Imię i nazwisko	Data	Temat ćwiczenia	Technologia chemiczna
Magdalena Kazimierska Angelika Sobisiak	14.03.2010r.	Reakcje w układzie kwas-zasada	Niestacjonarne I-go stopnia, semestr II

Teoria Brønsteda - sformułowana przez Johannesa Brønsteda w 1923 teoria, w myśl której kwasem jest substancja mogąca odłączać ze swojej cząsteczki jony wodoru (protony), natomiast zasadą substancja, która protony przyłącza. Stąd kwas jest donorem protonu (protonodonorem), a zasada akceptorem protonu (protonoakceptorem). Kwas po odłączeniu protonu przechodzi w sprzężoną zasadę, tak samo zasada pobierając proton przechodzi w sprzężony kwas:

Ogólny zapis równowagi kwasowo-zasadowej wg teorii Brønsteda można przedstawić następująco:

kwas + zasada ⇌ sprzężona zasada + sprzężony kwas

HA + B ⇌ A^- + HB⁺

Ponadto zgodnie z teorią Brønsteda podczas reakcji dwóch cząsteczek wody każda z nich może być zarówno donorem, jak i akceptorem protonu:

H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH^- - woda zachowuje się zarówno jak kwas, jak i zasada, czyli jest związkiem amfoterycznym (dokładniej - amfiprotycznym).

Iloczyn jonowy wody, iloczyn równowagowych stężeń jonów oksoniowych (H₃O⁺) i hydroksylowych (OH^-). W temperaturze 25^oC iloczyn jonowy wody wynosi 10^-14 mol/dm³_, Stężenia obu rodzajów jonów w czystej wodzie są sobie równe i wynoszą 10^-7mol/dm³. Ponieważ wartość iloczynu jonowego wody pozostaje stała w stałej temperaturze, wprowadzeniu do roztworu jonów oksoniowych towarzyszy zmniejszenie stężenia jonów hydroksylowych. Analogicznie - wzrost stężenia jonów hydroksylowych odbywa się kosztem zmniejszenia stężenia jonów oksoniowych. Wartość iloczynu jonowego wody można wyznaczyć za pomocą pomiaru przewodnictwa (pH).

[H⁺] ∙ [OH^-] = const

10^-7 ∙10^-7 = 10^-14 (mol/l)

Skala pH - ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H₃O⁺] w roztworach wodnych.

Tradycyjnie pH definiuje się jako:

pH = -log₁₀[H₃O⁺]

Współcześnie jednak nie jest to ścisła definicja tej wielkości.

Reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą

H₃O⁺ + OH^- ---> 2H₂O

Po zmieszaniu stechiometrycznych ilości mocnego kwasu i mocnej zasady otrzyma się formalnie roztwór soli oraz wodę. Sól która powstała w reakcji mocnego kwasu i mocnej zasady nie ulega hydrolizie. Odczyn roztworu jest obojętny (pH = 7)

Ogólne równanie reakcji słabego kwasu z mocną zasadą jest następujące;

HA + OH^- ---> H₂O + A^-

Reakcja mocnego kwasu ze słabą zasadą Dla reakcji chemicznej w której uczestniczy stechiometryczne ilości reagentów, odczyn roztworu jest kwasowy (pH < 7) . Ogólne równanie reakcji chemicznej dla tego przypadku opisane jest równaniem.

H⁺ + MeOH ---> Me⁺ + 2H₂O

gdzie MeOH oznacza słabą zasadę. Mało jest słabych zasad typu MeOH. Z znanych zasad należy tutaj wymienić zasady typu NH₃. Równanie zobojętnienia dla tego typu zasady jest następujące; H⁺ + NH₃ --->NH₄⁺

Reakcja słabego kwasu ze słabą zasadą Równanie ogólne dla reakcji słabego kwasu i słabej zasady jest następujące.

