Nr ćw. 2	Data 1.04.03.09	Dębska Marta	Semestr II	Grupa 4
Wydział Technologii Chemicznej		Prowadząca: Dr M. Pawlak	Ocena:

Temat: Reakcje w układzie kwas-zasada

Wstęp teoretyczny:

Teoria Bronsteda - Kwasami w/g Bronsteda nazywamy związki chemiczne lub jony zdolne do oddawania protonów, a zasadami związki chemiczne lub jony zdolne do przyłączania protonów. Według protonowej teorii kwasów i zasad, kwas może wykazywać swoje własności kwasowe tylko wobec zasady, która przyjmuje proton i odwrotnie zasada może nią być tylko w obecności kwasu, który proton oddaje. Według teorii Bronsteda rozpuszczalnik jest nie tylko ośrodkiem, w którym odbywa się dysocjacja kwasów lecz odgrywa on przede wszystkim role kwasu wobec rozpuszczonej zasady lub zasady wobec rozpuszczonego kwasu.

Woda ulega autoprotolizie w/g równania:

H₂O + H₂O <=> H₃O⁺ + OH^-

Równowaga pomiędzy jonami H₃O⁺ + OH^- a niezdysocjowaną wodą można wyrazić stałą równowagi

K = [H₃O⁺] * [OH^-] / [H₂O]²

Ponieważ stężenie czystej wody w wodzie jest wielkością stałą to iloczyn K * [H₂O]² jest również wielkością stałą i nazywany jest iloczynem jonowym wody K_w.

K_w = K * [H₂O]² = [H₃O⁺] * [OH^-] = 10^-14 (mol/dm³)

Podobnie jak w czystej wodzie, również we wszystkich roztworach obojętnych [H₃O⁺] = 10^-7 mol/dm³. W roztworach kwaśnych [H₃O⁺] > 10^-7 mol/dm³ a w roztworach zasadowych [H₃O⁺] < 10^-7 mol/dm³.
Posługiwanie się tak małymi stężeniami jest niewygodne w zapisach i obliczeniach. Dlatego przyjęto wyrażać aktywność jonów wodorowych w roztworze w tzw. skali pH. pH definiujemy jako ujemny logarytm dziesiętny z wartości liczbowej stężenia jonów hydronowych. pH = - log[H₃O⁺]

Wartość pH	Roztwór
0<pH<7	Kwaśny
pH = 7	Obojętny
7<pH<14	Zasadowy

Reakcje mocnych kwasów z mocnymi zasadami

Podczas miareczkowania roztworów mocnych kwasów roztworami mocnych zasad i odwrotnie, zmienia się w pewien ciągły sposób stężenie jonów hydroniowych (H3O+). Zmiany te można przedstawić graficznie za pomocą krzywej miareczkowania. Krzywe te wykreślane są w układzie współrzędnych: na osi odciętych odłożona jest objętość roztworu miareczkującego (do zobojętnienia), na osi rzędnych odłożona jest wartość pH roztworu w danym punkcie miareczkowania. Na krzywej można zaobserwować, że pH oznaczanego roztworu (mocnego kwasu lub mocnej zasady) zmienia się podczas miareczkowania nieznacznie i dopiero w pobliżu punktu równoważności następuje gwałtowny skok tej wartości. Duży skok pH w okolicy w punkcie równoważności, któremu odpowiada pH = 7, a więc odczyn obojętny, jest charakterystyczny dla tej właśnie reakcji.

Reakcje słabych kwasów z mocnymi zasadami

Zmiany pH zachodzące podczas miareczkowania słabych kwasów mocnymi zasadami, na przykład kwasu octowego wodorotlenkiem sodu, są podobne do zmian zachodzących we wcześniej omawianym przypadku, z tą różnicą, że punkt równoważności w tych reakcjach znajduje się między pH=8-9. Jest to spowodowane tym, że w punkcie tym powstaje sól o odczynie zasadowym (w omawianym przypadku jest to octan sodu). Górny przebieg krzywej miareczkowania jest analogiczny jak w poprzednim przypadku. dodawanie nadmiaru zasady po osiągnięciu punktu równoważności wywołuje już tylko nieznaczne zmiany pH.

Reakcje mocnych kwasów ze słabymi zasadami

Podczas miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem krzywa miareczkowania przebiega odwrotnie niż w poprzednich przypadkach. Zaczyna się ona przy wyższym pH i kończy przy pH niewielkim. Skok krzywej obserwuje się w okolicach pH= 7-4, a punkt równoważności jest położony poniżej pH=7. W wyniku miareczkowania powstaje sól mocnego kwasu i słabej zasady, która ma odczyn kwaśny.

