Chemia Ogólna I - laboratorium - BIOL

Chemia Ogólna I
laboratorium
I rok Chemii
Studia stacjonarne I stopnia
Tematy ćwiczeń
Ćwiczenie 1
Organizacja i zasady pracy w laboratorium
Wprowadzenie w technikę pracy laboratoryjnej
Ćwiczenie 2
Podstawowe czynności laboratoryjne
Ćwiczenie 3
Roztwory właściwe
Ćwiczenie 4
Typy reakcji chemicznych
Ćwiczenie 5
Kinetyka i równowaga reakcji chemicznych
Ćwiczenie 6
Kataliza reakcji chemicznych
Ćwiczenie 7
Dysocjacja elektrolityczna
Stała i stopień dysocjacji
Ćwiczenie 8
Protoliza soli
Ćwiczenie 9
Stężenie jonów wodorowych – wskaźniki pH
Iloczyn jonowy wody
Ćwiczenie 10
Badanie amfoteryczności wodorotlenków
Ćwiczenie 11
Oznaczanie stężenia jonów wodorowych w roztworach kwasów
i zasad
Ćwiczenie 12
Oznaczanie pH produktów żywnościowych
ĆWICZENIE 1 – ORGANIZACJA I ZASADY PRACY W LABORATORIUM
WPROWADZENIE W TECHNIKĘ PRACY
LABORATORYJNEJ
Doświadczenie 1 – Zapoznanie się ze sprzętem laboratoryjnym
Wykonanie:
Obejrzeć dokładnie dostępny sprzęt laboratoryjny. W sprawozdaniu podać nazwę, zastosowanie
oraz rysunek szkicowy.
Doświadczenie 2 – Zapoznanie się z budową i działaniem palnika
Wykonanie:
Zapalić prawidłowo palnik. Wyregulować dopływ gazu przez odpowiednie odkręcenie tarczy w celu
uzyskania prawidłowego płomienia.
Uwaga!
NIE WOLNO KORZYSTAĆ Z USZKODZONEGO PALNIKA!
Doświadczenie 3 – Ogrzewanie cieczy
Sprzęt: probówka, zlewka, kolba płaskodenna, kolba okrągłodenna, palnik gazowy, siatka azbestowa,
trójnóg, szczypce metalowe, łaźnia wodna, płaszcz grzejny
Wykonanie:
Obejrzeć pokaz prawidłowego ogrzewania cieczy w probówce, zlewce, kolbie płaskodennej oraz
okrągłodennej. W sprawozdaniu przedstawić opis omawianej czynności laboratoryjnej z zastosowaniem
wykorzystanych zestawów.
WYMAGANIA
Zasady udzielania pierwszej pomocy. Znajomość podstawowego sprzętu laboratoryjnego. Budowa
i działanie palnika gazowego. Mycie szkła laboratoryjnego. Karty charakterystyki odczynników
chemicznych. Ogrzewanie, chłodzenie, suszenie substancji stałych i cieczy. Łaźnie powietrzne i cieczowe.
ĆWICZENIE 2 – PODSTAWOWE CZYNNOŚCI LABORATORYJNE
Doświadczenie 1 – Odmierzanie objętości – zapoznanie się z techniką pipetowania
Wykonanie:
Korzystając z pipet o różnej objętości odmierzyć ściśle określoną ilość wody np. 2 mL, 3 mL.
Policzyć liczbę kropli z pipety o objętości 1 mL i 2 mL.
Doświadczenie 2 – Odmierzanie objętości – posługiwanie się biuretą
Wykonanie:
Napełnić biuretę wodą i odmierzyć z biurety następujące objętości wody: 5 mL, 15 mL, 25 mL
z dokładnością do 0,1 mL.
Doświadczenie 3 – Ważenie – zapoznanie się z techniką ważenia i sporządzenie odważki
Sprzęt i odczynniki: waga elektroniczna, naczynka wagowe, łyżeczki i łopatki porcelanowe, stały
Ni(NO3)2·6H2O, stały CoSO4·7H2O
Wykonanie:
Na wadze z dokładnością do 0,001 g, odważyć azotan(V) niklu(II) oraz siarczan(VI) kobaltu(II) w celu
sporządzenia roztworów wyżej wymienionych soli o stężeniu 0,1 mol/L. W sprawozdaniu przedstawić
obliczenia wyznaczonej masy podanych substancji do sporządzenia roztworów. Omówić zasady
prawidłowej techniki ważenia.
Doświadczenie 4 – Sporządzanie roztworów – rodzaje stężeń
Sprzęt i odczynniki: kolby miarowe (100 mL), pipety (10 mL), tryskawki, stały Ni(NO3)2·6H2O, stały
CoSO4·7H2O, 3% roztwór CH3COOH
Wykonanie:
1. Korzystając ze sporządzonych odważek substancji z doświadczenia nr 3, sporządzić roztwory wodne
azotanu(V) niklu(II) oraz siarczanu(VI) kobaltu(II) o stężeniach 0,1 mol/L, w kolbach miarowych
o pojemności 100 mL.
2. Sporządzone roztwory azotanu(V) niklu(II) oraz siarczanu(VI) kobaltu(II) rozcieńczyć dziesięciokrotnie
w kolbach miarowych o pojemności 100 mL.
3. Roztwory azotanu(V) niklu(II) oraz siarczanu(VI) kobaltu(II) z punktu nr 2, ponownie rozcieńczyć
w kolbach miarowych o pojemności 100 mL, uzyskując roztwory tych soli o stężeniu 1 . 10-4 mol/L.
