VII. RÓWNOWAGA W ROZTWORACH

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE
Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. K. Moskwa
CZĘŚĆ TEORETYCZNA
1. Dysocjacja elektrolityczna
Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych rozpuszczalnikach) rozpadają się na
jony nazywamy elektrolitami. Substancje te mają zdolność przewodzenia prądu elektrycznego.
Proces rozpadu substancji na jony (pod wpływem rozpuszczalnika) nosi nazwę dysocjacji elektrolitycznej.
Elektrolitami są substancje o budowie jonowej (np. sole), a także liczne substancje o wiązaniach
kowalencyjnych, które tworzą jony dopiero wskutek oddziaływania ich cząstek z rozpuszczalnikiem (np. HCl,
H2S, HCN). Proces dysocjacji będzie zależał od rodzaju wiązań w cząsteczce rozpuszczonej jak i od rodzaju
rozpuszczalnika. Woda, ze wględu na dipolowy charakter cząsteczki jest dobrym rozpuszczalnikiem dla
substancji posiadających wiązanie jonowe lub atomowe spolaryzowane. Wodne roztwory kwasów, zasad i
soli nieorganicznych są elektrolitami.
W rozpuszczalnikach organicznych niewodnych nie zachodzi proces rozpadu na jony, a związki
nieorganiczne w nich rozpuszczone występują w formie cząsteczkowej.
W częssci teoretycznej niniejsszego ćwiczenia omówione zostały głównie zjawiska zachodzące w
roztworach wodnych. W częsci eksperymentalnej zostaną wykazane na odpowiednich przykładach różnice w
zachowaniu się tych samych substancji w roztworach wodnych i niewodnych.
1.1. Stopień dysocjacji
Ogólnie dysocjacja substancji AB lub AnBm roztworze zachodzi według schematu:
AB
+
A + B
-
+
na przykład:
lub
AnBm
m+
n
A + mB
-
HNO3
H + NO3
2+
Ca(OH)2
Ca + 2OH
3+
2Al2(SO4)3
2Al + 3SO4
Stosunek liczby cząsteczek (moli) rozpadających się na jony do ogólnej liczby cząsteczek (moli)
rozpuszczonych nosi nazwę stopnia dysocjacji elektrolitycznej .
n
α = zd
no
(2)
- stopień dysocjacji
nzd - liczba cząsteczek (moli) rozpadających się na jony
no - ogólna liczba cząsteczek (moli) rozpuszczonych.
Stopień dysocjacji może przyjmować wartości 0 < < 1. W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity
dzielimy na mocne, średniej mocy i słabe. Im więcej cząsteczek ulega rozpadowi na jony, tym mocniejszy jest
elektrolit. Stopień dysocjacji elektrolitów wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu.
Mocne elektrolity to:
- prawie wszystkie sole nieorganiczne
- część kwasów nieorganicznych (np. HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HI)
- wodorotlenki litowców i berylowców z wyjątkiem Be(OH) 2 i Mg(OH)2
Słabe elektrolity to:
- część kwasów nieorganicznych (H2S, HCN, H2CO3)
- część wodorotlenków nieorganicznych (NH4OH, większość wodorotlenków metali dwu- i trójwartościowych)
- kwasy i zasady organiczne
Średniej mocy elektrolity to np. H3PO4, H2SO3, H3AsO4 .
1.2. Stała dysocjacji
W słabych elektrolitach cząsteczki niezdysocjowane znajdują się w stanie równowagi z produktami
dysocjacji (jonami). Reakcję dysocjacji dla słabego elektrolitu można zapisać jako reakcję odwracalną stosując
równania ( 1 ).
+
Na przykład:
CH3COOH
CH3COO + H
2+
Mg(OH)2
Mg + 2OH
1
W stanie równowagi, tzn.gdy szybkości reakcji w obu kierunkach są jednakowe, możemy określić
stałą równowagi reakcji zgodnie z równaniami:
K AB =
[A ] [B - ]
[ AB]
K AnBm =
[A m ]n [Bn- ]m
[ AnBm ]
(3)
Na przykład:
KCH3COOH =
[CH3COO - ] [H+ ]
[CH3COOH]
KMg(OH)2 =
[Mg 2 ] [OH - ]2
[Mg(OH) 2 ]
3
Nawiasy kwadratowe oznaczają stężenie wyrażone w mol/dm .
