Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ć
wiczenia laboratoryjne
kod kursu:
CHC 0120l
DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, pH
Opracowanie: Teresa Tłaczała
WPROWADZENIE
Dysocjacja elektrolityczna jest procesem rozpadu substancji na jony pod wpływem
rozpuszczalnika. Substancje, które rozpuszczaj
ą
c si
ę
w wodzie lub innym rozpuszczalniku
polarnym rozpadaj
ą
si
ę
na jony nazywane s
ą
elektrolitami.
Rozpuszczanie jest mo
Ŝ
liwe tylko wówczas, gdy energia oddziaływa
ń
pomi
ę
dzy cz
ą
stecz-
kami substancji rozpuszczanej i cz
ą
steczkami rozpuszczalnika jest wy
Ŝ
sza ni
Ŝ
energia oddziały-
wa
ń
pomi
ę
dzy cz
ą
steczkami substancji rozpuszczanej w stanie stałym. W czasie rozpuszczania
musz
ą
zosta
ć
pokonane siły przyci
ą
gania mi
ę
dzy elementami sieci krystalicznej oraz siły spójno-
ś
ci działaj
ą
ce mi
ę
dzy cz
ą
steczkami rozpuszczalnika. Mechanizm dysocjacji cz
ą
steczek o budowie
jonowej (wi
ę
kszo
ść
soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci
krystalicznej pod wpływem cz
ą
steczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o bu-
dowie jonowej s
ą
całkowicie zdysocjowane na jony. Zwi
ą
zki o wi
ą
zaniach kowalencyjnych ulegaj
ą
dysocjacji wówczas, gdy s
ą
to cz
ą
steczki o wi
ą
zaniach spolaryzowanych. Pod wpływem polarne-
go rozpuszczalnika nast
ę
puje wzrost polaryzacji wi
ą
zania, a nast
ę
pnie rozrywanie cz
ą
steczki i
tworzenie si
ę
oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy zwi
ą
zków ustala si
ę
okre
ś
lona równo-
waga pomi
ę
dzy jonami a cz
ą
steczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje maj
ą
ce silnie spo-
laryzowane wi
ą
zania ulegaj
ą
dysocjacji prawie całkowicie (np. HCl, HNO
3
), natomiast te, które
maj
ą
wi
ą
zania słabo spolaryzowane (np. H
2
S, HCN) ulegaj
ą
rozpadowi na jony tylko cz
ęś
ciowo.
Powstałe jony s
ą
zawsze otoczone dookoła cz
ą
steczkami rozpuszczalnika, czyli ulegaj
ą
solwata-
cji. Je
Ŝ
eli rozpuszczalnikiem jest woda proces ten nazywany jest hydratacj
ą
. W roztworach wod-
nych jony metali wyst
ę
puj
ą
w postaci akwakompleksów Me(H
2
O)
n
q+
. Jon wodorowy z cz
ą
stecz-
kami wody tworzy jon oksoniowy H
3
O
+
. W równaniach chemicznych najcz
ęś
ciej zapisywane s
ą
jednak uproszczone formy jonów: Me
q+
(lub Me
q+
aq
) oraz H
+
.
Obecno
ść
jonów powoduje,
Ŝ
e roztwory elektrolitów przewodz
ą
pr
ą
d elektryczny. Roz-
twory wodne elektrolitów to głównie roztwory kwasów, zasad i soli.
Na wła
ś
ciwo
ś
ci jonów i cz
ą
steczek w roztworze wodnym maj
ą
wpływ m.in. temperatura, in-
ne jony lub cz
ą
steczki, ich ładunki i st
ęŜ
enia. Wskutek wzajemnego przyci
ą
gania si
ę
ró
Ŝ
noimien-
nych jonów, hydratacji oraz tworzenia si
ę
par jonowych elektrolit zachowuje si
ę
tak, jakby jego
st
ęŜ
enie było mniejsze od rzeczywistego. To zmniejszone efektywne st
ęŜ
enie jonów elektroli-
tu okre
ś
la si
ę
jako aktywno
ść
(a).
2
Mi
ę
dzy aktywno
ś
ci
ą
danego jonu (a
i
) a jego st
ęŜ
eniem (c
i
) istnieje nast
ę
puj
ą
ca zale
Ŝ
no
ść
:
i
i
i
c
y
a
=
y
i
- współczynnik aktywno
ś
ci
Warto
ś
ci liczbowe y
i
zale
Ŝą
od st
ęŜ
e
ń
wszystkich jonów obecnych w roztworze i ich ładun-
ków, czyli od tzw. siły (mocy) jonowej roztworu definiowanej zale
Ŝ
no
ś
ci
ą
:
∑
=
2
i
i
z
c
2
1
I
c
i
- st
ęŜ
enie molowe jonu (mol/dm
3
)
z
i
– ładunek jonu
Współczynnik aktywno
ś
ci i-tego jonu mo
Ŝ
na obliczy
ć
z równania Debye’a-Hückela:
o
o
2
i
i
I/c
aB
1
I/c
Az
logy
+
−
=
A, B - stałe empiryczne (w roztworach wodnych dla wi
ę
kszo
ś
ci elektrolitów A = 0.51)
c
0
– st
ęŜ
enie standardowe (1 mol/dm
3
)
Sił
ę
jonow
ą
roztworu mo
Ŝ
na regulowa
ć
przez dodatek elektrolitu mocnego (soli). W roztwo-
rach o stałej sile jonowej współczynniki aktywno
ś
ci s
ą
stałe. S
ą
one przewa
Ŝ
nie mniejsze od jed-
no
ś
ci, a w bardzo rozcie
ń
czonych roztworach równe jedno
ś
ci.