4. 3% roztwór CH3COOH rozcieńczyć do stężenia 0,05 mol/L w kolbie miarowej o pojemności 100 mL.
Gęstość 3% roztworu CH3COOH wynosi 1,0012 g/mL.
W sprawozdaniu należy przedstawić obliczenia dotyczące przeliczania stężeń roztworów.
WYMAGANIA
Ważenie, odmierzanie objętości, wyznaczanie masy i objętości. Błędy ważenia. Sporządzanie roztworów.
Sposoby wyrażania stężeń roztworu: molowość, procentowość. Przejście od jednego sposobu wyrażania
stężenia do innych i związane z tym obliczenia.
ĆWICZENIE 3 – ROZTWORY WŁAŚCIWE
Doświadczenie 1 – Wpływ rozpuszczalnika na rozpuszczalność substancji
Sprzęt i odczynniki: cukier, gliceryna, stały NaCl, stały CuSO4, kwas benzoesowy, etanol, chloroform,
butanol, aceton, probówki, pipety
Wykonanie:
Sprawdzić w temperaturze pokojowej rozpuszczalność wyżej wymienionych substancji w każdym
z następujących rozpuszczalników: woda, etanol, chloroform, butanol i aceton. Za każdym razem
umieszczać w probówce nie więcej niż 1-2 mL rozpuszczalnika i kilka kryształów substancji rozpuszczanej
i intensywnie mieszać. Wszystkie czynności z tymi rozpuszczalnikami należy wykonywać pod dygestorium.
Zanotować w tabeli rozpuszczalności wnioski, zaznaczając za pomocą litery r - rozpuszczalność,
nr - nierozpuszczalność, sr - częściową rozpuszczalność substancji w danym rozpuszczalniku.
Tabela rozpuszczalności
Rozpuszczalnik Cukier
Woda
Etanol
Chloroform
n-Butanol
Aceton
Gliceryna
Etanol
NaCl
CuSO4
Kwas
benzoesowy
Doświadczenie 2 – Wpływ rozdrobnienia i mieszania na rozpuszczalność substancji
Sprzęt i odczynniki: stały CuSO4·5H2O, stały Ni(NO3)3·6H2O, Al(NO3)3·3H2O, moździerz porcelanowy,
probówki
Wykonanie:
a) wpływ rozdrobnienia;
Wybrać kilka dużych kryształów CuSO4·5H2O. Rozetrzeć w moździerzu porcelanowym i wsypać proszek
do probówki. Do drugiej probówki włożyć kilka dużych kryształów tej soli i obie probówki napełnić równą
ilością wody destylowanej. Pozostawić probówki w statywie i obserwować szybkość rozpuszczania.
W podany wyżej sposób zbadać również rozpuszczalność Ni(NO3)36H2O i Al(NO3)33H2O
b) wpływ mieszania;
Umieścić w obu probówkach po kilka kryształów CuSO4·5H2O i wlać do każdej po kilka mL wody
destylowanej. Jedną probówkę wstawić w statyw, a zawartość drugiej mieszać intensywnie. W której
probówce nastąpiło szybsze rozpuszczanie się soli miedzi(II) i dlaczego?
Zbadać również rozpuszczalność Ni(NO3)36H2O i Al(NO3)33H2O
Doświadczenie 3 – Wpływ temperatury na rozpuszczalność substancji
Sprzęt i odczynniki: stały CuSO4·5H2O, stały Ni(NO3)36H2O, stały Al(NO3)3·3H2O, stały CaCl2, stały
CaCl2·6H2O, roztwór Pb(NO3)2, roztwór NaCl, roztwór CuSO4, roztwór NaOH,
NH3, fenoloftaleina, probówki, zlewki, pipety
Wykonanie:
a) W dwóch probówkach umieścić po jednym dużym krysztale CuSO4·5H2O. Do jednej probówki wlać
zimnej wody, do drugiej taką samą ilość gorącej wody, zamieszać. W której probówce roztwór szybciej
zabarwił się na niebiesko i dlaczego?
Zbadać również Ni(NO3)36H2O i Al(NO3)33H2O
b) Do około 2 g bezwodnego CaCl2 w dużej probówce dodać około 4 mL wody. Wymieszać i zanotować
zmianę temperatury (zanurzyć termometr). W drugiej dużej probówce umieścić około 2 g CaCl2·6H2O,
dodać około 4 mL wody, zamieszać i zmierzyć temperaturę:
temperatura w probówce 1 temperatura w probówce 2 –
Dlaczego przy rozpuszczaniu w wodzie uwodnionego i bezwodnego CaCl2 występują tak znaczne różnice
w efekcie cieplnym?
c) Do jednej probówki wlać około 5 mL rozcieńczonego roztworu Pb(NO3)2, do drugiej 5 mL
rozcieńczonego roztworu NaCl. Do probówki trzeciej przelać połowę zawartości pierwszych dwu.
Zaobserwować zmiany, jakie zaszły w probówce trzeciej.
Ogrzać roztwory w probówce 1 i 2 do wrzenia i zmieszać je ze sobą. Zaobserwować czy są jakieś zmiany.
Ochłodzić tę mieszaninę wodą wodociągową. Co się dzieje w miarę oziębiania zawartości probówki?
Ogrzać probówkę trzecią do wrzenia i zapisać zachodzące przemiany. Napisać jonowo i cząsteczkowo
przbieg zachodzącej reakcji. Jak wpływa temperatura na rozpuszczalność chlorku ołowiu(II)?