Stałą K równowagi reakcji dysocjacji nazywamy stałą dysocjacji.
Stała dysocjacji jest to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek nie zdysocjowanych.
Stałą dysocjacji wyznacza się tylko dla słabych lub średniej mocy elektrolitów. Dla elektrolitów mocnych stężenie
[AB] lub [AnBm] jest bliskie zeru. Stałych dysocjacji dla mocnych elektrolitów na ogół nie definiuje się, gdyż
wartości ich są bardzo duże i zwykle wyraźnie zmieniają się ze stężeniem.
Kwasy wieloprotonowe, zawierające w swojej cząsteczce kilka atomów wodoru, dysocjują stopniowo.
Dla każdego etapu dysocjacji możemy wyznaczyć stałą równowagi reakcji. Wartość stałej dysocjacji pierwszego
stadium jest zawsze większa od kolejnych stadiów stałych dysocjacji, np:
+
H3PO4
H2PO4
2HPO4
-
H + H2PO4
+
2H + HPO4
+
3H + PO4
-3
K1 = 7,51 . 10
-8
K2 = 6,23 . 10
-13
K3 = 2,2 . 10
Również wodorotlenki posiadające kilka grup wodorotlenkowych dysocjują stopniowo. Dla każdego
etapu dysocjacji ustala się odpowiednia równowaga reakcji, którą można określić za pomocą stałej dysocjacji.
Stała dysocjacji, w odróżnieniu od stopnia dysocjacji, nie zależy od stężenia elektrolitu, lecz wyłącznie
od temperatury - ze wzrostem temperatury wartość stałej dysocjacji wzrasta.
1.3. Prawo rozcieńczeń Ostwalda
Zależność pomiędzy stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji dla słabych elektrolitów określa prawo
rozcieńczeń Ostwalda wyrażone wzorem:
2
K=
Cm
1
(4)
- stopień dysocjacji
K - stała dysocjacji
Cm - stężenie molowe elektrolitu
Dla bardzo słabych elektrolitów stopień dysocjacji
jest tak mały, że 1rozcieńczeń Ostwalda można przedstawić wzorem przybliżonym:
K=
2
C
(5)
lub po przekształceniu:
=
K
C
1. Wówczas prawo
(6)
Ze wzoru tego wynika, że stopień dysocjacji słabego elektrolitu jest odwrotnie proporcjonalny do
pierwiastka kwadratowego z jego stężenia. W miarę rozcieńczania dowolnego słabego elektrolitu wzrasta
jego stopień dysocjacji.
2. Iloczyn jonowy wody, pH roztworów wodnych
Czysta woda jest bardzo słabym elektrolitem, którego część cząsteczek ulega rozpadowi na jony wg
równania:
2H2O
H3O+ + OHW uproszczony sposób dysocjację elektrolityczną wody można zapisać:
+
H2O
H + OH
W stanie równowagi, zgodnie z równaniem 4. Stała dysocjacji wody określona jest wzorem:
2
K H2O =
[H + ] [OH - ]
[H2 O]
Stężenie cząsteczek nie zdysocjowanych jest stałe i wynosi [ H 2O ] = 55,55 mol/dm
o
Stała dysocjacji wody w temperaturze 25 C wynosi 1,8 10-16
A więc:
+
-
-16
K · [H2O] = [H ] [OH ] = 1,8 10
· 55,55 = 10
3
-14
Iloczyn K·[H2O] oznaczamy jako L i nazywamy iloczynem jonowym wody.
+
-
-14
L = [H ] · [OH ] = 10
(7)
+
-
-7
W czystej wodzie stężenia jonów wodorowych i wodorotlenkowych są sobie równe: [H ] = [OH ] = 10
-7
Jeśli w roztworze :
[H+] = 10 to roztwór jest obojętny
-7
[H+] 10 to roztwór jest kwaśny
-7
[H+] 10 to roztwór jest zasadowy.
W celu wyrażenia kwasowości lub zasadowości roztworu (czyli tzw. odczynu roztworu) używa się
pojęcia pH (tzw. współczynnik Sorensena), który został zdefiniowany jako ujemny logarytm ze stężenia
molowego jonów wodorowych.
