Wydział Metali Nieżelaznych Kraków, 2002.09.13

Inżynieria Materiałowa

Rok: II. Grupa: 9

Sprawozdanie

Stała i stopień dysocjacji kwasów i zasad

Stała i stopień hydrolizy soli

Piotr Włoch

Wprowadzenie

Dysocjację jednozasadowego kwasu HR można opisać równaniem stechiometrycznym

. (1)

Stałą dysocjacji K_HR określa się, zgodnie z prawem działania mas, wyrażeniem:

(2)

oznaczają tu stężenia produktów dysocjacji w gramofonach na litr roztworu, c_HR - stężenie cząsteczek kwasu, które nie uległy dysocjacji.

Wartość K_HR powinna być według teorii Arrheniusa, w stałej temperaturze, niezależna od całkowitego stężenia kwasu.

Stopień dysocjacji  określa się stosunkiem stężenia części elektrolitu, która uległa dysocjacji, do ilości elektrolitu przed dysocjacją. W przypadku dysocjacji podanej równaniem (1) można więc napisać:

(3)

gdyż
jest równe stężeniu części kwasu, która uległa dysocjacji. Stopień dysocjacji jest funkcją stężenia. Jego wartość liczbowa, zgodnie z definicją podaną równaniem (3), mieści się w granicach od O do 1. Dla wyliczenia stałej lub stopnia dysocjacji konieczne jest doświadczalne wyznaczenie stężenia jonów oraz całkowitego stężenia kwasu. Z drugiej zaś strony, zarówno znajomość stałej, jak i stopnia dysocjacji przy znanym stężeniu całkowitym c_kw pozwala wyliczyć stężenie jonów wodorowych w roztworach słabych kwasów. Związek pomiędzy stałą i stopniem dysocjacji dla przypadku opisanego równaniem (l) określa zależność:

(4)

Podczas rozpuszczania w wodzie sole słabych kwasów i mocnych zasad ulegają silnej dysocjacji (w roztworach rozcieńczonych praktycznie całkowitej). Powstające przy tym aniony słabych (słabo dysocjujących) kwasów mają tendencję wiązania się z jonami wodorowymi pochodzącymi z dysocjacji cząstek wody, na nie zdysocjowane cząstki kwasu. Reakcję tę, zwaną hydrolizą, można opisać równaniem:

. (5)

Stała hydrolizy jest więc określona równaniem:

(6)

gdyż
jako wartość praktycznie stała zostało wprowadzone do stałej.

Porównując wielkości stężenia jonów wodorowych wyliczona z wartości stałej dysocjacji kwasu K_HR­ oraz iloczynu jonowego wody K_W (obydwie te zależności powinny być spełnione w wodnym roztworze kwasu) dochodzi się do wniosku, że w przypadku słabych kwasów K_h jest praktycznie określona równaniem:

. (7)

Gdy się założy, że dysocjacja soli jest całkowita, stopień hydrolizy można określić ułamkiem:

. (8)

Ułamek  podaje, jaka część soli uległa hydrolizie; c_soli jest całkowitym (analitycznym) stężeniem soli.

Jak wynika z porównania równań (5) i (8)

. (9)

Wyrażając c_R przez stopień hydrolizy i stężenia soli:

(10)

oraz podstawiając w równaniu (6) wartości z równań (9) i (10), otrzymuje się:

. (11)

Analogiczne rozumowanie można przeprowadzić w przypadku hydrolizy soli silnego kwasu i słabej zasady. Stechiometria tego procesu będzie wówczas opisana równaniem:

. (12)

Stopień hydrolizy:

. (13)

Stała hydrolizy będzie zaś wyrażona równaniem (11). Hydroliza soli słabego kwasu i mocnej zasady powoduje, jak wskazuje równanie (5), alkalizację roztworu (wzrost pH); hydroliza soli silnego kwasu i słabej zasady (równanie (12)) powoduje zakwaszenie roztworu (spadek pH).

W szeregu przypadków, podczas hydrolizy soli metali tworzących trudno rozpuszczalne wodorotlenki (jak np. Fe, Co, Ni, Zn, Pb itp.), można zaobserwować wytrącanie się osadów. Wiąże się to z przekroczeniem iloczynu rozpuszczalności odpowiedniego wodorotlenku.

Cel ćwiczenia

1. Należy wyliczyć stałą dysocjacji kwasu octowego, mierząc pH roztworów kwasu octowego o różnych stężeniach. W oparciu o uzyskane wyniki oraz dyskusję błędu należy odpowiedzieć, czy stała dysocjacji kwasu octowego, w badanym zakresie stężeń, może być uważana za wielkość stałą.