W podany wyżej sposób zbadać również parę roztworów CuSO4 i NaOH.
d) Do małej zlewki wlać około 2 mL roztworu NH3 w wodzie i dodać kroplę fenoloftaleiny (powstające
zabarwienie jest typowe dla zasad z fenoloftaleiną). Ogrzewać łagodnie zlewkę i sprawdzić zapach
wydzielających się par. Obserwować zmianę barwy roztworu fenoloftaleiny w zlewce w czasie ogrzewania.
Jaki gaz wydziela się z roztworu i dlaczego?
Doświadczenie 4 – Przygotowanie roztworu przesyconego
Sprzęt i odczynniki: Na2S2O3, probówki, zlewka
Wykonanie:
Umieścić około 5 g Na2S2O3 w suchej probówce zwracając uwagę, żeby żaden kryształ nie został
na ściankach w górnej jej części. Dodać do probówki nie więcej niż 5 kropli wody i ogrzewać probówkę
w zlewce z gorącą wodą aż sól rozpuści się całkowicie. Wstawić probówkę z roztworem jednorodnym
nieruchomo w statywie (nie wstrząsać). Po kilkunastu minutach, gdy zawartość probówki ostygnie,
sprawdzić czy w probówce są jakieś kryształy. Jeśli są, roztwór musi być ponownie ogrzany i ochłodzony.
Jeśli żadne kryształy nie są widoczne, dodać do roztworu mały kryształek tiosiarczanu sodu.
Co się stało po dodaniu tego kryształu i jaki był efekt cieplny towarzyszący temu zjawisku (zmierzyć
termometrem temperaturę mieszaniny)?
Dlaczego po dodaniu kryształu tiosiarczanu sodu do roztworu przesyconego tej soli obserwuje się efekt
cieplny?
Co to są roztwory przesycone i czy są to stany trwałe?
WYMAGANIA
Pojęcie roztworu, roztwór nasycony, przesycony. Mechanizm przechodzenia ciała stałego do roztworu.
Solwatacja i hydratacja jonów. Rozpuszczalność i jej zależność od temperatury.
ĆWICZENIE 4 – TYPY REAKCJI CHEMICZNYCH
Doświadczenie 1 – Reakcje syntezy, rozkładu i wymiany
Sprzęt i odczynniki: (NH4)2CO3, wstążka magnezowa, granulki cynku, 0,1 mol/L HCl, fenoloftaleina,
papierek wskaźnikowy, palnik gazowy, szczypce drewniane, szczypce metalowe
Wykonanie:
a) Kawałek wstążki magnezowej ująć w szczypce i spalić w płomieniu palnika. Produkt spalania przenieść
do parowniczki, dodać kilka kropli wody destylowanej oraz dwie krople fenoloftaleiny.
b) W probówce umieścić pół łyżeczki węglanu amonu i ogrzewać za pomocą palnika gazowego. Do wylotu
probówki zbliżyć zwilżony wodą papierek wskaźnikowy.
c) Do probówki wrzucić kilka granulek cynku i dodać 2-3 mL kwasu solnego.
Zanotuj obserwacje i zapisz cząsteczkowe równania zachodzących reakcji.
Doświadczenie 2 – Typowe reakcje jonowe
Sprzęt i odczynniki: 0,1 mol/L NaOH, 0,1 mol/L HCl, 0,1 mol/L NH3(aq), 0,1 mol/L CH3COOH,
0,1 mol/L H2SO4, 0,05 mol/L Ba(OH)2, fenoloftaleina
Wykonanie:
Do dwóch zlewek wlać dwa wskazane poniżej roztwory i zamieszać.
a) NaOH i HCl – przed zmieszaniem dodać do roztworu HCl kroplę fenoloftaleiny, następnie zmieszać
roztwory i dodawać ostrożnie NaOH aż do zmiany barwy wskaźnika
b) CH3COOH i NH3(aq) – zmieszać roztwory wobec fenoloftaleiny
c) H2SO4 i Ba(OH)2
d) AgNO3 i HCl
Zanotuj obserwacje i zapisz cząsteczkowe i jonowe równania zachodzących reakcji.
WYMAGANIA
Podstawowe typy reakcji chemicznych. Zapisywanie równań reakcji.
ĆWICZENIE 5 – KINETYKA I RÓWNOWAGA REAKCJI CHEMICZNYCH
Doświadczenie 1 – Wpływ stężenia na szybkość reakcji w układzie jednorodnym
Sprzęt i odczynniki: 8 probówek, 4 pipety, stoper, 1 mol/L H2SO4, 1 mol/L Na2S2O3
Wykonanie: Do kolejnych probówek odmierzyć następujące objętości roztworów:
Nr
1a
1b
2a
2b
3a
3b
4a
4b
Na2S2O3
1
2
3
4
-
Objętość roztworu [mL]
H2O
H2SO4
3
1
2
2
1
3
0
4
H2O
3
2
1
0
Następnie zlewamy kolejno parami roztwory o równych stężeniach, rozpoczynając od bardziej stężonych 4a,
4b....itd. Mierzymy dokładnie czas stoperem do pojawienia się pierwszego zmętnienia.
Opracowanie wyników: 1. Podać równanie reakcji.
2. Zanotować temperaturę pomiarów.
3. Podać wyjściowe stężenia Na2S2O3 i H2SO4.
4. Wyniki przedstawić w tabeli, obliczyć stężenie roztworu, czas reakcji
i prędkość początkową.
Nr probówki Stęż. roztworu
[mol/L]
4a i 4b
3a i 3b
2a i 2b
1a i 1b
Czas reakcji
[s]
Prędkość pocz.
reakcji [molL-1s-1]
Porównać i uzasadnić otrzymane wyniki dotyczące czasu i prędkości reakcji od stężenia substratów.