+
pH = -log [H ]
(8)
pH = 7 roztwór jest obojętny
pH < 7 roztwór jest kwaśny
pH > 7 roztwór jest zasadowy
Znając kwasowość lub zasadowość roztworu określoną stężeniem jonów wodorowych bądź
wodorotlenkowych łatwo obliczyć pH roztworu. Niewielkie zmiany pH wpływają na przebieg wielu procesów
chemicznych, zarówno biologicznych jak i przemysłowych.
Pomiary pH można wykonać przy pomocy wskaźników lub papierków wskaźnikowych, a dokładnie przy
pomocy pH - metru. Wskaźniki są to słabo zdysocjowane kwasy lub zasady organiczne, które zmieniają swoją
barwę w zależności od pH roztworu. Zmiana zabarwienia jest wynikiem zmiany stopnia dysocjacji własnej
wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczny dla siebie zakres pH, w którym następuje stopniowa zmiana
barwy. Zakres ten często nazywamy zakresem czułości danego wskaźnika.
Zatem, gdy
2.1. Przykłady obliczeń pH
Przykład 1.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu HCl, przyjmując, że jest on całkowicie zdysocjowany na jony ( = 1).
Rozwiązanie: Rzeczywiste stężenie jakiegokolwiek z jonów elektrolitu wynosi:
C = C · ·n
C - stężenia molowe elektrolitu
- stopień dysocjacji
n - liczba jonów danego rodzaju, która powstaje z 1 cząsteczki elektrolitu
+
HCl
H + Cl
+
-3
3
zatem [H ] = 0,001· 1· 1 = 10 mol/dm
-3
czyli pH = -log 10 = 3
(9)
Odpowiedź: pH roztworu wynosi 3.
Przykład 2.
Obliczyć pH 0,001 m roztworu Mg(OH)2, przyjmując, że jest on zdysocjowany w 50% ( = 0,5).
Rozwiązanie:
Mg(OH)2
+2
Mg
+ 2OH
-
-
-3
Stężenie jonów wodorotlenowych [OH ] = 0,001· 0,5· 2 = 10
+
Korzystając ze wzoru (7) na iloczyn jonowy wody obliczamy stężenie jonów wodorowych [H ]
3
[H+ ] =
Odpowiedź:
10-14
10-14
=
= 10-11
[OH - ] 10-3
-11
stąd pH = -log 10
= 11
pH roztworu roztworu wodorotlenku magnezu wynosi 11.
3. Reakcje jonowe
Elektrolity, jak już wcześniej wspomniano, w roztworach wodnych występują w postaci jonów. Jony w
roztworze wodnym bardzo łatwo ze sobą reagują, przy czym szybkość reakcji, w porównaniu z szybkością
reakcji między nieelektrolitami jest duża. Reakcje jonowe przebiegają niemal natychmiast. Jeżeli kwasy, zasady i
sole reagują ze sobą, to reakcja zachodzi pomiędzy jonami a nie cząsteczkami.
Reakcje między jonami zachodzą wówczas, gdy w wyniku reakcji powstanie:
- substancja trudno rozpuszczalna
- substancja słabo zdysocjowana
Rozpatrzmy pierwszy przypadek, tj. powstawania trudno rozpuszczalnej substancji, na przykład AgCl.
Charakterystyczne jest, że bez względu na rodzaj soli, kation daje z właściwym anionem ten sam produkt
reakcji:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Ag2SO4 + 2KCl = 2AgCl + K2SO4
lub jonowo:
+
+
+
Ag + NO3 + Na + Cl = AgCl + Na + NO3
+
2+
+
22Ag + SO4 + 2K + 2Cl = 2AgCl + 2K + SO4
Skreślając po obu stronach równania jony, które nie biorą udziału w reakcji, powyższe reakcje można zapisać w
formie skondensowanej:
+
Ag + Cl = AgCl
Przykładem drugiego typu reakcji jest powstawanie słabo zdysocjowanej substancji, na przykład:
CH3COONa + HCl = CH3COOH + NaCl
lub jonowo:
+
+
+
CH3COO + Na + H + Cl = CH3COOH + Na + Cl
+
Jak widać z powyższych reakcji, jony Na i Cl- nie biorą udziału w reakcji, a więc równanie tej reakcji można
zapisać w skróconej formie:
+
CH3COO + H = CH3COOH
Pisząc reakcje jonowe, wzory mocnych elektrolitów przedstawiamy w formie jonowej, natomiast wzory
substancji trudno rozpuszczalnych i słabo zdysocjowanych w postaci cząsteczkowej. Jony, które nie wchodzą w
reakcję pomijamy.