Równania dysocjacji elektrolitycznej dla wybranych elektrolitów mo
Ŝ
na przedstawi
ć
nast
ę
-
puj
ą
co:
HNO
3
→
H
+
+ NO
3
-
HNO
2
H
+
+ NO
2
-
Na
2
SO
4
→
2Na
+
+ SO
4
2-
Kwasy wieloprotonowe dysocjuj
ą
stopniowo. Dla przykładu dysocjacja kwasu fosforowego
(V) zachodzi zgodnie z równaniami:
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-
Strzałki skierowane w przeciwnych kierunkach oznaczaj
ą
cz
ęś
ciow
ą
dysocjacj
ę
elektrolitu
słabego lub
ś
redniej mocy, natomiast strzałka skierowana w prawo oznacza całkowit
ą
dysocjacj
ę
elektrolitu mocnego.
Dysocjacj
ę
elektrolityczn
ą
charakteryzuj
ą
dwie wielko
ś
ci: stopie
ń
dysocjacji
α
i stała dy-
socjacji K.
Stopie
ń
dysocjacji (
αααα
) jest to stosunek liczno
ś
ci tej cz
ęś
ci elektrolitu, która uległa
dysocjacji (n*) do całkowitej liczno
ś
ci elektrolitu w roztworze (n).
n
n
α
*
=
3
(lub inaczej
c
*
c
α
=
gdzie c
*
jest st
ęŜ
eniem jonów powstałych w wyniku dysocjacji, a c całkowitym
(analitycznym) st
ęŜ
eniem elektrolitu)
α
mo
Ŝ
e przyjmowa
ć
warto
ś
ci w zakresie 0 <
α
≤
1. Stopie
ń
dysocjacji zale
Ŝ
y od rodzaju
elektrolitu, wła
ś
ciwo
ś
ci rozpuszczalnika, st
ęŜ
enia roztworu, obecno
ś
ci innych elektrolitów (szcze-
gólnie zawieraj
ą
cych jony wspólne z jonami elektrolitu badanego) oraz temperatury. Elektrolity w
roztworach wodnych mog
ą
ulega
ć
dysocjacji całkowicie (n*= n)
lub cz
ęś
ciowo (n* < n); mo
Ŝ
na
zatem podzieli
ć
je na: mocne,
ś
redniej mocy i słabe.
Elektrolity mocne s
ą
w roztworach wodnych, niezale
Ŝ
nie od st
ęŜ
enia,
całkowicie zdyso-
cjowane na jony, czyli ich stopie
ń
dysocjacji jest praktycznie równy jedno
ś
ci. Nale
Ŝą
do nich
wszystkie sole, kwas solny, kwas bromowodorowy, kwas azotowy(V), kwas chlorowy(VII), wodo-
rotlenki litowców.
Elektrolity, dla których w roztworze wodnym o st
ęŜ
eniu równym 0,1
mol/dm
3
stopie
ń
dysocjacji
αααα
≤
0,03 nazywamy elektrolitami słabymi. Nale
Ŝą
do nich mi
ę
dzy
innymi: kwas azotowy(III), kwas w
ę
glowy(IV), kwas cyjanowodorowy, kwas octowy, wodny roztwór
amoniaku, wodorotlenki metali ci
ęŜ
kich. Pozostałe elektrolity zaliczane s
ą
do elektrolitów
ś
redniej
mocy. Nale
Ŝą
do nich: kwas flourowodorowy, kwas fosforowy(V), kwas siarkowy(VI).
Dysocjacja elektrolityczna elektrolitów słabych i
ś
redniej mocy w wodzie jest reakcj
ą
równowagow
ą
. W roztworze ustala si
ę
równowaga mi
ę
dzy jonami i cz
ą
steczkami niezdysocjo-
wanymi.