Doświadczenie 2 – Wpływ temperatury na szybkość reakcji w układzie jednorodnym
Sprzęt i odczynniki: probówki, pipety, termometr, stoper, 1 mol/L FeCl3, 1 mol/L Na2S2O3
Wykonanie: Do kolejnych probówek odmierzyć następujące objętości roztworów:
1a, 2a, 3a – 2 mL FeCl3
1b, 2b, 3b – 3 mL Na2S2O3
Zmierzyć temperaturę pokojową. Probówki 1a i 1b zmieszać ze sobą wlewając szybkim ruchem Na 2S2O3 do
FeCl3. Zmierzyć czas który upłynął od chwili zmieszania roztworów do chwili zaniku czerwono-fioletowej
barwy. Następnie dwie probówki umieszczamy w wodzie o temperaturze o 10oC wyższej od temperatury
pokojowej, a następnie dwie do łaźni wodnej o temperaturze wyższej o 10oC od temperatury poprzedniej.
Pomiary wykonywać analogicznie jak w pierwszym przypadku. Temperaturę mierzymy z dokładnością do
0,2oC.
Opracowanie wyników:
1. Podać równanie zachodzącej reakcji.
2. Dla każdego pomiaru obliczyć szybkość reakcji jako odwrotność czasu jej
całkowitego przebiegu. Rezultaty podać w tabelce.
Nr pomiaru
Temperatura [oC]
Czas reakcji [s]
Szybkość [s-1]
1
2
3
Przyjmując za szybkość reakcji odwrotność czasu reakcji 1/20 i 1/40 oraz temperatury odpowiednio 20, 30
i 40oC i posługując się regułą van’t Hoffa obliczyć kolejno wartości współczynnika temperaturowego
badanej reakcji według wzoru:
W2
n
W1
T2 T1
10
W1 i W2 – szybkości reakcji w T1 i T2
n – współczynnik temperaturowy szybkości reakcji (równy 2-4)
Wyniki podać w tabelce:
Lp.
1
2
T = T2 - T1
n
Obliczyć w jakiej temperaturze czas całkowitego przebiegu tej reakcji wyniesie 1 s.
Doświadczenie 3 – Wpływ wielkości powierzchni substancji reagujących na szybkość reakcji
chemicznej w układzie niejednorodnym
Sprzęt i odczynniki: 1 mol/L roztwór HCl, kawałki kredy, moździerz porcelanowy z tłuczkiem, probówki
Wykonanie:
Jeden kawałek kredy rozdrobnić w moździerzu i otrzymany proszek przenieść do probówki. Drugi kawałek
kredy w całości umieścić w drugiej probówce. Do obu probówek wlać równocześnie jednakową ilość (10-20
kropli) roztworu kwasu solnego.
Prowadzić obserwacje do momentu całkowitego rozpuszczenia się kredy.
Podać równanie zachodzącej reakcji.
Wyjaśnić, dlaczego w rozpatrywanych przypadkach szybkość rozpuszczania się kredy jest różna.
Doświadczenie 4 - Przesunięcie równowagi reakcji odwracalnej
Sprzęt i odczynniki: probówki, 1 mol/L KCl, 1 mol/L FeCl3, 1 mol/L KSCN,
10-3 mol/L FeCl3, 10-3 mol/L KSCN
Wykonanie:
Z roztworów KSCN i FeCl3 o stężeniu 10-3 mol/L otrzymać tiocyjanian żelaza(III). Do kilku probówek
wlać odczynniki według tabeli, a następnie do każdej dodać porcję otrzymanego tiocyjanianu. Obserwować
barwy odczynników przed i po dodaniu tiocyjanianu żelaza(III). Wyniki umieścić w tabeli. Następnie
napisać równanie reakcji otrzymywania Fe(SCN)3, wyrażenie na stałą równowagi reakcji oraz wyjaśnić
wpływ nadmiaru reagentów na równowagę reakcji.
Odczynnik
FeCl3
KSCN
KCl
H2O
Fe(SCN)3
Barwa odczynnika
Barwa roztworu po dodaniu
Fe(SCN)3
WYMAGANIA
Szybkość reakcji chemicznych – definicja, jednostki. Wpływ temperatury na szybkość reakcji. Reguła van’t
Hoffa. Prawo Arrheniusa. Wpływ stężenia reagentów na szybkość reakcji. Stała równowagi. Prawo
działania mas. Zasada przekory Le Chateliera-Brauna.
ĆWICZENIE 6 – KATALIZA REAKCJI CHEMICZNYCH
Doświadczenie 1 – Wpływ katalizatora i inhibitora na szybkość reakcji
Sprzęt i odczynniki: probówki, pipety, papier ścierny, cynk metaliczny, 1 mol/L H2SO4, 0,1 mol/L CuSO4,
nasycony roztwór HgCl2
Wykonanie:
Do 3 probówek odmierzyć po 2 mL H2SO4 i dodać do każdej po jednej granulce cynku. Następnie do
probówki pierwszej dodać 4 krople CuSO4, a do drugiej 2-4 krople nasyconego roztworu HgCl2. Porównać
szybkość wydzielania się gazu we wszystkich trzech probówkach bezpośrednio po wrzuceniu cynku oraz
w ciągu 10 minut.
Wytłumaczyć wpływ CuSO4 i HgCl2 na szybkość reakcji. Napisać równanie reakcji.