HA + MeOH ---> Me⁺ + A^- + H₂O

Bufor - przeciwdziała zmianom stężenia jonów wodorowych w roztworze (stabilizuje pH) Do najważniejszych buforów należą:

• bufor octanowy: CH₃COOH, CH₃COONa w zakresie pH = 3,5 - 6

• bufor amonowy: NH₃* H₂O, NH₄Cl w zakresie pH = 8 - 11

• bufor fosforanowy: NaH₂PO₄, Na₂HPO₄ w zakresie pH = 5,5 - 8

• bufor boranowy: H₃BO₃, Na₂B₄O₇ w zakresie pH = 7 - 9

Wskaźniki kwasowo-zasadowe . Przebieg zobojętnienia kwasu przez zasadę lub odwrotnie obserwuje się wizualnie przez zastosowanie odpowiednio dobranego wskaźnika (indykatora), którego zmiana barwy wskazuje na zakończenie reakcji. .
Wskaźnikami są substancje ulegające przemianom lub modyfikacjom strukturalnym w pewnym obszarze stężenia jonów H⁺ (H₃O⁺). Z przemianami tymi związana jest zmiana barwy wskaźnika. .
Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące warunki;

• zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną

• zmiana barwy musi występować w wąskim zakresie zmian wartości pH, przy czym zakres ten musi obejmować stan kiedy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych.

Na rysunku podano obszary pH odpowiadające przejściom barwnym kilku najczęściej używanych wskaźników.

Wskaźnik

Zakres zmian barwy pH

Barwa wskaźnika pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Błękit tymolowy

1,2 - 2,8

Oranż metylowy

3,0 - 4,4

Błękit bromofenylowy

3,0 - 4,6

Czerwień metylowa

4,4 - 6,2

Lakmus

5,0 - 8,0

Błękit bromotymolowy

6,0 - 7,6

Błękit tymolowy

8,0 - 9,6

Fenoloftaleina

8,4 - 10,0

Krzywe miareczkowania:

• punkt A podaje wartość pH na starcie miareczkowania
  
  

• punkt B odpowiada połowicznemu zobojętnieniu

• punkt PR (punkt równoważnikowy)

• punkty C i D określają zakres zmian zabarwienia wskaźnika . kwasowo-zasadowego

Punkt równoważnikowy PR reakcji jest to moment, w którym doprowadzona ilość odczynnika miareczkującego jest równoważna chemicznie ilości składnika oznaczanego. Punkt końcowy miareczkowania (PK) - punkt, w którym za pomocą metod
instrumentalnych lub zmiany barwy wskaźnika można zaobserwować punkt
równoważnikowy (koniec miareczkowania). Punkt końcowy powinien pokrywać się z punktem równoważnikowym.

Wyniki ćwiczenia nr2:

• przykład 1.4 - miareczkowanie słabego kwasu (0,1M CH
  COOH) mocną zasadą (0,1M NaOH); użyty wskaźnik - fenoloftaleina

cm^3	pH	barwa
0	2,63	brak
1	3,08	brak
2	3,46	brak
3	3,69	brak
4	3,84	brak
5	3,99	brak
5,5	4,04	brak
6	4,08	brak
7	4,18	brak
8	4,29	brak
8,5	4,33	brak
9	4,37	brak
9,5	4,43	brak
10	4,47	brak
10,5	4,52	brak
11	4,55	brak
11,5	4,6	brak
12	4,64	brak
12,5	4,7	brak
13	4,74	brak
13,5	4,78	brak
14,5	4,88	brak
15,5	4,99	brak
16,5	5,11	brak
17,5	5,22	brak
18,5	5,35	brak
19,5	5,53	brak
20,5	5,75	brak
21,5	6,1	brak
22	6,3	brak
22,5	6,9	brak
23	9,52	jasny malinowy
23,5	11,1	malinowy
25	12,25	malinowy
26	12,54	malinowy
28	12,82	malinowy
30	12,97	malinowy
32	13,08	malinowy
34	13,16	malinowy
36	13,21	malinowy
38	13,25	malinowy
40	13,29	malinowy
42	13,32	malinowy
44	13,34	malinowy
46	13,36	malinowy
48	13,39	malinowy
50	13,42	malinowy

A -punkt zobojętnienia

B -punkt nasycenia równoważnikowego

C -bufor

Miareczkowanie kwasu octowego zasadą NaOH

Na starcie miareczkowania i dla 0,1 molowego roztworu kwasu octowego pH = 2,63.