Stała dysocjacji K (ogólnie dla reakcji AB
A
+
+ B
-
) zgodnie z prawem działania mas
wyra
Ŝ
a stosunek iloczynu aktywno
ś
ci produktów (aktywno
ś
ci kationu a
A
i anionu a
B
) do
aktywno
ś
ci niezdysocjowanego elektrolitu a
AB
:
o
AB
B
A
a
a
a
a
K
⋅
⋅
=
−
+
a
o
– aktywno
ść
standardowa równa 1 mol/dm
3
Dla roztworów o ustalonej sile jonowej stała dysocjacji okre
ś
lana jest przez stosunek ilo-
czynu st
ęŜ
e
ń
produktów dysocjacji do st
ęŜ
enia cz
ą
steczek niezdysocjowanych w stanie równo-
wagi:
o
AB
B
A
c
c
c
c
[AB]
]
[B
]
[A
K
−
+
⋅
=
⋅
=
−
+
[A
+
], [B
-
], [AB] – oznaczaj
ą
warto
ś
ci liczbowe st
ęŜ
e
ń
molowych jonów i cz
ą
steczek niezdysocjowa-
nych w stanie równowagi (nawiasy kwadratowe oznaczaj
ą
stosunek st
ęŜ
enia molowego jonów lub
cz
ą
steczek niezdysocjowanych w stanie równowagi do st
ęŜ
enia standardowego np.[A
+
]=c
A
/c
o
)
c
0
– st
ęŜ
enie standardowe (1 mol/dm
3
).
Stała dysocjacji, w odró
Ŝ
nieniu od stopnia dysocjacji,
nie zale
Ŝ
y od st
ęŜ
enia elektrolitu.
Zale
Ŝ
y wył
ą
cznie od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika. Jest wielko
ś
ci
ą
bezwymiarow
ą
. War-
to
ść
liczbowa stałej okre
ś
la moc elektrolitu. Elektrolity o stałych dysocjacji K rz
ę
du 10
-2
– 10
-4
na-
zywa si
ę
potocznie elektrolitami
ś
redniej mocy, a charakteryzuj
ą
ce si
ę
mniejszymi warto
ś
ciami –
elektrolitami słabymi.
Ze wzoru definiuj
ą
cego stał
ą
dysocjacji wynika,
Ŝ
e je
ś
li zwi
ę
kszy si
ę
st
ęŜ
enie jednego z
4
jonów, to dla zachowania stałej warto
ś
ci całego wyra
Ŝ
enia musi si
ę
zmniejszy
ć
st
ęŜ
enie drugiego
jonu lub zwi
ę
kszy
ć
st
ęŜ
enie cz
ą
stek niezdysocjowanych. W rzeczywisto
ś
ci zachodz
ą
oba te pro-
cesy. Zwi
ę
kszenie st
ęŜ
enia cz
ą
steczek niezdysocjowanych jest równoznaczne ze zmniejszaniem
si
ę
st
ęŜ
enia jonów, a wi
ę
c z cofni
ę
ciem dysocjacji.
W przypadku kwasów wieloprotonowych poszczególne etapy dysocjacji charakteryzuj
ą
ko-
lejne stałe dysocjacji, przy czym K
1
>>
K
2
>>
K
n
. Przykładowo dla kwasu w
ę
glowego(IV) dysocju-
j
ą
cego dwustopniowo:
H
2
CO
3
H
+
+ HCO
3
-
]
CO
[H
]
[HCO
]
[H
K
3
2
3
a1
−
+
⋅
=
HCO
3
-
H
+
+ CO
3
2-
]
[HCO
]
[CO
]
[H
K
3
2
3
a2
−
−
+
⋅
=
Warto
ś
ci stałych dysocjacji roztworów wodnych wybranych kwasów i roztworu amoniaku
podano w tabeli 1.
Tabela 1. Stałe dysocjacji wybranych elektrolitów. Podane warto
ś
ci pK = -logK.
(T = 298K, I = 0)
Elektrolit
Reakcja dysocjacji
pK
1
pK
2
pK
3
HNO
2
HNO
3
H
+
+ NO
3
-
3,15
HF
HF
H
+
+ F
-
3,18
H
2
SO
4
H
2
SO
4
→
H
+
+ HSO
4
-
HSO
4
-
H
+
+ SO
4
2-
1,99
H
3
PO
4
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-
2,15
7,18
12,38
HIO
3
HIO
3
H
+
+ IO
3
-
0,85
H
2
CO
3
H
2
CO
3
H
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
H
+
+
CO
3
2-
6,35
10,32
H
2
S
H
2
S
H
+
+ HS
-
HS
-
H
+
+ S
2-
6,98
12,6
CH
3
COOH
CH
3
COOH
CH
3
COO
-
+ H
+
4,79
NH
3
H
2
O
NH
3
H
2
O
NH
4
+
+ OH
-
4,76
Zale
Ŝ
no
ść
mi
ę
dzy stał
ą
dysocjacji, stopniem dysocjacji i st
ęŜ
eniem elektrolitu opisuje pra-
wo rozcie
ń
cze
ń
Oswalda. Korzystaj
ą
c z definicji stopnia dysocjacji
α
, st
ęŜ
enie produktów dyso-
cjacji (
+
A
c
,
−
B
c
) i cz
ą
steczek niezdysocjowanych (
AB
c
) w stanie równowagi mo
Ŝ
na wyrazi
ć
jako
funkcj
ę
α
i st
ęŜ
enia całkowitego
c
, a stał
ą
dysocjacji K przedstawi
ć
w postaci:
o
2
α
)c
(1
c
α
[AB]
]
[B
]
[A
K
−
=
⋅
=
+
+
Dokładne okre
ś
lenie jak wpływa st
ęŜ
enie elektrolitu na stopie
ń
dysocjacji wymaga rozwi
ą
-
5
zania równania kwadratowego. Jednak przy zało
Ŝ
eniu,
Ŝ
e
1
1
≅
−
α
(
α
<
0.01) mo
Ŝ
na skorzysta
ć
z
wzoru uproszczonego:
c
c
K
α
°
≅
Oznacza to,
Ŝ
e stopie
ń
dysocjacji słabego elektrolitu jest wprost proporcjonalny do pier-
wiastka kwadratowego ze stałej dysocjacji tego elektrolitu i odwrotnie proporcjonalny do pierwiast-
ka kwadratowego z jego st
ęŜ
enia w roztworze.