Reakcja słabego kwasu ze słabą zasadą nie znajduje praktycznego zastosowania, gdyż punkt końcowy jest niewyraźny i trudny do uchwycenia. Słabe kwasy z ich solami(sól słabego kwasu i mocnej zasady) oraz słabe zasady z ich solami (sól słabej zasady i mocnego kwasu) tworzą tzw. bufory pH.

Hydroliza - reakcja chemiczna polegająca na rozpadzie cząsteczek związku chemicznego na dwa lub więcej mniejszych fragmentów w reakcji z wodą lub parą wodną. W przypadku soli jonowych przez hydrolizę rozumie się zbiór wtórnych reakcji jonów powstałych w wyniku solwolizy tej soli, które niekiedy prowadzą do zmiany pH środowiska.

Dysocjacja elektrolityczna to proces rozpadu cząsteczek związków chemicznych na jony pod wpływem rozpuszczalnika. Dysocjacja może następować jako końcowy etap solwatacji w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda) lub może być inicjowana w inny sposób (np. łukiem elektrycznym). Dysocjacja może też przebiegać w fazie gazowej pod wpływem wyładowań elektrycznych, lub bezpośredniego bombardowania gazu elektronami.

Do dysocjacji są zdolne związki, w których występują wiązania jonowe lub bardzo silnie spolaryzowane kowalencyjne. Zdysocjowany roztwór związku chemicznego nazywa się elektrolitem.

W roztworach dysocjacja jest zawsze procesem odwracalnym. Między formą niezdysocjowaną i zdysocjowaną związku występuje w tych warunkach równowaga. W zależności od własności rozpuszczalnika i związku chemicznego, temperatury, oraz występowania jonów pochodzących z innych związków równowaga ta może być bardziej przesunięta w stronę formy niezdysocjowanej lub zdysocjowanej związku.

Dysocjacji elektrolitycznej w wodzie ulegają prawie wszystkie rozpuszczalne sole, wszystkie kwasy i wodorotlenki. Ujemny logarytm stałej dysocjacji jest miarą ich mocy chemicznej.

Roztwory buforowe - nie zmieniają praktycznie odczynu (pH) podczas rozcieńczania lub po dodaniu pewnej ilości mocnej zasady lub mocnego kwasu. Charakteryzują się one określonym stężeniem jonów wodorowych i służą do utrzymania określonego odczynu roztworów. Roztwory buforowe są to najczęściej mieszaniny, składające się z roztworu słabego kwasu i jego soli z mocną zasadą lub roztworu słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem.

Wskaźniki	Zakres zmiany pH	Barwa w postaci
				kwasowej	zasadowej
Błękit tymolowy	1,2 - 2,8	Czerwona	Żółta
Żółcień metylowa	2,9 - 4,0	Czerwona	Żółta
Błękit bromofenolowy	3,0 - 4,6	Żółta	Niebieska
Oranż metylowy	3,1 - 4,4	Czerwona	Żółta
Czerwień metylowa	4,2 - 6,3	Czerwona	Żółta
Lakmus	5,0 - 8,0	Czerwona	Niebieska
Błękit bromotymolowy	6,0 - 7,6	Żółta	Niebieska
Czerwień obojętna	6,8 - 8,0	Czerwona	Żółta
Błękit tymolowy	8,0 - 9,6	Żółta	Niebieska
Fenoloftaleina	8,1 - 10,0	Bezbarwna	Malinowa
Tymoloftaleina	9,3 - 10,5	Bezbarwna	Niebieska
Nitramina	11,0 - 13,0	Bezbarwna	Pomarańczowa

Wykonanie ćwiczeń:

1.2. Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą.

30 cm3 0,1 M HCl wlać do zlewki, w której znajduje się mieszadełko magnetyczne. Do roztworu dodać 5-6 kropli wskaźnika wytypowanego przez prowadzącego ćwiczenia (oranżu metylowego). Uruchomić mieszadło, zanurzyć elektrodę i miareczkować z biurety roztworem 0,1 M NaOH notując wskazania pH-metru, co 1 cm3, a gdy pH będzie bliskie 3,5 miareczkować, co 0,5 cm3. Jednocześnie obserwować i notować zmiany zabarwienia roztworu. Po dojściu do pH 11 - 12 przerwać miareczkowanie i sporządzić wykres zależności: ilości dodanej zasady od pH.