4. Hydroliza soli
Hydroliza jest to reakcja jonów soli z wodą.
Po dodaniu niewielkiej ilości soli do wody otrzymamy roztwór, który zależnie od rodzaju rozpuszczonej
soli może mieć odczyn obojętny, kwaśny lub zasadowy. Przyczyną tego zjawiska są reakcje jonów soli z wodą,
czyli hydroliza.
Hydroliza jest reakcją odwrotną do reakcji zobojętniania:
zobojętnienie
sól + woda
kwas + zasada
hydroliza
Hydrolizie ulegają tylko sole, których jony mają zdolność przyjmowania lub oddawania protonów w
środowisku wodnym. Do soli tego typu należą z reguły:
- sole słabych kwasów i mocnych zasad,
- sole mocnych kwasów i słabych zasad
- sole słabych kwasów i słabych zasad.
Sole mocnych kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują, ich jony w środowisku wodnym nie przyjmują i nie
oddają protonów.
4.1. Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad
Tego rodzaju sole hydrolizują w roztworach wodnych powodując odczyn zasadowy. Na przykład cyjanek
potasu KCN jest solą pochodzącą od bardzo słabego kwasu cyjanowodorowego HCN i mocnej zasady
potasowej KOH. Po rozpuszczeniu tej soli w wodzie zachodzi reakcja :
+
-
K + CN + H2O
+
HCN + K + OH
-
4
lub:
-
CN + H2O
HCN + OH
-
W wyniku łączenia się jonów soli z wodą tworzy się słaby kwas HCN (w małym stopniu zdysocjowany) i
mocna zasada KOH (całkowicie zdysocjowana na jony). Znajdujące się w roztworze jony OH nadają roztworowi
odczyn zasadowy. (pH > 7).
4.2. Hydroliza soli słabych zasad i mocnych kwasów
W wyniku hydrolizy tego typu soli odczyn roztworu staje się kwaśny (pH < 7). Jako przykład podano się
hydrolizę chlorku amonu NH4Cl.
+
+
NH4 + Cl + H2O
NH4OH + H + Cl
+
+
lub:
NH4 + H2O
NH4OH + H
Tworzący się w wyniku hydrolizy wodorotlenek amonu jest słabą zasadą, a więc słabo zdysocjowaną na
+
jony. Natomiast HCl jest silnie zdysocjowanym na jony kwasem i znajdujące się w roztworze jony H nadają mu
odczyn kwaśny.
4.3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad
Sole słabych kwasów i słabych zasad w roztworze wodnym ulegają hydrolizie, a odczyn wodnych
roztworów tych soli będzie słabo kwaśny lu słabo zasadowy zależnie od tego, który z utworzonych elektrolitów,
kwas czy zasada, jest mocniejszy (w większym stopniu zdysocjowany). Jako przykład omówiona zastanie
reakcja hydrolizy węglanu amonu.
+
22NH4 + CO3 + H2O
2NH4OH + H2CO3
Małe wartości stałych dysocjacji tworzącego się wodorotlenku amonu i kwasu węglowego powodują powstanie
znacznej ilości obu tych związków w roztworze ( są one w małym stopniu zdysocjowane na jony).
KNH4OH
[NH4 ] [OH - ]
= 1,79 10-5
[NH4OH]
[H + ] [HCO 3 ]
= 4,47 10 -7
[H 2 CO 3 ]
Wartość stałej dysocjacji wodorotlenku amonu jest większa od stałej dysocjacji kwasu węglowego, a
więc reakcja hydrolizy węglanu amonu ma charakter słabo alkaliczny.
K H2CO3
4.4. Sole mocnych kwasów i mocnych zasad
Sole tej grupy nie ulegają hydrolizie, a ich roztwory wykazują odczyn obojętny (pH = 7). Spróbujmy wg
poprzednich reguł podać równanie reakcji chlorku sodu z wodą:
+
+
Na + Cl + H2O
Na + Cl + H2O
Po prawej i po lewej stronie równania mamy takie same reagenty, stąd wniosek, że sole mocnych
kwasów i mocnych zasad nie hydrolizują.