2. Należy wyliczyć stałą hydrolizy oraz stopień hydrolizy octanu sodowego w roztworach o różnych stężeniach.

Opracowanie wyników

Wyniki pomiarów pH roztworów kwasu octowego o różnych stężeniach

Stężenie analityczne kwasu	pH	Stężenie jonów wodorowych	Stała dysocjacji	Błąd względny	Stopień dysocjacji
	-		-	-	-
	3.4			0.328	0.0199
	3.7			0.705	0.0498
	4.5			0.787	0.0400
	4.6			0.246	0.1563

Stała hydrolizy

Stopień hydrolizy

Dla małych wartości
możemy przyjąć, że
:

Stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
:

Stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
:

Wnioski

W doświadczeniu tym mieliśmy za zadanie wyznaczyć stałą dysocjacji kwasu octowego, mierząc pH roztworów kwasu octowego o różnych stężeniach (
,
,
i
). Średnia stałej dysocjacji kwasu octowego w zakresie tych stężeń wynosi
. W oparciu o uzyskane wyniki (zarówno stałej dysocjacji jak i jej błędów) można stwierdzić, iż stała dysocjacji kwasu octowego, w badanym zakresie stężeń, może być uważana za wielkość stałą.

W drugiej części ćwiczenia należało wyznaczyć stałą oraz stopień hydrolizy octanu sodowego w roztworach o różnych stężeniach. Stała hydrolizy wynosi
, stopień hydrolizy soli w roztworze o normalności
ma wielkość
, a w roztworze o normalności
-
.

Wydział Metali Nieżelaznych Kraków, 2002.09.13

Inżynieria Materiałowa

Rok: II. Grupa: 9

Sprawozdanie

Indykatory. Roztwory buforowe.

Kolorymetryczne oznacznie pH

Piotr Włoch

Wprowadzenie

Iloczyn jonowy wody; pH

W temperaturze pokojowej iloczyn jonowy wody wynosi:

(1)

Stężenia są tu wyrażone w gramojonach na litr roztworu. Równanie (1) jest spełnione zarówno w kwaśnych, jak i alkalicznych rozcieńczonych roztworach wodnych.

Stężenia jonów wodorowych w roztworach wodnych są często o szereg rzędów wielkości mniejsze od 1. Pociąga to za sobą niedogodności zapisu i możliwości pomyłek. Dla uproszczenia zapisu Sörrensen zaproponował, aby określać stężenie jonów wodorowych poprzez jego ujemny logarytm tzw. pH:

(2)

Podobnie zamiast stężenia jonów hydroksylowych
, stałych dysocjacji elektrolitów K, iloczynu jonowego wody
i iloczynu rozpuszczalności I, podaje się często wartości ich ujemnych logarytmów: pOH, pK,
, pI.

Indykatory

Indykatory są to substancje, których barwa lub jej odcień zależy od pH środowiska. Własność tę można w większości wypadków wyjaśnić przyjmując, że są to słabe kwasy, które w stanie nie zdysocjowanym posiadają inną barwę niż ich aniony. W roztworach ulegają one dysocjacji

(3)

Jak wynika z równania (3), dysocjacja - a więc i pośrednio zabarwienie indykatora wprowadzonego do roztworu kwasu, zasady lub soli - jest zależna od stężenia jonów wodorowych w tym roztworze. Zjawisko to umożliwia wyznaczenie stężenia jonów wodorowych, a więc także pH, metodą kolorymetryczną. Każdy indykator posiada swój charakterystyczny zakres pH, w którym następuje zmiana barwy, od odpowiadającej praktycznie zupełnej dysocjacji do praktycznie całkowitej asocjacji indykatora. W tabeli 1 zestawiono kilka ważniejszych indykatorów wraz z podaniem zakresu pH, w którym zmieniają barwę.

Tabela 1.

Nazwa indykatora	Barwa indykatora w roztworze
		w pH		w pH
Tropeolina OO	czerwona	1.4	żółta	2.6
Czerwień Kongo	niebieska	3.0	czerwona	5.2
Metyloranż	czerwona	3.1	żółta	4.4
Zieleń bromokrezolowa	żółta	3.8	niebieska	5.4
Purpura bromokrezolowa	żółta	5.2	fioletowa	6.8
Błękit bromokrezolowy	żółta	6.0	niebieska	7.6
Czerwień fenolowa	żółta	6.8	czerwona	8.4
Fenoloftaleina	bezbarwna	8.3	czerwona	10.0
Tymoloftaleina	bezbarwna	9.2	niebieska	10.5

Roztwory buforowe

Weźmy pod uwagę dowolny słaby kwas jodnozasadowy (np. octowy), o wzorze HR. W roztworze wodnym kwas ten ulega dysocjacji elektrolitycznej według równania:

(4)

Stosując do tej reakcji prawo działania mas otrzymuje się:

(5)

Stała
w równaniu (5) nosi nazwę stałej dysocjacji kwasu. Kwas HR, jako kwas słaby, jest zdysocjowany w niewielkim stopniu, jego sole z silnymi alkaliami (np. Na, K) ulegają natomiast bardzo daleko posuniętej dysocjacji. W rezultacie, jeżeli do roztworu tego kwasu wprowadzi się jeszcze pewną ilość jego soli z mocną zasadą, to wobec wprowadzania dużego nadmiaru jonów
dysocjacja kwasu cofnie się jeszcze bardziej. Można wówczas napisać, że stężenie kwasu nie zdysocjowanego jest praktycznie równe całkowitemu (analitycznemu) stężeniu kwasu