Iloczyn jonowy wody, pH
Woda nale
Ŝ
y do elektrolitów bardzo słabych. Dysocjuje według równania:
2 H
2
O
H
3
O
+
+ OH
-
(dla uproszczenia piszemy H
2
O
H
+
+ OH
-
),
Stała równowagi reakcji dysocjacji wody ma posta
ć
:
O]
[H
]
[OH
]
[H
K
2
−
+
⋅
=
Poniewa
Ŝ
st
ęŜ
enie [H
2
O] w czystej wodzie i w roztworach rozcie
ń
czonych mo
Ŝ
na przyj
ąć
za wiel-
ko
ść
stał
ą
(
O
H
2
c
= 55,4 mol/dm
3
), iloczyn K[H
2
O] =
K
w
= [H
+
]
⋅⋅⋅⋅
[OH
-
] dla ustalonej siły jonowej
jest wielko
ś
ci
ą
stał
ą
definiowan
ą
jako iloczyn jonowy wody.
W celu unikni
ę
cia operowania bardzo małymi liczbami w postaci wykładniczej, zamiast st
ę
-
Ŝ
enia jonów wodorowych posługujemy si
ę
warto
ś
ciami pH zdefiniowanymi wzorem:
pH = -log[H
+
]
Analogicznie do pH mo
Ŝ
na wyrazi
ć
st
ęŜ
enie dowolnego jonu J jako pJ = -log[J].
Logarytmuj
ą
c obustronnie zale
Ŝ
no
ść
K
w
= [H
+
]
⋅
[OH
-
] i korzystaj
ą
c z definicji pH i pOH
otrzymuje si
ę
wyra
Ŝ
enie na iloczyn jonowy wody w postaci:
pK
w
= pH + pOH
Warto
ść
pK
w
= -log K
w
przy sile jonowej I = 0 w temperaturze 298K = 14,00.
Je
Ŝ
eli jony H
+
i OH
-
powstaj
ą
wył
ą
cznie z dysocjacji wody to [H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
, czyli pH=
pOH = 7, co oznacza,
Ŝ
e roztwór jest oboj
ę
tny. Wprowadzenie roztworu kwasu, zasady lub soli
hydrolizuj
ą
cej powoduje zmian
ę
poło
Ŝ
enia równowagi reakcji dysocjacji wody. Warto
ść
iloczynu
jonowego wody nie ulega zmianie. Roztwory, w których st
ęŜ
enie jonów wodorowych [H
+
] jest
wi
ę
ksze od st
ęŜ
enia jonów wodorotlenowych s
ą
kwa
ś
ne (pH < 7); w roztworach zasadowych
[OH
-
] > [H
+
] czyli pH >7.
Do najcz
ęś
ciej stosowanych metod okre
ś
lania pH nale
Ŝą
metoda potencjometryczna i
wska
ź
nikowa. W metodzie potencjometrycznej wykorzystuje si
ę
zale
Ŝ
no
ść
mi
ę
dzy potencjałem
odpowiednich elektrod a st
ęŜ
eniem kationów wodorowych w roztworze. Do pomiaru pH stosuje
si
ę
przyrz
ą
dy zwane pehametrami. Ze wskaza
ń
pehametru odczytuje si
ę
bezpo
ś
rednio warto
ść
pH roztworu. W metodzie wska
ź
nikowej wykorzystuje si
ę
zmiany barwy roztworów wska
ź
ników
6
kwasowo-zasadowych lub papierków wska
ź
nikowych.
Wska
ź
niki pH
Wska
ź
nikami pH (indykatorami) s
ą
zwi
ą
zki organiczne, o charakterze słabych kwa-
sów lub zasad, których jony posiadaj
ą
inne zabarwienie ni
Ŝ
cz
ą
steczki niezdysocjowane.