5. Związki kompleksowe.
Jeżeli bezbarwny, bezwodny siarczan(VI) miedzi(II) CuSO4 rozpuścimy w wodzie, jon miedzi Cu
ulega hydratacji przyłączając czasteczki wody. Jon [Cu(H2O)4] przyjmuje barwę niebieską. Gdy do takiego
roztworu dodamy amoniaku i cząsteczki wody zostaną zastąpione cząsteczkami amoniaku, roztwór uzyskuje
barwę lazurowo-niebieską :
CuSO4 + 4H2O
[Cu(H2O)4]SO4
[Cu(H2O)4] + 4NH3(aq)
[Cu(NH3)4] + 4H2O
Powstające tutaj wiązanie koordynacyjne pomiędzy kationem metalu zwanym atomem centralnym lub
jonem centralnym a koordynowanymi cząsteczkami lub jonami ujemnymi mającymi wolną parę elektronów
zwanymi ligandami nazywamy wiązaniem kompleksowym.
2+
Cu
2+
[Cu(H2O)4]
2+
2
2
6
2
6
o
(1s 2s 2p 3s 3p 3d )
2
2
6
2
6
9
konfiguracja jonu Cu
2
2+
w soli bezwodnej
6
(1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p ) cztery pary elektronów wiązania koordynacyjnego
[Cu(NH3)4]
5
Adsorpcję światła przez związki nieorganiczne w zakresie widzialnym obserwuje się przede wszystkim
u jonów mających niecałkowicie wypełniony podpoziom d osłonięty wyższym podpoziomem zapełnionym przez
elektrony (jony barwne).
Liczbę atomów ligandowych bezpośrednio koordynowanych przez jon centralny nazywa się liczbą
koordynacyjną (LK) i jest ona charakterystyczna dla danego atomu centralnego.
Wartość liczby koordynacyjnej (najczęściej 2, 4 lub 6) wynika z liczby wolnych miejsc dla elektronów w
atomie lub w jonie centralnym, z drugiej strony zależy od rozmiarów jonu centralnego i ligandów. Ligandy
rozmieszczone są symetrycznie wokół atomu lub jonu centralnego tworząc odpowiednią figurę geometryczną.
Tab.2. Liczba koordynacyjna i budowa przestrzenna jonów kompleksowych.
Liczba
Konfiguracja
Jon metalu
koordynacyjna przestrzenna
+
+
+
Ag ,Au , Cu
2+
2+
2+
Cu , Ni , Pd , Pt
3+
+
2+
3+
2+
2+
2+
2+
2+
2+
Al , Au , Cd , Co , Cu , Ni , Zn
3+
3+
2+
2+
3+
2+
Al , Co , Co , Cr , Cu , Fe , Fe , Ni , Pt
4+
Przykład
+
2
liniowa
[Ag(NH3)2]
4
kwadrat
[Pt(NH3)4]
4
czworościan
[Zn(NH3)4]
6
ośmiościan
[Co(NH3)6]
2+
2+
3+
5.1. Nomenklatura związków kompleksowych
Formułujac wzory zwiazków kompleksowych umieszcza się symbole zarówno jonu centralnego jak i
otaczających go ligandów w nawiasie kwadratowym. Nawias obejmuje zatem sferę koordynacji. Kompleks może
=
3być kationem, np. [Ag(NH3)2] , cząsteczką obojetną, np. [PtCl2(NH3)2] lub anionem, np. [Fe(CN)6] .
Słownictwo związków kompleksowych opiera się na nastepujących zasadach:
1) Najpierw wymienia się liczbę i nazwę ligandów, przy czym pierwszeństwo mają ligandy ujemne, a po nich
ligandy obojetne (ligandy nieorganiczne przed organicznymi).
2) Stopień utlenienia jonu centralnego oznacza się cyfrą rzymską (po nazwie kompleksu).
3) Nazwy anionów kompleksowych tworzy się przez podanie liczby ligandów oraz nazwy pierwiastka z
końcówką -an i stopnia utlenieniia jonu centralnego w nawiasach.
4) W kompleksach kationowych oraz o wypadkowym ładunku równym zeru nazwy atomu centralnego nie
zmienia się.
5) Nazwę związku koordynacyjnego podaje się wg ogólnych zasad ustalonych dla zwiazków nieorganicznych a
więc, jeśli jon kompleksowy jest anionem rozpoczyna nazwę związku. Natomiast gdy jest kationem, wówczas
znajduje się w nazwie związku na miejscu drugim.
