3. Równowagi w roztworach elektrolitów

3. Równowagi w roztworach elektrolitów
Do doświadczeń stosować suche szkło i sprzęt laboratoryjny. Po użyciu szkło i sprzęt
laboratoryjny należy wstępnie opłukać, a po zakończonych eksperymentach dokładnie
umyć (przy użyciu detergentów) i pozostawić w koszach metalowych do wysuszenia.
Tryskawki należy uzupełniać ZAWSZE wodą destylowaną.
Wszystkie uwagi i spostrzeżenia zapisywać w dzienniku laboratoryjnym.
1.
Przewodnictwo elektrolitów
Do wysokich odpowiednio opisanych zlewek o pojemności 100 cm3 wlać 1 M roztwory: HCl,
NaOH, NaCl, CH3COOH, NH3, CH3COONH4, wody wodociągowej, wody destylowanej i
sacharozy. Skalibrować konduktometr, a następnie przy jego użyciu zmierzyć przewodnictwo
powyższych roztworów.
Uwaga: Sonda konduktometryczna powinna być zanurzona do roztworu do wysokości
czujnika. Przed wykonaniem każdego pomiaru, należy pamiętać o jej przemyciu wodą
destylowaną (za pomocą tryskawki) i dokładnym osuszeniu!
2. Czynniki wpływające na wartość stopnia dysocjacji elektrolitu
a) stężenie roztworu
Do biurety o pojemności 25 cm3 wlać wodę destylowaną. Do krystalizatora o pojemności 50
cm3 wlać 10 cm3 lodowatego kwasu octowego, ustawić go na mieszadle magnetycznym i
wrzucić do roztworu dipol magnetyczny. Kolejno zanurzyć ostrożnie elektrody węglowe w
roztworze, uruchomić mieszadło i włączyć zestaw z żarówką. Następnie, ostrożnie z biurety,
dodawać po 5 cm3 wody destylowanej i obserwować intensywność światła żarówki.
Eksperyment zakończyć po wlaniu całej zawartości biurety do roztworu.
Uwaga: Należy sprawdzać, aby poziom roztworu w krystalizatorze nie spowodował
„utopienia się” elektrod.
b) wspólny jon
Do probówki wlać ok. 5 cm3 0,1 M roztworu CH3COOH i dodać 2 krople oranżu metylowego.
Zawartość probówki podzielić na dwie równe części. Jedną probówkę pozostawić jako
kontrolną, a do drugiej wsypać niewielką ilość stałego octanu sodu i zamieszać do
całkowitego rozpuszczenia soli. Porównać zabarwienie wskaźnika z zabarwieniem w
probówce kontrolnej.
3. Oznaczanie wartości pH roztworów z zastosowaniem pH-metru
Do czterech zlewek o objętości 100 cm3 wlać 0,1 M roztwory: HCl, NaOH, CH3COOH i NH3.
Zmierzyć ich pH przy użyciu pH-metru.
4. Określenie pH wybranych roztworów przy zastosowaniu wskaźników
Określić pH roztworów z doświadczenia 3 za pomocą odpowiednio dobranych wskaźników,
których opis zawarto w poniższej tabeli.
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr drugi, rok akademicki 2014/2015
1
3. Równowagi w roztworach elektrolitów
Wskaźnik
Zakres pH
zmiany
barwy
Błękit tymolowy
Barwa postaci
kwasowej
zasadowej
1,2 - 2,8
czerwona
żółta
Błękit bromofenolowy
3,0 – 4,6
żółta
niebieska
Oranż metylowy
3,2 – 4,5
czerwona
żółta
Zieleń bromokrezolowa
4,0 – 5,6
żółta
niebieska
Błękit bromotymolowy
6,0 – 7,6
żółta
niebieska
Lakmus
5,0 – 8,0
czerwona
niebieska
Czerwień krezolowa
7,2 – 8,8
żółta
czerwona
Fenoloftaleina
8,2 – 10,0
bezbarwna
czerwona
Błękit Nilu
10,1 – 11,1
niebieska
czerwona
Żółcień alizarynowa
10,1 -12,0
żółta
fioletowa
5. Liście czerwonej kapusty – naturalny wskaźnik pH
Określić pH roztworów z doświadczenia 3 za pomocą naturalnego wskaźnika, którego barwy
podano na poniższym obrazku (źródło: ua.all.biz i braukaiser.com)
6. Zależność pH roztworu buforowego od stosunku stężeń jego składników
Przygotować w probówkach trzy roztwory buforowe mieszając ze sobą 0,5 M roztwory
kwasu octowego i octanu sodu w następujących stosunkach objętościowych:
1) 10 cm3 roztworu CH3COOH i 1 cm3 roztworu CH3COONa,
2) 5 cm3 roztworu CH3COOH i 5 cm3 roztworu CH3COONa,
3) 1 cm3 roztworu CH3COOH i 10 cm3 roztworu CH3COONa.