Po wprowadzeniu wska
ź
nika do roztworu wodnego nast
ę
puje jego cz
ęś
ciowa dysocjacja i ustala
si
ę
stan równowagi mi
ę
dzy jonami i cz
ą
steczkami niezdysocjowanymi. Dysocjacj
ę
wska
ź
nika o
charakterze kwasu (HInd) lub zasady (IndOH) wyra
Ŝ
aj
ą
równania:
HInd
H
+
+ Ind
-
IndOH
Ind
+
+ OH
-
W przypadku wska
ź
nika kwasowego HInd wzrost st
ęŜ
enia jonów wodorowych przesuwa
równowag
ę
reakcji w lew
ą
stron
ę
, zmniejszaj
ą
c st
ęŜ
enie jonów Ind
-
, natomiast dodatek jonów OH
-
przesuwa równowag
ę
w prawo, zmniejszaj
ą
c st
ęŜ
enia cz
ą
steczek niezdysocjowanych.
Stała dysocjacji wska
ź
nika HInd wyra
Ŝ
ona jest równaniem:
[HInd]
]
[Ind
]
[H
K
a
−
+
⋅
=
Barwa roztworu zale
Ŝ
y od stosunku st
ęŜ
e
ń
formy zdysocjowanej i niezdysocjowanej
wska
ź
nika. Stosunek ten jest
ś
ci
ś
le zwi
ą
zany ze st
ęŜ
eniem jonów wodorowych. Je
Ŝ
eli st
ęŜ
enie
jonów wodorowych [H
+
] jest równe K
HInd
, połowa wska
ź
nika uległa dysocjacji; roztwór ma barw
ę
po
ś
redni
ą
mi
ę
dzy barwami formy zdysocjowanej i niezdysocjowanej, Gdy stosunek st
ęŜ
e
ń
[Ind
-
]/[HInd]>10 widoczna jest tylko barwa jonów wska
ź
nika, natomiast gdy [Ind
-
]/[HInd] < 0,1 za-
barwienie roztworu odpowiada niezdysocjowanej formie wska
ź
nika.
Ka
Ŝ
dy wska
ź
nik ma okre
ś
lony przedział pH (zakres czuło
ś
ci wska
ź
nika
δ
), w którym za-
chodz
ą
widoczne zmiany barwy roztworu. Zakres ten zale
Ŝ
y od jego stałej dysocjacji. Zakres
zmiany barwy obejmuje najcz
ęś
ciej ok. 2 jednostek pH (~ pK
±
1). W tabeli 2 podano przykłado-
wo barwy cz
ęś
ciej stosowanych wska
ź
ników.
Tabela 2. Zakres zmiany barwy niektórych wska
ź
ników.
Barwa w roztworze o pH
Wska
ź
nik
pK
Zakres czuło
ś
ci
wska
ź
nika
δ
pH <
δ
pH =
δ
pH >
δ
Bł
ę
kit tymolowy
1,6
1,2 - 2,8
czerwone
pomara
ń
czowe
Ŝ
ółte
Oran
Ŝ
metylowy
3,4
3,1 - 4,4
czerwone
pomara
ń
czowe
Ŝ
ółte
Czerwie
ń
metylowa
5,0
4,2 - 6,2
czerwone
pomara
ń
czowe
Ŝ
ółte
Bł
ę
kit bromotymolowy
7,1
6,6 - 7,6
Ŝ
ółte
zielone
niebieskie
Lakmus
6,0
5,0 - 8,0
czerwone
fioletowe
niebieskie
Czerwie
ń
krezolowa
8,1
7,2 - 8,8
Ŝ
ółte
pomara
ń
czowe
czerwone
Fenoloftaleina
9,4
8,1 - 10,0
bezbarwne
ró
Ŝ
owe
purpurowo-
czerwone
Oprócz roztworów wska
ź
ników, do okre
ś
lania pH, mo
Ŝ
na stosowa
ć
papierki wska
ź
nikowe,
czyli paski bibuły nasyconej odpowiednimi wska
ź
nikami. Mog
ą
zawiera
ć
one jeden wska
ź
nik, jak
7
np. papierki lakmusowe lub by
ć
nasycone mieszanin
ą
wska
ź
ników tak dobranych,
Ŝ
e barwa pa-
pierków zmienia si
ę
przechodz
ą
c przez ró
Ŝ
ne zabarwienia w szerokim zakresie pH. Papierki
wska
ź
nikowe mog
ą
by
ć
stosowane tylko razem z zał
ą
czon
ą
wzorcow
ą
skal
ą
barw. Porównuj
ą
c
zabarwienie, zwil
Ŝ
onego badanym roztworem, papierka wska
ź
nikowego z skal
ą
barw odczytuje-
my orientacyjne warto
ś
ci pH.
Wska
ź
nikami pH mog
ą
by
ć
równie
Ŝ
naturalne barwniki zawarte w ro
ś
linach.