6) Nazwy związków kompleksowych, które nie zawierają jonów tworzy się podając nazwę atomu centralnego w
pierwszym przypadku.
Nazwy najczęściej spotykanych ligandów i przykłady związków kompleksowych podano w tabeli 3.
Tab.3. Nazwy najczęściej spotykanych ligandów oraz przykłady związków kompleksowych:
Wzór
Nazwa ligandu
Przykład związku kompleksowego
Nazwa związku
Cl
-
chloro
K3[CoCl4]
czterochlorokobaltan(II) potasu
-
fluoro
Na2[CoF6]
sześciofluorokobaltan(IV) sodu
-
bromo
K[AuBr4]
czterobromozłocian(III) potasu
jodo
K[BiI4]
czterojodobizmutan(II) potasu
hydroksy
Li2[Sn(OH)6]
sześciohydroksycynian(IV) litu
akwa
[Co(H2O)6]Cl2
chlorek sześcioakwakobaltu(II)
cyjano
[Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]
sześciocyjanożelazian(II)
sześcioaminaniklu(II)
tiocyjaniano
(rodano)
K3[Fe(SCN)6]
sześciorodanożelazian(III) potasu
2C2O4
szczawiano
(NH4)2[(Ni(C2O4)2]
dwuszczawianoniklan(II) amonu
CO
karbonylo
Hg[Fe(CO)4]
czterokarbonylożelazian(II) rtęci(II)
NH3
amina
[CrCl(NH3)5 ]Cl2
chlorek chloropięcioaminachromu(III)
F
Br
-
I
OH
-
H2O
CN
-
SCN
-
6
5.2. Dysocjacja związków kompleksowych
Związki kompleksowe ulegają dysoacjaji, tak jak zwykłe sole, na (w zależności od budowy) kation metalu i
anion kompleksowy lub kation kompleksowy i anion reszty kwasowej. Przykłady dysocjacji związków
kompleksowych:
+
[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2] + Cl
2-
[Cu(H2O)4]SO4 → [Cu(H2O)4]2+ + SO4
+
2-
(NH4)2[Ni(C2O4)2] → 2NH4 + [Ni(C2O4)2]
+
3-
Na3[Cr(CN)6] → 3Na + [Cr(CN)6]
PYTANIA KONTROLNE
1. Zdefiniować pojęcia: dysocjacja elektrolityczna, stała dysocjacji, stopień dysocjacji.
2. Jaką zależność określa prawo rozcieńczeń Ostwalda?
3. Napisać reakcje powstawania trudno rozpuszczalnych substancji: KI, PbCl 2, Cu(OH)2 i Ag2CrO4 w postaci
cząsteczkowej i jonowej.
4. Co to jest hydroliza soli?
5. Które sole ulegają hydrolizie?
6. Jak hydrolizują następujące sole: CrCl3, K2CO3, NaCN, NaNO3, K2SO4, CH3COONa. Przedstawić ich
hydrolizę za pomocą odpowiednich reakcji i określić odczyn tych roztworów.
7. Co to jest iloczyn jonowy wody?
8. Podać definicję pH.
9. Obliczyć pH następujących roztworów:
a) 0,1 m HCN (zakładając, że = 0,01%)
b) 0,1 m NH4OH (zakładając, że = 1%)
10. Obliczyć stężenie H+ i OH- w roztworach wodnych o pH równych:
a) pH = 7, b) pH = 4, c) pH = 9
11. Zdefiniować pojęcia: liczba koordynacyjna, atom centralny, ligandy.
12. Podać wartościowość i liczbę koordynacyjną pierwiastka kompleksotwórczego oraz nazwę następujących
związków:
a) K[AuBr4],
b) K2[Cd(CN)4],
c) [Cu(NH3)4](OH)2,
d) [Co(OH)6]Cl2.
13.Zapisać równania dysocjacji powyższych związków kompleksowych.
Literatura:
1. Praca zbiorowa pod redakcją K. Moskwy : „Ćwiczenia laboratoryjne z chemii z elementami teorii
obliczeń dla mechaników„ skrypt AHG , str. 100 – 111, Kraków 2000 r.
i
7
CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA
Ćw. 1. Określenie pH za pomocą papierków uniwersalnych.