Doświadczenie 2 – Katalityczne działanie wody
Sprzęt i odczynniki: parowniczka, bagietka, pipeta, pył magnezowy, jod, woda destylowana
Wykonanie:
Do suchej parowniczki wsypać niewielką ilość pyłu magnezowego i dobrze roztartego jodu. Zawartość
parowniczki wymieszać bagietką. Zwrócić uwagę na fakt, że praktycznie reakcja nie zachodzi. Następnie
dodać kroplę wody. Zanotować jak wpłynął dodatek wody na szybkość reakcji. Napisać równanie reakcji.
Doświadczenie 3 – Kataliza heterogeniczna
Sprzęt i odczynniki: probówki, 3% H2O2, MnO2 i proszek srebrny
Wykonanie:
Do 4 probówek wlać po 1 mL 3% H2O2. Następnie do pierwszej dodać szczyptę MnO2,
do drugiej szczyptę proszku srebrnego, 3 służy do porównania. Obserwować wydzielanie się gazu. Do
wylotu probówki włożyć żarzące się łuczywo. Określić rodzaj gazu. Porównać szybkość rozkładu H2O2
w kolejnych probówkach.
Doświadczenie 4 – Autokataliza
Sprzęt i odczynniki: probówki, 0,1 mol/L (NH4)2C2O4, 0,5 mol/L MnSO4, stęż. H2SO4, 0,1 mol/L KMnO4
Wykonanie:
Do dwóch ponumerowanych probówek wlać po 5 mL (NH4)2C2O4 i po 1 mL stężonego H2SO4. Do
pierwszej wlać 2 krople MnSO4 i do obu probówek dodać możliwie równocześnie po 2 krople KMnO4.
Obydwa roztwory zamieszać i obserwować szybkość zanikania fioletowego zabarwienia. Zwrócić uwagę,
w której probówce reakcja przebiega szybciej. W ciągu kilku minut śledzić zmianę szybkości reakcji
w drugiej probówce.
Doświadczenie 5 – Zatruwanie katalizatora
Sprzęt i odczynniki: probówki, 3% H2O2, 0,5 mol/l HgCl2, zawiesina drożdży
Wykonanie:
Do 3 probówek odmierzyć po ok. 1 mL 3% H2O2. Do pierwszej wlać ok. 0,5 mL drożdży,
do drugiej mieszaninę składającą się z 0,5 mL zawiesiny drożdży i kilku kropli HgCl2. Mieszaninę
sporządzić co najmniej 5 minut przed użyciem. Roztwór w trzeciej probówce służy do porównania.
Zmieszać i obserwować szybkość reakcji.
WYMAGANIA
Teoria zderzeń aktywnych i kompleksu aktywnego. Pojęcie katalizatora i inhibitora. Kataliza homogeniczna
i heterogeniczna. Autokataliza. Zatruwanie katalizatorów. Mechanizm działania katalizatorów. Przykłady
działania katalizatorów w przemyśle.
ĆWICZENIE 7 – DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA
STAŁA I STOPIEŃ DYSOCJACJI
Doświadczenie 1 – Podział substancji na elektrolity i nieelektrolity
Sprzęt i odczynniki: CH3OH, gliceryna, CH3COOH, zlewki, konduktometr, elektroda dzwonowa
Wykonanie:
Do czterech zlewek wprowadzić następujące substancje: 1-woda, 2-alkohol metylowy, 3-gliceryna, 4-kwas
octowy.
Zbadać kolejno przewodnictwo tych substancji. W tym celu zanurzyć sondę (elektrodę dzwonową)
i odczytać wskazania konduktometru. Podczas pomiaru wszystkie pierścienie sondy powinny znajdować się
pod powierzchnią cieczy.
Zanotować wyniki pomiarów.
Następnie w/w odczynniki rozcieńczyć wodą destylowaną w stosunku 1:1. Zbadać przewodnictwo tych
roztworów.
UWAGA!
Należy pamiętać o każdorazowym przemyciu sondy przed kolejnym pomiarem.
Doświadczenie 2 – Wpływ rozpuszczalnika na dysocjację
Sprzęt i odczynniki: CH3COOH, CH3OH, woda destylowana, zlewki, konduktometr, elektroda dzwonowa
Wykonanie:
Do jednej zlewki wlać 25 mL CH3OH, a do drugiej 25 mL wody destylowanej. Do obu dodać po 2 mL
CH3COOH i zmierzyć przewodnictwo obu roztworów.
Porównać wskazania konduktometru w obu roztworach i wyniki przedstawić w tabeli. Podać wnioski.
Roztwór
CH3COOH w wodzie
CH3COOH w metanolu
Wskazania konduktometru
Doświadczenie 3 – Stała i stopień dysocjacji CH3COOH
Sprzęt i odczynniki: 1 mol/L CH3COOH, 0,1 mol/L CH3COOH, roztwory wskaźników: fioletu
metylowego i oranżu metylowego, pipety o pojemności 5 mL, probówki
Wykonanie:
1. Odmierzyć pipetą po 5 mL 1 mol/L CH3COOH do dwóch czystych i suchych probówek i dodać do
jednej 2 krople fioletu metylowego, a do drugiej 2 krople oranżu metylowego. Zawartość każdej
probówki dobrze wymieszać.
Zapisać barwy wskaźników i określić pH roztworów przez porównanie ze skalą sporządzoną na poprzednich
zajęciach. Jeśli barwa badanego roztworu leży pomiędzy dwiema barwami na skali, oznacza to, że pH ma
wartość pośrednią. Obliczyć stężenie jonów [H+], odpowiadające wyznaczonej wartości pH.