Barwniki wi
ę
k-
szo
ś
ci kwiatów i warzyw s
ą
najcz
ęś
ciej antocyjanami lub flawonoidami. Jest to grupa zwi
ą
zków
organicznych wyst
ę
puj
ą
cych w soku komórkowym ro
ś
lin, których barwa zale
Ŝ
y od pH
ś
rodowiska
.
Najbardziej znane s
ą
wła
ś
ciwo
ś
ci barwników z li
ś
ci czerwonej kapusty. Mieszanina barwników
zawartych w czerwonej kapu
ś
cie (grupa antocyjanin o ró
Ŝ
nej budowie strukturalnej) ma wyj
ą
tkowo
szeroki zakres zmiany barwy (od czerwonego przy pH < 3, przez fioletowy, niebieski, zielony do
Ŝ
ółtego przy pH > 13). Natomiast pochodne taniny zawarte w ekstrakcie z herbaty charakteryzu-
j
ą
si
ę
tylko jasno
Ŝ
ółtym zabarwieniem w
ś
rodowisku kwa
ś
nym, a brunatnym w
ś
rodowisku zasa-
dowym.
LITERATURA:
1. A.Biela
ń
ski, Podstawy chemii nieorganicznej, PWN, Warszawa 2002.
2. I.Barycka, K.Skudlarski, Podstawy chemii, Oficyna Wydawnicza Pol. Wr., Wrocław 2001.
3. T.Lipiec, Z.S.Szmal, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL, Warsza-
wa 1996.
4. Jabło
ń
ski, T.Palewski, L.Pawlak, W.Walkowiak, B.Wróbel, B.Ziółek, W.
ś
yrnicki, Obliczenia w che-
mii nieorganicznej, Oficyna Wydawnicza P.Wr., Wrocław 2002.
5. Ch.Suzuki - J.Chem. Educ., 68, 588 (1991).
6. R.D. Curtright, J.A.Rynearson, J. Markowell - J.Chem. Educ.,71, 682 (1994).
8
Pytania kontrolne:
1.
Zapisa
ć
jonowo reakcje zachodz
ą
ce po zmieszaniu wodnych roztworów:
a) (NH
4
)
2
SO
4
+ NaOH,
b) K
2
CO
3
+ HCl,
c) NH
4
OH + CH
3
COOH
2.
Poda
ć
wzory substancji, które rozpuszczone w wodzie dysocjuj
ą
na nast
ę
puj
ą
ce jony:
Al
3+
, Cl
-
b) K
+
, HSO
3
-
, H
+
, SO
3
2-
c) Mg
2+
, Cl
-
.
3.
Zdefiniowa
ć
stał
ą
dysocjacji elektrolitu i poda
ć
od jakich czynników zale
Ŝ
y jej warto
ść
.
4.
Od jakich czynników zale
Ŝ
y warto
ść
stopnia dysocjacji elektrolitu.
5.
Poda
ć
równania dysocjacji kwasu siarkowodorowego oraz wyra
Ŝ
enia na kolejne stałe dysocjacji,
uszeregowa
ć
wyst
ę
puj
ą
ce w roztworze jony, według malej
ą
cych warto
ś
ci ich st
ęŜ
e
ń
.
6.
Wyprowadzi
ć
zale
Ŝ
no
ść
mi
ę
dzy stał
ą
dysocjacji, stopniem dysocjacji i st
ęŜ
eniem elektrolitu.
7.
Jakie jest kryterium podziału na elektrolity mocne i słabe?
8.
Jakie s
ą
do
ś
wiadczalne dowody na wyst
ę
powanie jonów w roztworach elektrolitów?
9.
Jak zmieni si
ę
stopie
ń
dysocjacji mocnego i słabego elektrolitu po 100-krotnym rozcie
ń
czeniu?
10. Przy jakim st
ęŜ
eniu roztworu stopie
ń
dysocjacji kwasu azotowego(III) b
ę
dzie równy 0,10. (pK
a
=
2,87)
11. Oblicz mas
ę
jonów fluorkowych znajduj
ą
cych si
ę
w 10 cm
3
roztworu kwasu fluorowodorowego o
st
ęŜ
eniu 0,20 mol/dm
3
. (pK
a
= 2,95)
12. Omówi
ć
wpływ wspólnych jonów na dysocjacj
ę
słabych elektrolitów.
13. Oblicz mas
ę
chlorku amonu, który nale
Ŝ
y doda
ć
do 6,0 cm
3
0,10 M roztworu amoniaku, aby st
ęŜ
e-
nie jonów wodorotlenowych zmalało dwukrotnie. (pK
b
= 4,33)
14. Wskaza
ć
, które z wymienionych substancji s
ą
elektrolitami i poda
ć
równania ich dysocjacji:
Na
3
PO
4
, NaOH, CH
3
COOH, FeCl
3
, Cu(NO
3
)
2
, NH
3
·
H
2
O, HNO
3
, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
C
6
H
6
, C
6
H
12
O
6
,
CH
3
COONH
4
, (NH
4
)
2
SO
4
.