Do roztworu wprowadzamy 0,1 molowy roztwór NaOH, w roztworze zachodzi reakcja chemiczna zgodnie z równaniem.

CH₃COOH + OH^- ---> CH₃COO^- + H₂O

Po wprowadzeniu do roztworu pewnej ilości zasady tworzy się sól i pozostaje nadmiar słabego kwasu. Tworzy się roztwór buforowy. Podczas dodawania kolejnych porcji roztworu NaOH pH zmienia się nieznacznie, aż do momentu w którym reagenty występują w ilościach stechiometrycznych a sól (pochodzi od słabego kwasu i mocnej zasady) która powstawała podczas miareczkowania nadaje roztworowi odczyn zasadowy. Wtedy zauważamy gwałtowną zmianę pH, jest to moment osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Dalsze dodawanie nadmiaru zasady wywołuje już tylko nieznaczne zmiany pH.

W punkcie równoważnikowym (ilość dodanego wodorotlenku równoważy ilość kwasu octowego) otrzymamy roztwór będzie taki sam, jaki uzyskałoby się przez rozpuszczenie odpowiedniej ilości octanu sodowego (CH₃COONa). Roztwór tej soli nie jest jednak obojętny (pH > 7), lecz alkaliczny, ponieważ jest to sól pochodząca od słabego kwasu i mocnej zasady. Dla tego przypadku najodpowiedniejszym wskaźnikiem jest fenoloftaleina, gdyż zmiana jej barwy zachodzi dokładnie w granicach skoku miareczkowania (pH =8,4-10).

• przykład 1.5 - miareczkowanie słabej zasady (0,1M NH
  ) mocnym kwasem

(0,1M HCl); użyty wskaźnik - oranż metylowy

cm³	pH	barwa
0	10,33	żółta
1	10,2	żółta
2	10,05	żółta
3	9,88	żółta
4	9,68	żółta
5	9,51	żółta
6	9,31	żółta
6,5	9,17	żółta
7	9,08	żółta
7,5	8,87	żółta
8	8,7	żółta
8,5	8,41	żółta
9	7,54	żółta
9,5	6,97	żółta
10	6,69	żółta
10,5	6,39	żółta
11	6,31	żółta
11,5	6,07	żółta
12	5,7	żółta
12,5	4,88	żółta
13	2,63	jasno różowa
13,5	2,36	różowa
14	2,18	różowa
14,5	2,07	różowa
15,5	1,89	różowa
16,5	1,79	różowa
18,5	1,67	różowa
20,5	1,57	różowa
22,5	1,52	różowa
24,5	1,48	różowa
26,5	1,44	różowa
28,5	1,42	różowa
30,5	1,4	różowa

A- punkt zobojętnienia

B- punkt nasycenia równoważnikowego

C- bufor

Miareczkowanie słabej zasady amonowej mocnym kwasem solnym.

Na starcie miareczkowania i dla 0,1M roztworu NH
pH=10,33. Do roztworu wprowadzamy 0,1M HCl, w roztworze zachodzi reakcja chemiczna zgodnie z równaniem:

NH
OH + 2H
---> NH
+ H
O

Po wprowadzeniu do roztworu pewnej ilości kwasu tworzy się sól i pozostaje nadmiar słabej zasady. Tworzy się roztwór buforowy. Podczas dodawania kolejnych porcji roztworu HCl pH zmienia się nieznacznie, aż do momentu w którym reagenty występują w ilościach stechiometrycznych, a sól (pochodzi od mocnego kwasu i słabej zasady) która powstała podczas miareczkowania nadaje roztworowi odczyn kwaśny. Wtedy zauważamy gwałtowną zmianę pH, jest to moment osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Dalsze dodawanie nadmiaru kwasu wywołuje już tylko nieznaczne zmiany pH.

Osiągnięcie punktu równowagi miareczkowania jest określone przez punkt równoważnikowy dla pH < 7. Użyty w doświadczeniu oranż metylowy zmienia barwę w zakresie pH=3-4,4 W przedziale tym nie znajduje się granica skoku miareczkowania, dlatego też bardziej odpowiedni byłby czerwień metylowy pH=4,4-6,2.

B

A

B

A

C

C

---