chemia budowlana ćwiczenie nr 3

CHEMIA BUDOWLANA
ĆWICZENIE NR 3
HYDROLIZA SOLI I WYZNACZANIE pH ROZTWORÓW
WSTĘP TEORETYCZNY
Kwasy są to substancje zdolne do oddawania protonów. Zasady są zdolne do wiązania protonów. Definicję
kwasów i zasad podaje zależność:
kwas ↔ zasada + H+
Mówi się też o parze kwas – zasada.
Przykłady:
Kwasowi octowemu odpowiada zasada jon octanowy:
CH3CO2H ↔ CH3CO2- + H+
Podobnie ma się rzecz z kwasami tlenowymi i ogólnie z kwasami kompleksowymi:
C6H5OH ↔ C6H5O- + H+
HNO3 ↔ NO3- + H+
H[Ag(CN)2] ↔ Ag(CN)2- + H+
Jon amonowy jest kwasem, któremu odpowiada zasada amoniak:
NH4+ ↔ NH3 + H+
Liczne substancje organiczne zawierające ≡N, =O, =S itd. są zasadami, gdyż mogą wiązać protony.
Wodorotlenek sodowy jest zasadą:
NaOH + H+ ↔ Na+∙H2O;
odpowiednim kwasem jest uwodniony kation sodowy.
Wiele kationów zachowuje się jak kwasy w obecności wody:
Al3+∙H2O ↔ Al(OH)2+ + H+
Oksyna (8-hydroksychinolina) jest kwasem wskutek obecności grupy fenolowej:
Jest ona jednocześnie zasadą wskutek posiadania atomu azotu mogącego związać proton:
Niektóre substancje zachowują się jako kwasy w obecności wody:
CO2 + H2O ↔ HCO3- + H+
Cr2O72- + H2O ↔ 2CrO42- + 2H+
Cząsteczki rozpuszczalnika mogą również grać rolę kwasów lub zasad; tak więc woda zachowuje się jak
zasada w reakcji równowagi:
H2O + H+ ↔ H3O+
H+ przedstawia proton; H3O+ jest symbolem protonu solwatowanego lub solwatowanego jonu wodorowego;
nazywa się go zwykle jonem wodorowym i przedstawia przez H+.
Reakcje między kwasami i zasadami
Protony w stanie wolnym praktycznie nie istnieją. Ażeby kwas mógł oddawać protony, musi obecna zasada
zdolna do ich związania. Jeśli kwas 1 reaguje z zasadą 2, mamy dwa układy kwas – zasada:
kwas1 ↔ zasada1 + H+
zasada2 + H+ ↔ kwas2
kwas1 + zasada2 ↔ kwas2 + zasada1
Ustala się stan równowagi miedzy dwoma układami kwas – zasada.
Przykłady:
HF ↔ F- + H+
NH3 + H+ ↔ NH4+
HF + NH3 ↔ F- + NH4+
Zachodzi wymiana protonów.
Przewidywanie reakcji
Moc kwasów i zasad. Rozpatrzmy reakcję:
kwas1 + zasada2 ↔ zasada1 + kwas2
Jeśli równowaga przesunięta jest w prawo, oznacza to, że kwas1 reaguje z zasadą2, a nie odwrotnie. Mówi się
w takim przypadku, że kwas1 jest mocniejszy od kwasu2. Można też powiedzieć równoznacznie, ze zasada2
działa na kwas1, a nie zasada1 na kwas2; zasada2 jest mocniejsza od zasady1. Kwasowi mocniejszemu
odpowiada nieodmiennie słabsza zasada.
W roztworze wodnym kwasy reagują z wodą, którą można traktować jako zasadę:
kwas1 + H2O ↔ zasada1 + H3O+
W ten sposób można porównywać moc różnych układów kwasowo-zasadowych z układem H3O+/H2O.
Stała pary kwas – zasada. Roztwory wodne. Woda może grać rolę kwasu:
H2O ↔ HO- + H+
lub zasady:
H2O + H+ ↔ H3O+
mamy więc:
2H2O ↔ HO- + H3O+
To odróżnia w roztworach wodnych zjawiska wymiany protonów od zjawiska wymiany elektronów.