2. Następnie odmierzyć pipetą po 5 mL 0,1 mol/L CH3COOH do dwóch innych suchych probówek,
stosując jako wskaźniki fiolet metylowy i oranż metylowy.
Określić pH roztworu i obliczyć stężenie jonów [H+].
Znając stężenie użytego kwasu w obu przypadkach oraz stężenia jonów [H+] należy obliczyć jaka część
kwasu uległa dysocjacji w 1 mol/L i 0,1 mol/L roztworze CH3COOH. Stopień dysocjacji wyrazić
w procentach i porównać wartości dla dwóch stężeń kwasu.
Ze znajomości stężenia jonów [H+] w 1 mol/L i 0,1 mol/L roztworach CH3COOH obliczyć stałą dysocjacji
dla dwóch roztworów, pamiętając, że stężenie jonów [CH3COO-] równe jest stężeniu jonów [H+], a stężenie
niezdysocjowanych cząsteczek CH3COOH jest równe początkowemu stężeniu kwasu, pomniejszonemu
o stężenie utworzonych jonów. Stałą dysocjacji CH3COOH można też określić, znając stopień dysocjacji,
stosując prawo rozcieńczeń Ostwalda.
WYMAGANIA
Prawo działania mas. Stopień i stała dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. Elektrolity i nieelektrolity.
Wiązania atomowe i jonowe. Teoria dysocjacji elektrolitycznej. Elektrolity mocne i słabe. Działanie
dysocjacyjne rozpuszczalników. Dowody na istnienie jonów w roztworze. Reakcje jonowe. Przewodnictwo
właściwe i równoważnikowe. Ruchliwość jonów. Zależność przewodnictwa równoważnikowego od stężenia
i rodzaju jonu.
ĆWICZENIE 8 – PROTOLIZA SOLI
Doświadczenie 1 – Odczyn środowiska w roztworach różnych soli
Sprzęt i odczynniki: 1 mol/L NaCl, 1 mol/L CH3COONa, 1 mol/L CaCl2, 0,5 mol/L Zn(NO3)2,
0,001 mol/L Al(NO3)3, 1 mol/L K2SO4, 0,01 mol/L Na2CO3, 0,001 mol/L Na2S,
0,1 mol/L NaH2PO4, 0,01 mol/L NaH2PO4, 0,001 mol/L Fe(NO3)3, 0,01 mol/L
NaHCO3, wskaźnik uniwersalny, probówki
Wykonanie:
Odmierzyć 5 mL 1 mol/L NaCl i wlać do suchej probówki. Dodać 2 krople wskaźnika uniwersalnego,
obserwować barwę roztworu i określić jego pH.
Powtórzyć tę czynność z pozostałymi roztworami w/w soli. Wyniki zestawić w tabeli, podając barwę
roztworu po dodaniu indykatora, pH roztworu oraz równania reakcji hydrolizy.
Odczyn środowiska w roztworach różnych soli:
Roztwór
Barwa roztworu po
dodaniu wskaźnika
Wskaźnik uniwersalny wg Kolthoffa
pH
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
Barwa
Różowa
Żółtoczerwona
Pomarańczowa
Żółtopomarańczowa
Cytrynowa
Żółtozielona
Zielona
Niebieskozielona
Fioletowa
Czerwonofioletowa
pH
Równanie reakcji hydrolizy
Doświadczenie 2 – Wyznaczanie stopnia i stałej hydrolizy
Sprzęt i odczynniki: stały NaCl, stały CH3COONa, 1 mol/L CaCl2, 0,001 mol/L KAl(SO4)2, wskaźniki:
oranż metylowy, czerwień metylowa, błękit bromotymolowy, fenoloftaleina, żółcień
alizarynowa, kolby miarowe o pojemności 25 mL, 50 mL, pipety
Wykonanie:
1. Przygotować 25 mL 1 mol/L roztworu NaCl w następujący sposób: odważyć 1,5 g NaCl z dokładnością
do 0,001 g, wsypać przez suchy lejek szklany do kolby miarowej o pojemności 25 mL i dopełnić wodą
wygotowaną do kreski. Roztwór starannie wymieszać. Pobrać pipetą po 5 mL tego roztworu do
5 suchych probówek, dodać wskaźniki i określić pH tego roztworu. W podobny sposób sporządzić 50 mL
1 mol/L roztworu CH3COONa, obliczając najpierw potrzebną ilość stałej substancji. Używając wskaźników
i skali pH, określić pH roztworu w ten sam sposób jak poprzednio.
2. W podany powyżej sposób określić pH kolejnych roztworów: 1 mol/L CaCl2, 0,001 mol/L KAl(SO4)2.
Znając pH roztworów oraz ich stężenie, obliczyć stopień i stałą hydrolizy.
Doświadczenie 3 – Wpływ temperatury na stopień protolizy
Sprzęt i odczynniki: stały CH3COONa, fenoloftaleina, probówka
Wykonanie:
Napełnić probówkę do połowy wygotowaną wodą i wsypać około 1 g CH3COONa. Dodać do roztworu
2 krople fenoloftaleiny i wstawić probówkę do wrzącej łaźni wodnej na 10 minut. Obserwować jak zmienia
się zabarwienie fenoloftaleiny w roztworze CH3COONa po ogrzaniu.
Jak zmienia się stężenie jonów OH- w roztworze, w jakim kierunku przesuwa się równowaga reakcji
hydrolizy?
Jaki jest wpływ temperatury na stopień hydrolizy soli? Napisać równanie jonowe reakcji hydrolizy
CH3COONa.
