczna - laboratorium

ćw. 2. Reakcje w układzie kwas-zasada.

Data wykonania 15.III.2009

1. Wstęp teoretyczny

Brönsteda teoria kwasów i zasad, teoria sformułowana w 1923 w myśl, której kwasem jest substancja mogąca oddawać protony, natomiast zasadą - substancja, która ma zdolność przyłączania protonów.
Kwas oddając proton, przechodzi w sprzężoną z nim zasadę. Reakcja przeniesienia protonu wymaga obecności w układzie dwóch par sprzężonych kwasów i zasad, jedną z nich może stanowić kwasowa i zasadowa forma rozpuszczalnika protolitycznego.
Właściwości rozpuszczalnika wpływają na moc rozpuszczonego kwasu lub zasady. Teoria ta upraszcza i ujednolica opis wszelkich reakcji związanych z przeniesieniem protonu.

Iloczyn jonowy wody: Szczególnie duże, praktyczne znaczenie ma iloczyn jonowy wody:

Tak zdefiniowany iloczyn jonowy jest stały tylko w przybliżeniu, podobnie jak każda stała równowagi reakcji. Po uwzględnieniu współczynników aktywności zależnych m.in. od siły jonowej roztworu i zastąpieniu stężeń [X] aktywnościami a_x jonów otrzymamy stałą o charakterze termodynamicznym:

- iloczyn jonowy wody (termodynamiczny):

Iloczyn jonowy wody jest uproszczonym wyrażeniem opisującym równowagę dynamiczną określoną przez prawo działania mas Guldberga i Waagego, w którym formalnie rzecz biorąc należałoby jeszcze uwzględnić aktywność cząsteczek niezdysocjowanych. W przypadku bardzo słabych elektrolitów takich jak woda, ze względu na słabą dysocjację stężenie cząsteczek niezdysocjowanych pozostaje praktycznie stałe i dlatego można je pominąć. Dla wody w 20°C stężenie jonów hydroniowych i wodorotlenowych jest rzędu 10^-7 mol/dm³, co odpowiada stopniowi dysocjacji ok. 2·10^-7% zdysocjowanych cząsteczek wody - autodysocjacja wody nie ma zatem praktycznie żadnego wpływu na stężenie molowe niezdysocjowanej wody w wodzie destylowanej, które wynosi ok. 55 mol/dm³

Reakcje kwasów z zasadami:

1) mocny kwas - mocna zasada

• HCl + NaOH → NaCl + H₂O

2) mocny kwas - słaba zasada

• 2HNO₃ + Mg(OH)₂ → Mg(NO₃)₂ + 2H₂O

3) słaby kwas - słaba zasada

• H₂S + Mg(OH)₂ → MgS + 2H₂O

4) słaby kwas - mocna zasada

• H₂CO₃ + 2KOH → K₂CO₃ + 2H₂O

Wskaźniki pH:

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

Bufory, buforowe roztwory, roztwory zawierające sprzężoną parę kwasu i zasady (słaby kwas i sól tego kwasu z mocną zasadą lub odwrotnie). Podczas dodawania mocnych kwasów i zasad do buforów, pH buforów ulega tylko niewielkim zmianom, odpowiadającym zmianom logarytmu stosunku stężeń obu form sprzężonej pary.

Obszar buforowania (zakres niewielkich zmian pH buforów) uzależniony jest od stałej dysocjacji słabego kwasu (lub odpowiednio - słabej zasady). Przykładami buforów są roztwory kwasu octowego i jonu octanowego lub amoniaku i jonów amonowych.

2. Opracowanie wyników:

1.3

Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą

Do zlewki z 30cm³ 0,1M roztworu NaOH dodaliśmy 6 kropli oranżu metylowego, a następnie miareczkowaliśmy 0,1M roztworem HCl.

Obserwacje:

Po dodaniu oranżu metylowego roztwór zabarwił się na pomarańczowo, a podczas miareczkowania, przy pH=3 zabarwił się na bladoczerwony kolor, przy pH=2,5 - czerwony.

Ilość (cm³) czynnika miareczkującego

pH

0cm³

13,2

1 cm³

13,18

2 cm³

13,17

3 cm³

13,15

4 cm³

13,13

5 cm³

13,11

6 cm³

13,07

7 cm³

13,01

8 cm³

12,98

9 cm³

12,93

10 cm³

12,84

11 cm³

12,72

12 cm³

12,51

12,5 cm³

12,33

13 cm³

12,17

13,5 cm³

11,96

14 cm³

11,52

14,25 cm³

10,03

14,5 cm³

07,02

14,75 cm³

06,22

15 cm³

03,06

15,25 cm³

02,51

16,25 cm³

02,30

17,25 cm³

01,97

Wykres zależności pH od ilości HCl (cm³):

­--


1.5.

Miareczkowanie słabej zasady mocnym kwasem

Do zlewki z 30cm³ 0,1M roztworu NH₄OH dodaliśmy 6 kropli błękitu bromotymolowego, a następnie miareczkowaliśmy 0,1M roztworem NaOH.

Obserwacje:

Po dodaniu błękitu bromotymolowego roztwór zabarwił się na błękitny, a podczas miareczkowania, przy pH=6,1 zabarwił się na bladożółty kolor, przy pH=3,5 - żółty.

Ilość (cm^3) czynnika miareczkującego	pH
1cm^3	10,4
2 cm^3	10,2
3 cm^3	10.0
4 cm^3	9,85
5 cm^3	9,7
6 cm^3	9,55
7 cm^3	9,35
8 cm^3	9,15
9 cm^3	8,8
9,5 cm^3	8,5
10 cm^3	8,15
11 cm^3	7,7
11,5 cm^3	6,1
12 cm^3	3,5
12,5 cm^3	2,3
13 cm^3	2

Wykres zależności pH od ilości HCl (cm³):




Charakterystyka krzywych miareczkowania:

Krzywe przypominają wykres y=arcctg x.

Zakres pH zmiany barwy wykorzystanych wskaźników:

1) Oranż metylowy - 3,0 - 4,4

2) Błękit bromotymolowy - 6,0 - 7,6]

Wnioski: Wykonane przeze mnie doświadczenie zostało ukończone pomyślnie.

---