15. Wymie
ń
najcz
ęś
ciej stosowane wska
ź
niki pH. Podaj mechanizm ich działania.
16. Co to jest iloczyn jonowy wody i pH roztworu?
17. Obliczy
ć
st
ęŜ
enie jonów wodorowych w roztworze, w którym st
ęŜ
enie jonów wodorotlenowych
wynosi 3,16
⋅
10
-4
, a pK
w
= 14,17.
18. Ustal jakie zabarwienie wyst
ę
puje w roztworze a) kwasu, b) zasady po dodaniu wska
ź
nika typu
HInd, którego dysocjacja zwi
ą
zana jest z nast
ę
puj
ą
cymi barwami: (barwa
Ŝ
ółta) HInd = H
+
+ Ind
-
(barwa niebieska).
9
WYKONANIE DO
Ś
WIADCZE
Ń
Do
ś
wiadczenie 1. Sprawdzanie odczynu roztworów papierkami
wska
ź
nikowymi
Cel
ć
wiczenia: Okre
ś
lenie mocy elektrolitu na podstawie zabarwienia papierków wska
ź
ni-
kowych.
Odczynniki: 0,1 M kwas solny (HCl); 0,1 M kwas octowy (CH
3
COOH); 0,1 M wodny roztwór
amoniaku (NH
3
⋅⋅⋅⋅
H
2
O); 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH); 0,1 M chlorek sodu (NaCl);
papierki wska
ź
nikowe.
Do sze
ś
ciu ponumerowanych probówek doda
ć
kolejno po 1 cm
3
nast
ę
puj
ą
cych roztworów:
0,1 M HCl; 0,1 M CH
3
COOH; 0,1 M NaCl; H
2
O (destylowana); 0,1 M NH
3
·
H
2
O; 0,1 M
NaOH. Przygotowa
ć
sze
ść
papierków wska
ź
nikowych. Z ka
Ŝ
dej probówki pobra
ć
dobrze
opłukan
ą
i osuszon
ą
bagietk
ą
kropelk
ę
roztworu i zwil
Ŝ
y
ć
ni
ą
jeden papierek wska
ź
nikowy.
Roztwory pozostawi
ć
do nast
ę
pnego do
ś
wiadczenia.
•
Porówna
ć
obserwowane barwy papierków z barwn
ą
skal
ą
pH.
•
Odczyta
ć
na skali warto
ś
ci pH jakim odpowiadaj
ą
zabarwienia papierków zwil
Ŝ
anych
badanymi roztworami.
•
Napisa
ć
zachodz
ą
ce w roztworach reakcje.
•
Obliczy
ć
st
ęŜ
enia jonów wodorowych dla rozpatrywanych roztworów (warto
ś
ci stałych
dysocjacji i iloczynu jonowego wody przyj
ąć
równe: pK
a
= 4,55, pK
b
= 4,33,
pK
w
= 13,80).
•
Wyniki przedstawi
ć
w formie tabelki:
Roztwór
Zabarwienie pa-
pierka wska
ź
ni-
kowego
Warto
ść
pH
odczytana ze
skali
Warto
ść
pH
obliczona
St
ęŜ
enia jonów i
cz
ą
steczek nie-
zdysocjowanych
obecnych w roz-
tworze
0,1 M HCl
0,1 M CH
3
COOH
0,1 M NaCl
H
2
O (destylowana)
0,1 M NH
3
·
H
2
O
0,1 M NaOH.
Do
ś
wiadczenie 2. Wska
ź
niki stosowane w laboratorium chemicznym
Cel
ć
wiczenia: okre
ś
lenie wpływu pH na barw
ę
roztworów wska
ź
ników stosowanych w
laboratoriach chemicznych.
10
Odczynniki: 0,1 M kwas solny (HCl); 0,1 M wodorotlenek sodu (NaOH); wska
ź
niki (roztwo-
ry): fenoloftaleina, oran
Ŝ
metylowy, lakmus, czerwie
ń
metylowa, bł
ę
kit bromotymo-
lowy.
Do trzech probówek wla
ć
po 1cm
3
nast
ę
puj
ą
cych roztworów: 0,1 M HCl; H
2
O (destylowa-
na); 0,1 M NaOH. Do ka
Ŝ
dej z nich doda
ć
po 2 krople roztworu fenoloftaleiny.
•
Obserwowa
ć
zabarwienie roztworów.
Przygotowa
ć
nast
ę
pny komplet probówek z 1cm
3
roztworów: 0,1 M HCl; H
2
O (destylowa-
na); 0,1 M NaOH. Do ka
Ŝ
dej z probówek doda
ć
po 2 krople wska
ź
nika Czynno
ść
t
ą
wyko-
na
ć
dla oran
Ŝ
u metylowego, lakmusu, czerwieni metylowej, bł
ę
kitu bromotymolowego).
•
Zanotowa
ć
obserwowane barwy roztworów w obecno
ś
ci badanych wska
ź
ników.