Zmierzyć za pomocą pH-metru oraz sprawdzić eksperymentalnie dodając do probówek po
kilka kropli zieleni bromokrezolowej pH otrzymanych roztworów.
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr drugi, rok akademicki 2014/2015
2
3. Równowagi w roztworach elektrolitów
7. Porównanie wpływu rozcieńczania na pH roztworu buforowego i niezbuforowanego
a) Roztwór buforowy
Przygotować w probówce roztwór buforowy mieszając 10 cm3 1 M roztworu kwasu
octowego i 1 cm3 1 M roztworu octanu sodu (roztwór B1). Kolejno pobrać z tak
otrzymanego roztworu buforowego 1 cm3, przenieść go do zlewki o pojemności 100 cm3
i rozcieńczyć 50-krotnie wodą (roztwór B2). Pobrać do dwóch probówek po 5 cm3
każdego z roztworów, dodać po 2 krople oranżu metylowego i porównać barwy.
b) Roztwór niezbuforowany
Przygotować w probówce 11 cm3 1 M roztworu kwasu octowego (roztwór R1). Kolejno
pobrać z tak otrzymanego roztworu kwasu 1 cm3, przenieść go do zlewki o pojemności
100 cm3 i rozcieńczyć 50-krotnie wodą (roztwór R2). Pobrać do dwóch probówek po 5
cm3 każdego z roztworów, dodać po 2 krople oranżu metylowego i porównać barwy.
PRZYKŁADOWE PYTANIA I ZAGADNIENIA
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Podać podstawowe założenia teorii dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa.
Jakie są doświadczalne dowody występowania jonów w roztworach.
Czynniki wpływające na stopień dysocjacji elektrolitu.
Wyjaśnić zmianę przewodnictwa kwasu octowego w miarę dodawania do niego wody.
Zdefiniować stałą dysocjacji oraz podać, od jakich czynników zależy jej wartość.
Do dwóch probówek, zawierających roztwór kwasu octowego dodano: do pierwszej –
wody, do drugiej – roztworu HCl. Jak wpłynie to na stopień i stałą dysocjacji kwasu
octowego?
7. Podać równania dysocjacji kwasu siarkowodorowego oraz wyrażenia na kolejne stałe
dysocjacji. Uszeregować występujące w roztworze jony według malejącej wartości ich
stężeń.
8. Wyprowadzić zależność pomiędzy stopniem dysocjacji, stałą dysocjacji i stężeniem
elektrolitu.
9. Kryterium podziału elektrolitów na mocne i słabe.
10. Dlaczego w przypadku mocnych elektrolitów wprowadzono pojęcie aktywności?
11. W wodnym roztworze kwasu HA stężenie jonów H3O+ wynosi 0,3 M, zaś stężenie
cząsteczek niezdysocjowanych kwasu wynosi 1,7 M. Obliczyć stopień i stałą dysocjacji
kwasu.
12. Jak zmieni się stopień dysocjacji słabego i mocnego elektrolitu po 100-krotnym jego
rozcieńczeniu?
13. Obliczyć stężenie jonów wodorotlenowych w 0,01 M roztworze słabej zasady, której
stała dysocjacji wynosi 1,75 x 10−5.
14. Ile jonów Al3+, moli jonów SO42− zawiera 200 cm3 0,02M roztworu Al2(SO4)3, przy
założeniu całkowitej dysocjacji soli.