Doświadczenie 4 – Wpływ rozcieńczenia roztworu na stopień protolizy
Sprzęt i odczynniki: 1 mol/L CH3COONa, kolba miarowa o pojemności 100 mL
Wykonanie:
Z 1 mol/L CH3COONa sporządzonego w doświadczeniu 2 przygotować 0,1 mol/L i 0,01 mol/L roztwory
soli w następujący sposób: odmierzyć pipetą 10 mL 1 mol/L CH3COONa do kolby miarowej o pojemności
100 mL i dopełnić wodą wygotowaną do kreski. Zawartość kolby dobrze wymieszać. Z tak przyrządzonego
roztworu część ponownie rozcieńczyć 10-krotnie w kolbie miarowej, otrzymując w ten sposób roztwór
0,01 mol/L.
W sposób analogiczny jak w doświadczeniu 2 określić pH 0,1 mol/L i 0,01 mol/L roztworów CH3COONa.
Zwrócić uwagę, jak zmienia się stopień hydrolizy przy rozcieńczeniu roztworu.
Stężenie roztworu
CH3COONa
pH
[OH-]
Podać wzory chemiczne 4 soli, których kationy i aniony nie ulegają hydrolizie.
WYMAGANIA
Stała i stopień hydrolizy. Hydroliza a protoliza soli.
Stopień hydrolizy
ĆWICZENIE 9 – STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH – WSKAŹNIKI pH
ILOCZYN JONOWY WODY
Zakres zmiany barwy wskaźników:
1. Zieleń malachitowa
2. Fiolet metylowy
3. Błękit tymolowy
4. Czerwień Kongo
5. Oranż metylowy
6. Zieleń bromokrezolowa
7. Czerwień metylowa
8. Błękit bromotymolowy
9. Czerwień krezolowa
10. Purpura m-krezolowa
11. Błękit tymolowy
12. Fenoloftaleina
13. Tymoloftaleina
14. Żołcień alizarynowa
0,0 – 1,0
0,1–2,7
1,2 - 2,9
3,0 - 5,1
3,2 - 4,5
3,7 - 5,4
3,4 - 6,2
5,0 - 7,6
7,1 - 8,9
7,2 - 9,0
8,0 –9,6
8,2 –10,0
9,2 – 10,5
10,0 – 12,0
Doświadczenie 1 – Badanie barwy wskaźników w roztworach o różnym pH
Sprzęt i odczynniki: wskaźniki, roztwory buforowe o pH od 1 do 13, płytka porcelanowa, pipety, tablica
zmiany barwy wskaźników
Wykonanie:
W zagłębieniach płytki umieścić po 5 kropli poszczególnych roztworów buforowych, a następnie do każdej
dodać po 1 kropli wskaźnika. Zanotować barwę jaką przyjmie wskaźnik przy różnych wartościach pH.
Określić zakres zmiany barwy danego indykatora. Po każdym indykatorze starannie umyć płytkę
i doświadczenie powtórzyć z kolejnym wskaźnikiem. Wyniki podać w tabeli.
Barwa wskaźnika w zależności od pH roztworu.
Barwa wskaźnika
Nazwa
wskaźnika
pH=1
pH=2
pH=3
pH=4
pH=5
pH=6
pH=7
pH=8
pH=9
pH=10
pH=11
pH=12
pH=13
Doświadczenie 2 – Wyznaczanie iloczynu jonowego wody
W zagłębieniach płytki umieścić 5 kropli wody destylowanej, a następnie dodać po 1 kropli następujących
wskaźników:
a) błękitu bromotymolowego,
b) czerwieni krezolowej,
c) purpury m-krezolowej.
Zanotować barwę jaką przyjmie wskaźnik w badanej wodzie. Po każdym indykatorze starannie umyć płytkę
i doświadczenie powtórzyć z kolejnym wskaźnikiem.
Na podstawie sporządzonej tabeli w doświadczeniu 1 określ wartość pH badanej wody. Następnie wyznacz
iloczyn jonowy wody. Uzyskane wyniki zamieść w poniższej tabeli.
Badane roztwory
Błękit
bromotymolowy
Wskaźnik
Czerwień
krezolowa
Purpura
m-krezolowa
pH
[H+]
Kw
Barwa wskaźnika /
Zakres pH
WYMAGANIA
Pojęcie pH. Iloczyn jonowy wody. Wskaźniki – definicja, mechanizm działania, wykładnik wskaźnika
(pKIn), zakres wskaźnikowy. Woda i jej właściwości. Twardość wody i jej rodzaje, przyczyny i sposoby
usuwania.
ĆWICZENIE 10 – BADANIE AMFOTERYCZNOŚCI WODOROTLENKÓW
Doświadczenie 1 – Badanie amfoteryczności wodorotlenku cynku(II) oraz wodorotlenku glinu(III)
Sprzęt i odczynniki: Zn(NO3)2 i Al(NO3)3, 2 mol/L NaOH, 2 mol/L HCl
Wykonanie:
1. Wytrącić wodorotlenki amfoteryczne Zn(OH)2 i Al(OH)3, odwirować i podzielić strącone osady na dwie
części.