(6)

Ponieważ sól, jak już była mowa, jest praktycznie całkowicie zdysocjowana, możemy napisać, że stężenie jonów
równa się stężeniu soli:

(7)

Równanie (5) przybierze teraz postać:

(8)

Stąd:

(9)

oraz

(10)

Z równania (10) wynika, że jeżeli znana jest stała dysocjacji jakiegoś słabego kwasu, to można obliczyć pH roztworu tego kwasu i jego soli z silną zasadą (konieczna jest również znajomość analitycznych stężeń soli i kwasu). Wartość pH takich roztworów nie zależy od stężeń soli i kwasu, lecz od ich stosunku, czyli pH nie zmieni się praktycznie w czasie rozcieńczania. Roztwory tego rodzaju noszą nazwę buforowych. Posiadają one również tę właściwość, że po dodaniu niewielkiej ilości silnego kwasu lub zasady pH ulega jedynie nieznacznym zmianom oraz że zmiana temperatury wpływa nieznacznie na pH takich roztworów. Należy pamiętać, że równanie (10) wyprowadzono przyjmując założenia upraszczające. Opisuje więc ono prawidłowo zależności występujące w układach buforowych jedynie w tych zakresach stosunków stężeń, w których są spełnione założenia upraszczające. Należny nadmienić, że obok kwaśnych istnieją bufory zasadowe, których składnikami są: słaba zasada BOH oraz sól tej zasady z mocnym kwasem.

pH tych roztworów określa równanie:

(11)

Opracowanie wyników

Próbka 1: woda wodociągowa

Próbka 2: woda destylowana

Nr próbki roztworu	Indykator	Zabarwienie indykatora w badanym roztworze	Wniosek co do pH
1	Tropeolina OO	żółte	2.6
		Metyloranż	żółte	4.4
		Zieleń bromokrezolowa	niebieskie	5.4
		Purpura bromokrezolowa	fioletowe	6.8
		Błękit bromotymolowy	niebieskie	7.6
		Czerwień fenolowa	czerwona	8.4
		Fenoloftaleina	bezbarwne	8.3
		Tymoloftaleina	bezbarwne	9.2
				7.6 pH 8.3
	2	Tropeolina OO	żółte	2.6
		Metyloranż	żółte	4.4
		Zieleń bromokrezolowa	niebieskie	5.4
		Purpura bromokrezolowa	żółte	5.2
		Błękit bromotymolowy	żółte	6.0
		Czerwień fenolowa	żółte	6.8
		Fenoloftaleina	bezbarwne	8.3
		Tymoloftaleina	bezbarwne	9.2
				4.4 pH 5.2

Tabela 2.

	1		2		3		4		5
		c1 Kwas winowy c2 Winian jednosodowy		c1 Kwas mlekowy c2 Mleczan sodu		c1 Kwas octowy c2 Octan sodu		c1 Fosforan sodu I rzędowy c2 Fosforan sodu II rzędowy		c1 Chlorek amonu c2 Amoniak
			pH		pH		pH		pH		pH
		4.2		5.0		5.9		8.0		10.7
		3.6		4.4		5.3		7.3		10.1
		3.0		3.8		4.7		6.7		9.5
		2.4		3.2		4.1		6.1		8.9
		1.7		2.6		3.5		5.5		8.3

1	2	3	4	5

Wnioski

W ćwiczeniu tym wykonywaliśmy kolorymetryczne określenie pH otrzymanych roztworów (woda destylowana oraz woda wodociągowa) z dokładnością do
jednostki. W tym celu najpierw należało wyznaczyć przybliżoną wartość pH tych roztworów. I tak odpowiednio dla wody destylowanej pH mieściło się w zakresie 4.4 - 5.2, a dla wody wodociągowej 7.6 - 8.3. Następnie wyznaczyliśmy dokładną wartość pH wody destylowanej - pH = 4.8. Niestety z braku czasu nie zdążyliśmy wyznaczyć dokładnej wartości pH wody wodociągowej.

W dalszej części ćwiczenia mieliśmy sprawdzić w oparciu o dane tabelaryczne stosowalność wzorów (10) i (11) dla różnych buforów w podanym zakresie stężeń. W tym celu wykreśliliśmy charakterystyki
dla poszczególnych układów buforowych. Dzięki tym wykresom można stwierdzić iż równania (10) i (11) zadowalająco opisują zachowanie się wymienionych w tabeli układów buforowych w podanych zakresach stężeń (liniowość charakterystyk). Następnie na podstawie tych charakterystyk wyznaczyliśmy stałe dysocjacji składników buforowych. Zostały one zawarte w powyższej tabeli.

Wielkość tę można wyliczyć, w przypadku dysocjacji opisanej równaniem (1) z różnicy całkowitego (analitycznego) stężenia kwasu c_kw oraz stężenia jednego z powstających jonów.

---