Sprzęt: - statyw z probówkami
Odczynniki:
- NaNO3, NH4Cl, MgCl2, AlCl3, Na2CO3, Na2HPO4.
- papierki uniwersalne
Opis ćwiczenia
W ćwiczeniu tym należy określić pH poszczególnych roztworów za pomocą papierków uniwersalnych.
3
W tym celu należy nalać do próbówek po 1 cm odpowiednich soli. Następnie roztworami tymi kolejno zwilżać
papierek uniwersalny i barwę jego porównać ze skalą barw wskaźnika uniwersalnego, podającego pH z dokładnością do 1.
Ćw. 2. Stała i stopień dysocjacji CH3COOH w roztworze wodnym
Sprzęt:
- statyw z probówkami
- pH-metr
- elektroda uniwersalna
- papierki uniwersalne
- zlewki
Odczynniki:
- 1 M CH3COOH
- 0,01 M CH3COOH
Opis ćwiczenia
Określić pH 0,01M i 1M roztworu kwasu octowego orientacyjnie za pomocą papierka uniwersalnego.
Zmierzyć dokładnie pH tych roztworów za pomocą pH-metru. Obliczyć stężenie jonów
wodorowych
odpowiadające wyznaczonym wartościom pH dla obu roztworów.
Technika pomiarowa. pH-metr jest przystosowany do współpracy z elektrodą kombinowaną lub z zestawem
elektrod do pomiaru pH złożonego z elektrody szklanej i elektrody odniesienia. Przed pomiarem przyrząd wraz z
elektrodami wycechować cecho za pomocą roztworów wzorcowych wskazanych przez asystenta. Po
wycechowaniu pH-metru można przystąpić do pomiaru pH badanych roztworów. Każdorazowo przy zmianie
roztworu należy opłukiwać dokładnie elektrody wodą destylowaną i osuszyć bibułą. Pomiar pH pojedynczego
roztworu powinien trwać ok. 5 minut (ustalenie równowagi jonowej).
Ćw.3. Reakcje jonowe otrzymywania trudno rozpuszczalnych soli.
Sprzęt:
- statyw z probówkami
Odczynniki: - 1M BaCl2
- 1M Ba(NO3)2
- 1M Na2SO4
- 1M H2SO4
Opis ćwiczenia
3
3
Do dwóch probówek nalać po 1 cm BaCl2, do dwóch następnych po 1cm Ba(NO3)2. Wytrącić osad
BaSO4 dodając kroplami H2SO4 do probówki zawierającej BaCl2 i następnie Ba(NO3)2. Podobnie, w pozostałych
probówkach wytrącić osad dodając kroplami Na2SO4.
Zapisać zachodzące reakcje w postaci jonowej i cząsteczkowej w odpowiedniej tabeli w arkuszu
sprawozdania.
Ćw. 4. Otrzymywanie czterojodobizmutanu(III) potasu.
Sprzęt: - próbówki w statywie
Odczynniki: - 1M Bi(NO3)3,
- 0,5M KI
Opis ćwiczenia:
Do próbówki zawierającej 3-4 krople roztworu azotanu(V) bizmutu(III) dodawać kroplami 0,5M roztworu jodku
potasu. Powstały osad jodku bizmutu(III) rozpuscić w nadmiarze KI, dodając jeszcze kilka kropli roztworutego
odczynnika. Zachodzą następujące reakcje:
Bi(NO3)3 + 3KI = ↓BiI3 + 3KNO3
BiI3 + KI = K[BiI4]
8
Ćw. 5. Otrzymywanie wodorotlenku czteroaminamiedzi(II).
Sprzęt: - próbówki w statywie
Odczynniki: - bezwodny CuSO4,
- 25% NH4OH
Opis ćwiczenia:
Do próbówki zawierającej 1cm3 wody dodać niewielką ilość bezwodnego siarczanu(VI) miedzi(II).