15. Obliczyć stężenie jonów H3O+ w 0,01 M roztworze kwasu solnego i 0,05 M roztworze
kwasu octowego.
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr drugi, rok akademicki 2014/2015
3
3. Równowagi w roztworach elektrolitów
16. Obliczyć współczynnik aktywności kationu Mg2+ w roztworze otrzymanym przez
zmieszanie równych objętości 0,002 M MgCl2 i 0,01 M KCl.
17. Ile cząstek (jonów i cząsteczek) znajduje się w 100 cm3 0,1 M roztworu HF, jeżeli stopień
dysocjacji kwasu w tym roztworze wynosi 0,15 (15%).
18. Czym należy tłumaczyć duże przewodnictwo roztworów wodnych HCl i NaOH?
19. Co to jest iloczyn jonowy wody, od czego zależy jego wartość?
20. Zdefiniować pojęcie pH roztworu.
21. Wskaźniki pH i ich dobór.
22. Wskaźnik będący słabym kwasem (HInd) ma stałą dysocjacji K = 10−5. Jego cząsteczkowa
forma jest żółta, a anionowa – zielona. Jaką barwę będzie miał ten wskaźnik w roztworze
o pH =7, a jaką w roztworze o pH = pK ?.
23. Omówić najważniejsze założenia teorii kwasów i zasad Brönsteda. Dlaczego jest ona
szersza od teorii Arrheniusa?
24. Które z wymienionych substancji są w roztworach wodnych kwasami, zasadami lub
amfolitami, zgodnie z teorią Brönsteda: NO3-, PO43-, H2PO4-, Ba2+, Cu2+, Al3+, NH3, NH4+,
CH3COO−, S2−? Odpowiedzi uzasadnić podając równania odpowiednich reakcji z wodą.
25. Na podstawie wartości stałych dysocjacji ocenić względną moc kwasów i zasad w parach:
CN− i NO2−, Na+ i Mg2+, PO43− i CH3COO−, NH4+ i [Fe(H2O)6]3+.
26. Dlaczego wartości pH wody destylowanej i wodociągowej są różne od 7?
27. Od jakich wielkości zależy zdolność danego jonu do hydratacji? Podać przykłady silnie
hydratowanych kationów. Jakie są następstwa tego zjawiska?
28. Trzy probówki zawierały po 1 cm3 0,1M roztworu HCl. Obliczyć zmiany pH w każdej
probówce, jeżeli do pierwszej z nich dodano 9 cm3 wody destylowanej, do drugiej – 9
cm3 0,1M roztworu HCl, do trzeciej – 1 cm3 0,1M NaOH i 8 cm3 wody.
29. Jak zmieni się pH roztworu:
a) mocnej zasady,
b) słabej zasady
po 100. krotnym rozcieńczeniu roztworów?
30. Obliczyć pH roztworu otrzymanego przez rozcieńczenie wodą do objętości 250 cm3 1 cm3
36% roztworu HCl o gęstości 1,18 g/cm3.
31. Jaki będzie odczyn wodnych roztworów następujących substancji: K3PO4, Na2S, KH2PO4,
CrCl3, ZnSO4, Al(CH3COO)3, KNO3, BaCl2? Odpowiedź uzasadnić podając równania
odpowiednich reakcji z wodą.
32. Zmieszano 0,2 M roztwór H3PO4 i roztwór NaOH o nieznanym stężeniu w stosunku
objętościowym 1:5 uzyskując sól o wzorze Na3PO4. Obliczyć stężenie molowe roztworu
NaOH.
33. Do 20 cm3 0,1 M wodnego roztworu NH3 dodano 5 cm3 0,2 M roztworu H2SO4. Obliczyć
pH otrzymanego roztworu. Jakich wskaźników można użyć do identyfikacji tej wartości
pH?
34. Co to są roztwory buforowe, podać po dwa przykłady różnych typów roztworów
buforowych.
35. Na czym polega buforujące działanie tego typu roztworów, omówić na przykładzie
buforu amoniakalnego podając zapisy reakcji.