1.4.Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą.

30 cm3 0,1 M CH3COOH miareczkować roztworem 0,1 M NaOH. Następne czynności wykonać jak w pkt.1.2.

Opracowanie wyników:

Tabela 1.2

Ilość dodanej zasady [cm^3]	pH HCl	kolor
0	1,62	różowy
1	1,65	różowy
2	1,68	różowy
3	1,71	różowy
4	1,74	różowy
5	1,76	różowy
6	1,78	różowy
7	1,86	różowy
8	1,88	różowy
9	1,93	różowy
10	1,97	różowy
11	2,0	różowy
12	2,03	różowy
13	2,09	różowy
14	2,14	różowy
15	2,21	różowy
16	2,28	różowy
17	2,35	różowy
18	2,44	różowy
19	2,54	różowy
20	2,69	różowy
21	2,95	blado różowy
22	3,62	blado łososiowy
22,5	5,57	Piaskowy
23	6,74	Piaskowy
23,5	9,41	Piaskowy
24	10,15	Piaskowy
24,5	10,64	Piaskowy
25	11,01	piaskowy

Tabela 1.4

Ilość dodanej zasady [cm^3]	pH CH3COOH	kolor
0	3,32	słomkowy
1	3,92	słomkowy
1,5	4,08	słomkowy
2	4,22	słomkowy
2,5	4,34	słomkowy
3	4,4	słomkowy
3,5	4,51	słomkowy
4	4,56	słomkowy
4,5	4,64	Słomkowy
5	4,71	Słomkowy
5,5	4,77	Słomkowy
6	4,83	Słomkowy
6,5	4,9	Słomkowy
7	4,95	Słomkowy
7,5	5,02	Słomkowy
8	5,09	Słomkowy
8,5	5,18	Słomkowy
9	5,29	Słomkowy
9,5	5,47	Słomkowy
10	5,54	Słomkowy
10,5	5,64	słomkowy
11	5,78	słomkowy
11,5	5,9	Słomkowy
12	6,23	Słomkowy
12,5	6,67	Seledynowy
13	9,47	Lazurowy
13,5	10,61	Lazurowy
14	11,14	lazurowy

Analiza wykresu:

1)z początku, po dodaniu mocnej zasady zarówno do mocnego, jak i słabego kwasu, pH kwasu zmieniało się nieznacznie

2) pO DODaniu22 cm3 zasady do kwasu solnego, barwa roztworu zmieniła się z różowej na blado łososiową, a po dodaniu 22,5 cm3 zasady, nastąpiła znaczna zmiana pH roztworu i jego barwa zmieniła się na piaskową

3) Po dodaniu 12,5 cm3 zasady do kwasu octowego, zmienił się kolor roztworu ze słomkowego na seledynowy oraz nastąpiła znaczna zmiana pH roztworu

Zakres pH zmiany barwy oranżu metylowego: 3,1-4,4

Zakres pH zmiany barwy błękitu tymolowego:8,0-9,6

W doświadczeniu 1.2 został użyty oranż metylowy. Zmienił on barwe roztworu przy pH=3,62. Natomiast w doświadczeniu 1.4 użyliśmy błękitu tymolowego, który zmienił barwę roztworu słabego kwasu przy pH=6,67

Wnioski:

Reakcja mocnej zasady z mocnym kwasem zachodzi przy pH ok. 6,67.Natomiast reakcja słabego kwasu z mocną zasadą zachodzi przy pH ok. 8-9

Na początku, podczas dodawania mocnej zasady zarówno do mocnego jak i słabego kwasu PH roztworu nieznacznie się zmienia. Aby zaszła reakcja słabego kwasu z mocną zasadą, potrzeba do owego kwasu dodać mniej mocnej zasady, niż trzeba jej dodać do mocnego kwasu.

Oranż metylowy jest dobrym wskaźnikiem do ukazywania w jakim punkcie zachodzi reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą, ponieważ zmienia barwę przy pH kwasowym.

Błękit bromotymolowy jest natomiast dobrym wskaźnikiem do ukazywania reakcji słabego kwasu z mocną zasadą, ponieważ zmienia barwę przy pH oscylującym w pobliżu punktu zobojętniania, a następnie jego kolor ciemnieje przy pH zasadowym.

---