•
Wyniki przedstawi
ć
w formie tabelki:
Ś
rodowisko
kwa
ś
ne
Ś
rodowisko
oboj
ę
tne
Ś
rodowisko
zasadowe
Wska
ź
nik
0.1 M HCl
H
2
O (destylowana)
0.1 M NaOH
Fenoloftaleina
Oran
Ŝ
metylowy
Lakmus
Czerwie
ń
metylowa
Bł
ę
kit bromotymolowy
Do
ś
wiadczenie 3. Dysocjacja elektrolitów słabych w obecno
ś
ci mocnych
kwasów lub zasad
Cel do
ś
wiadczenia: okre
ś
lenie wpływu mocnego elektrolitu (HCl, NaOH) na pH słabej zasa-
dy (NH
3
·
H
2
O) oraz roztworu buforowego ( CH
3
COOH + CH
3
COONa)
Odczynniki: 0,1 M roztwór amoniaku (NH
3
·
H
2
O); 0,1 M roztwór kwasu solnego (HCl); 0,1 M
roztwór wodorotlenku sodu (NaOH); 0,1 M roztwór kwasu octowego (CH
3
COOH);
a) Do trzech probówek wla
ć
po 2 cm
3
0,1 M roztworu NH
3
·
H
2
0. Do jednej z probówek doda
ć
1
cm
3
H
2
O, do drugiej 1 cm
3
0,1 M roztworu HCl a do trzeciej 1 cm
3
0,1 M roztworu NaOH. Po
wymieszaniu zawarto
ś
ci z ka
Ŝ
dej z probówek pobra
ć
kropl
ę
roztworu i zwil
Ŝ
y
ć
papierek
wska
ź
nikowy.
•
Porówna
ć
obserwowane barwy papierków wska
ź
nikowych ze skal
ą
pH. Okre
ś
li
ć
pH
badanych roztworów.
•
Napisa
ć
zachodz
ą
ce w roztworach reakcje.
•
Obliczy
ć
pH roztworów w ka
Ŝ
dej z probówek przyjmuj
ą
c pK
b
= 4,33, pK
w
= 14.00.
b) Do trzech probówek wla
ć
po 2 cm
3
0,1 M roztworu CH
3
COOH. Do jednej z probówek doda
ć
1 cm
3
H
2
O, do drugiej 1 cm
3
0,1 M roztworu HCl, a do trzeciej 1 cm
3
0,1 M roztworu NaOH.
11
Po wymieszaniu zawarto
ś
ci z ka
Ŝ
dej z probówek pobra
ć
kropl
ę
roztworu i zwil
Ŝ
y
ć
papierek
wska
ź
nikowy.
•
Okre
ś
li
ć
pH badanych roztworów za pomoc
ą
papierków wska
ź
nikowych.
•
Napisa
ć
zachodz
ą
ce w roztworach reakcje.
•
Obliczy
ć
pH roztworu wyj
ś
ciowego oraz roztworów w ka
Ŝ
dej z probówek przyjmuj
ą
c
pK
a
= 4,55.
Do
ś
wiadczenie 4. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów
Cel do
ś
wiadczenia: okre
ś
lenie produktów reakcji mi
ę
dzy sol
ą
słabej zasady (lub sol
ą
sła-
bego kwasu) i mocn
ą
zasad
ą
(lub mocnym kwasem).
Odczynniki: 1,0 M kwas solny (HCl); 1,0 M wodorotlenek sodu (NaOH); 1,0 M w
ę
glan sodu
(Na
2
CO
3
); 1,0 M chlorek amonu (NH
4
Cl); papierki uniwersalne.
a) Do probówki wla
ć
1cm
3
1,0 M NH
4
Cl. Nast
ę
pnie dodawa
ć
kroplami 1 cm
3
1,0 M NaOH. De-
likatnie sprawdzi
ć
zapach wydzielaj
ą
cego si
ę
w probówce gazu (zawarto
ść
probówki mo
Ŝ
na
lekko podgrza
ć
umieszczaj
ą
c j
ą
w ła
ź
ni wodnej). Do wylotu probówki zbli
Ŝ
y
ć
zwil
Ŝ
ony wod
ą
uniwersalny papierek wska
ź
nikowy (nie dotyka
ć
papierkiem
ś
cianek probówki).
•
Obserwowa
ć
zmian
ę
barwy papierka wska
ź
nikowego.
•
Napisa
ć
równania zachodz
ą
cych reakcji w postaci cz
ą
steczkowej i jonowej.
b) Do drugiej probówki wla
ć
1cm
3
1,0 M Na
2
CO
3
a nast
ę
pnie doda
ć
1 cm
3
1,0 M HCl.
•
Zwróci
ć
uwag
ę
czy po zmieszaniu roztworów wydzielaj
ą
si
ę
p
ę
cherzyki gazu.
•
Napisa
ć
równania zachodz
ą
cych reakcji w postaci cz
ą
steczkowej i jonowej.