36. Wyprowadzić wzory na stężenie jonów wodorowych w roztworze buforu octanowego i
amoniakalnego.
37. Zdefiniować “pojemność buforową”, od czego zależy jej wielkość?
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr drugi, rok akademicki 2014/2015
4
3. Równowagi w roztworach elektrolitów
38. Obliczyć zmiany pH po dodaniu 10 cm3 0,1M roztworu NaOH do:
a) 100 cm3 wody,
b) 100 cm3 buforu amoniakalnego, w którym stężenia amoniaku i chlorku amonu są
równe 0,1M.
39. Do buforu octanowego, zawierającego kwas octowy i octan sodu o stężeniu 0,1 M,
dodawano kwasu solnego w takiej ilości, aby jego stężenia były kolejno równe: 2⋅10−2,
5⋅10−2, 10−1 mol⋅dm-3. Obliczyć pH roztworu przed i po dodaniu każdej porcji kwasu
solnego. Powtórzyć obliczenia dla takich samych ilości dodanego roztworu NaOH.
40. 25 cm3 30% roztworu amoniaku o gęstości d = 0,98 g⋅cm−3 rozcieńczono wodą do
objętości 250 cm3. Do roztworu tego wsypano 5,35 g stałego NH4Cl. Zakładając, że
objętość roztworu nie uległa zmianie, obliczyć wartość pH tego roztworu.
41. Zmieszano 50 cm3 1 M roztworu CH3COOH i 150 cm3 0,1 M roztworu KOH. Obliczyć pH
otrzymanego roztworu.
42. Dlaczego reakcja zobojętnienia może być podstawą ilościowego oznaczenia kwasów i
zasad?
43. Co to jest punkt równoważnikowy?
44. Podaj metody identyfikacji punktu równoważnikowego w alkacymetrii.
45. Od czego zależy wybór wskaźnika w miareczkowaniu kwasowo-zasadowym?
46. Na czym polega potencjometryczne miareczkowanie kwasów i zasad?
47. Dlaczego pomiar przewodnictwa elektrycznego roztworu może być wykorzystany do
ilościowego oznaczenia kwasów i zasad?
48. Jak wyznaczysz punkt równoważnikowy w miareczkowaniu potencjometrycznym?
49. Jak wyznaczysz PR w miareczkowaniu konduktometrycznym?
50. Omów zalety metod potencjometrycznego i konduktometrycznego miareczkowania
kwasowo-zasadowego w porównaniu z miareczkowaniem wobec wskaźnika.
51. Jakie jest stężenie kwasu siarkowego, jeżeli na zmiareczkowanie 10 cm3 roztworu zużyto
5cm3 0,005 M roztworu NaOH?
52. Próbkę 5cm3 roztworu NaOH rozcieńczono w 100 cm3. Na zmiareczkowanie 20 cm3
otrzymanego roztworu zużyto 12.5 cm3 0,1M kwasu solnego. Ile gramów NaOH zawiera
próbka?
53. 20 cm3 mieszaniny kwasu solnego i octowego miareczkowano konduktometrycznie 0,5M
roztworem NaOH. Wykreślona krzywa miareczkowania miała dwa punkty przecięcia:
pierwszy przy objętości zasady V = 7,5 cm3, drugi przy V = 12 cm3. Ile moli kwasu solnego
i ile moli kwasu octowego zawierała miareczkowana próbka?
PROPONOWANA LITERATURA
•
•
•
•
•
•
Praca zbiorowa – Ćwiczenia laboratoryjne z chemii ogólnej. I. Część teoretyczna skrypt UG, Wydawnictwo UG, Gdańsk 2011
J. D. Lee - Zwięzła chemia nieorganiczna
P.W. Atkins – Podstawy chemii fizycznej
L. Jones, P. Atkins – Chemia ogólna
L. Pajdowski – Chemia ogólna
M. J. Sienko, R. A. Plane – Chemia. Podstawy i zastosowania
RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW – INSTRUKCJA
Chemia ogólna z elementami chemii fizycznej – ćwiczenia laboratoryjne
Licencjat Biotechnologii, semestr drugi, rok akademicki 2014/2015
5