Po rozpuszczeniu soli dodac 25% roztworu amoniaku do całkowitego rozpuszczenia wytrącającego się
początkowo osadu wodorotlenku miedzi. Obserwować zmiany zabarwienia spowodowane powstawaniem
związku kompleksowego. Zachodzą następujące reakcje reakcje:
CuSO4 + 5H2O = CuSO4·5H2O
CuSO4 + 2NH4OH = ↓Cu(OH)2 + (NH4)2SO4
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Ćw. 6. Otrzymywanie związku o kationie i anionie kompleksowym
Sprzęt: - próbówki w statywie
Odczynniki: - 1M K4[Fe(CN)6],
- 1M NiSO4,
- 25% NH4OH
Opis ćwiczenia:
Do próbówki wlać 2 krople szesciocyjanożelazianu(II) potasu K4[Fe(CN)6] i 4 krople roztworu siarczanu(VI)
niklu(II). Do otrzymanego osadu dodać 25% roztworu amoniaku do rozpuszczenia się osadu cyjanozelazianu(II)
niklu(II). Równocześnie zwrócić uwagę na strącanie się jasno fioletowych kryształów soli kompleksowej
[Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6].
K4[Fe(CN)6] + 2NiSO4 = ↓Ni2[Fe(CN)6] + 2K2SO4
Ni2[Fe(CN)6] + 12NH3 = ↓[Ni(NH3)6]2[Fe(CN)6]
Ćw. 7. Badanie trwałości jonów kompleksowych.
Sprzęt: - próbówki w statywie
Odczynniki: - 1M AgNO3,
- 1M NaCl,
- 25% NH4OH,
Opis ćwiczenia:
Do próbówki wlać 4-5 kropli roztworu azotanu(V) srebra i taką samą objętość chlorku sodu. Otrzymany
osad chlorku srebra rozpuścić w 25% roztworze amoniaku. Do otrzymanego roztworu soli kompleksowej dodać
2M roztworu kwasu azotowego(V) aż do utworzenia się białego osadu chlorku srebra.
AgNO3 + NaCl = ↓AgCl + NaNO3
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = ↓AgCl + 2NH4NO3
Ćw. 8. Redukcja sześciocyjanożelazianu(III) potasu.
Sprzęt: - próbówki w statywie
Odczynniki: - 1M KI,
- 2M KCl,
- benzen,
- krystaliczny K3[Fe(CN)6]
Opis ćwiczenia:
Do próbówki wprowadzić 8-10 kropli roztworu jodku potasu, 6-8 kropli 2M roztworu kwasu solnego i 5-6
kropli benzenu. Zwrócić uwagę, że warstwa benzenu pozostaje bezbarwna. Dodać kilka kryształków
sześciocyjanożelazianu(III) potasu K 3[Fe(CN)6] i roztwór zamieszać bagietką. Wydzielający się wolny jod
zabarwia warstwę benzenu.
2KI + 2K3[Fe(CN)6] → 2K4[Fe(CN)6] + I2
9
Nazwisko, imię:
20...../.....
Wydz.
Podpis
prowadzącego
Temat: RÓWNOWAGI
W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW
ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE
Gr.
Ćw. 1 Określenie pH za pomocą papierków uniwersalnych
Badana sól
Pomiar pH
Odczyn po
hydrolizie
Reakcje hydrolizy
NaNO3
NH4 + Cl- + H2O = NH4OH + H+ + Cl-
NH4Cl
pH<7 (kwaśny)
MgCl2
AlCl3
Na2CO3
Na2HPO4
Ćw. 2. Stała i sopień dysocjacji CH3COOH w roztworze wodnym
Roztwór kwasu
Pomiar pH
octowego
(pap.uniwersalny)
Stopień
dysocjacji
Stężenie jonów
wodorowych
+
[H ]
Pomiar pH
(pH – metr)
Stała dysocjacji
K
1M
0,01M
+
Obliczenia [H ],
i K proszę wykonać na podstawie wzorów 2, 3, 4, 5, 9 na odwrotnej stronie sprawozdania.
Ćw. 3. Reakcje jonowe otrzymywania trudno rozpuszczalnych soli
Substancje reagujące
Zachodząca reakcja cząsteczkowa i jonowa
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4
BaCl2 + H2SO4
2+
Ba
-
+
2-
+ 2HCl
+ 2Cl + 2H + SO4 = BaSO4
+
-
+ 2H + 2Cl
Ba(NO3)2 + H2SO4
BaCl2 + Na2SO4
Ba(NO3)2 + Na2SO4
1
0
Ćw. 4-8. Reakcje otrzymywania związków kompleksowych
Nr
ćw.
Zapis jonowy przebiegających reakcji
oraz reakcje dysocjacji kompleksów
Postać i
LK atomu
zabarwienie centralnego
4
5
6
7
8
1
1