2. Sprawdzić rozpuszczalność wytrąconych wodorotlenków w 2 mol/L NaOH.
3. Sprawdzić rozpuszczalność wytrąconych wodorotlenków w 2 mol/L HCl.
4. Napisać równania zachodzących reakcji.
Doświadczenie 2 – Właściwości amfoteryczne – analiza jakościowa w rozdzielaniu jonów
Sprzęt i odczynniki: Fe(NO3)3 i Zn(NO3)2, 2 mol/L NaOH, 2 mol/L HCl, 2 mol/L NH3(aq), K4[Fe(CN)6]
Wykonanie:
1. Do probówki wlać 1 mL roztworu jonów Fe3+ oraz roztworu jonów Zn2+. Następnie dodać 2 mL roztworu
NH3(aq). Zaobserwować barwę powstałego osadu i zapisz odpowiednie równania reakcji strącania
(cząsteczkowo i jonowo).
2. Zlać roztwór znad osadu i dodać do niego ok. 1 mL NaOH. Część osadu powinna się rozpuścić.
Rozpuszczony roztwór (A) należy przelać do kolejnej probówki. Do roztworu (A) wprowadzić 1 mL
K4[Fe(CN)6]. Zaobserwować barwę powstałego osadu.
3. Do osadu pozostałego z punktu nr 2 dodać około 1 mL roztworu HCl. Osad powinien się rozpuścić.
Roztwór ten przelać do kolejnej probówki – roztwór (B).
4. Do roztworu (B) wprowadzić 1 mL K4[Fe(CN)6] w celu identyfikacji jonu Fe3+. Zaobserwuj barwę
roztworu w probówce.
Wyjaśnij obserwowany przebieg zachodzących reakcji.
WYMAGANIA
Amfoteryczność związków chemicznych. Równania reakcji wyjaśniające zjawisko amfoteryczności.
ĆWICZENIE 11 – OZNACZANIE STĘŻENIA JONÓW WODOROWYCH
W ROZTWORACH KWASÓW I ZASAD
Doświadczenie 1 – Porównanie wartości pH mocnego (HCl) i słabego kwasu (CH3COOH) o stężeniu
0,1 mol/L
Sprzęt i odczynniki: 0,1 mol/L HCl, 0,1 mol/L CH3COOH, płytka porcelanowa, wskaźniki: błękit
tymolowy i czerwień Kongo
Wykonanie:
Określić zabarwienie wskaźników w kwasach HCl i CH3COOH. Korzystając z tabeli sporządzonej na
ćwiczeniu nr 9, ustal i porównaj wartości pH obu kwasów.
Badane roztwory
0,1 mol/L HCl
0,1 mol/L CH3COOH
Barwa wskaźnika / zakres pH
Błękit tymolowy
Czerwień Kongo
pH
Doświadczenie 2 – Porównanie wartości pH mocnej (NaOH) i słabej zasady (NH3.H2O) o stężeniu
0,1 mol/L
Sprzęt i odczynniki: 0,1 mol/L NaOH, 0,1 mol/L NH3.H2O, płytka porcelanowa, wskaźniki: błękit
tymolowy i czerwień Kongo
Wykonanie:
Określić zabarwienie wskaźników w zasadach NaOH i NH3.H2O. Korzystając z tabeli sporządzonej na
ćwiczeniu nr 9, ustal i porównaj wartości pH obu zasad.
Badane roztwory
0,1 mol/L NaOH
0,1 mol/L NH3.H2O
Barwa wskaźnika / zakres pH
Błękit tymolowy
Czerwień Kongo
pH
Doświadczenie 3 – Oznaczanie stężenia jonów wodorowych za pomocą pehametru
Sprzęt i odczynniki: 0,1 mol/L HCl, 0,1 mol/L CH3COOH, 0,1 mol/L NaOH, 0,1 mol/L NH3.H2O,
pehametr
Wykonanie:
Zmierz pH badanych roztworów za pomocą pehametru z dokładnością do 0,1 jednostki. Porównaj uzyskane
wartości z ustalonymi wizualnie w doświadczeniu 1 i 2. Na podstawie uzyskanych wyników oblicz stężenie
jonów [H+] i [OH-] w badanych roztworach.
WYMAGANIA
Skala pH. Obliczanie wartości pH mocnych kwasów i zasad.
ĆWICZENIE 12 – OZNACZANIE pH PRODUKTÓW ŻYWNOŚCIOWYCH
Doświadczenie 1 – Porównanie wartości pH wody mineralnej gazowanej i niegazowanej
Sprzęt i odczynniki: mineralna woda gazowana, mineralna woda niegazowana, płytka porcelanowa,
wskaźniki: błękit bromotymolowy, czerwień krezolowa, purpura m-krezolowa,
papierek wskaźnikowy
Wykonanie:
Określić zabarwienie wskaźników oraz papierka wskaźnikowego w badanych wodach. Korzystając z tabeli
sporządzonej na ćwiczeniu nr 9, ustal i porównaj wartości pH obu wód.
Badane roztwory
Woda gazowana
Woda niegazowana
Barwa wskaźnika / zakres pH
Błękit
Czerwień
Purpura
bromotymolowy
krezolowa
m-krezolowa
Barwa
papierka / pH
pH
Doświadczenie 2 – Oznaczanie stężenia jonów wodorowych w produktach żywnościowych za pomocą
pehametru
Sprzęt i odczynniki: mleko, coca-cola, sok pomarańczowy, sok jabłkowy, pehametr
Wykonanie:
Zmierz pH w badanych produktach żywnościowych za pomocą pehametru z dokładnością do 0,1 jednostki.
Na podstawie uzyskanych wyników oblicz stężenie jonów [H+] i [OH-] w badanych roztworach. Uzyskane
wyniki przedstaw w poniższej tabeli.
Badane produkty
żywnościowe
Mleko
Coca-cola
Sok pomarańczowy
Sok jabłkowy
pH
[H+]
[OH-]