Hydroliza
Jeśli wprowadzić kwas do wody, może on oddać protony wodzie, która je zwiąże. Mamy stan równowagi:
kwas + H2O ↔ zasada + H3O+
na przykład:
HF + H2O ↔ F- + H3O+
Po wprowadzeniu do wody zasady może ona związać protony, gdyż woda może je oddać:
zasada + H2O ↔ kwas + OHna przykład pirydyna:
C5H5N + H2O ↔ C2H5NH+ + OHTakie działanie wody nazywamy hydrolizą. Może ona zachodzić zarówno z kwasami, jak i zasadami. Mówiąc
dokładniej, równowaga zależy od rodzaju pary kwas – zasada.
Stosując prawo działania mas do równowagi, mamy:
[zasada][H3 O+ ]
=K
[kwas][H2 O]
Stężenie wody jest bardzo duże (1000/18) i praktycznie stałe w roztworach rozcieńczonych. Możemy więc
zapisać:
[zasada][H3 O+ ]
= K𝑎
[kwas]
Zdefiniowana w ten sposób stała Ka nosi nazwę stałej kwasowej pary kwas – zasada (lub stałej dysocjacji
kwasowej). Wygodniej posługiwać się wielkością pKa = -logKa, nazywaną wykładnikiem mocy kwasu.
Wychodząc z równowagi [zasada + H2O ↔ kwas + OH-], można też zdefiniować stałą zasadową (lub stałą
dysocjacji zasadowej):
[kwas][OH − ]
= K𝑏
[zasada]
Oba stany równowagi nie są jednak od siebie niezależne, są związane ze sobą wzorem:
2H2O ↔ H3O+ + OHWidzimy stad, że:
KaKb = [H3O+][OH-] = 10-14
Dla uproszczenia będziemy używać wyłącznie stałej Ka.
Kwas jest tym mocniejszy, im bardziej równowaga [kwas + H2O ↔ zasada + H3O+] jest przesunięta w prawo,
więc im stała Ka jest większa (lub im pKa jest mniejsze).
Zasada jest tym mocniejsza, im energiczniej wiąże protony, czyli im bardziej jest przesunięta w lewo.
Stała Ka dobrze określa moc pary kwas – zasada. Im kwas mocniejszy, tym zasada słabsza.
Tak na przykład kwas cyjanowodorowy HCN jest kwasem słabym (pKa = 9,3), CN- jest zasadą dość mocną.
Jon amonowy NH4+ jest kwasem mniej więcej tej samej mocy: pKa = 9,2. Odpowiednia zasada NH3 ma prawie
tę samą moc co CN-.
Kwas fluorowodorowy HF, pKa = 3,2, jest mocniejszy. F- jest zasadą bardzo słabą.
Wykładnik wodorowy pH. Mówi się, że roztwór jest tym bardziej kwaśny, im więcej woda związała
protonów, czyli im większe jest stężenie [H3O+]. Mamy równowagę:
2H2O ↔ H3O+ + HOMożemy zastosować prawo działania mas:
[H3 O+ ][OH − ]
=K
[H2 O]2
Wartość K jest określona dla danej temperatury. Stężenie części zdysocjowanej pozostaje zawsze bardzo małe
w stosunku do ogólnej liczny cząsteczek wody w roztworze rozcieńczonym. Możemy więc uważać [H2O]2 za
mniej więcej stałe.
Mamy w ten sposób:
[H3O+][OH-] = KH2O
Wartość stałej KH2O jest bardzo mała. Wynosi ona 10-13,98 w temperaturze 25 ºC, 10-14,2 w temperaturze
18 ºC.
W temperaturze pokojowej mamy więc mniej więcej:
[H3O+][OH-] = 10-14
W czystej wodzie znajduje się tyle samo jonów H3O+ co jonów HO-, mamy więc
[H3O+] = [OH-] = 10-7
Mówimy, że środowisko jest kwaśne, gdy zawiera nadmiar jonów H3O+, [H3O+] > 10-7. Jest ono obojętne,
gdy [H3O+] = 10-7. Jest zasadowe lub alkaliczne, gdy [H3O+] < 10-7.
Dla określenia kwasowości roztworów okazało się wygodniej posługiwać zamiast aktywnością jonów H 3O+,
wielkością pH, zdefiniowaną przez zależność:
pH = -log[H3O+]
pH czystej wody jest więc równe 7. W środowisku kwaśnym pH < 7, aż do -1. W środowisku zasadowym pH
> 7, aż do 15.
Jeśli ograniczyć się do roztworów niezbyt stężonych, można powiedzieć, że pH przyjmuje wartość od 0 do 14.
W reakcji równowagi:
kwas + H2O ↔ zasada + H3O+
im kwas mocniejszy, tym roztwór bardziej kwaśny. Mamy:
[zasada][H3 O+ ]
= Ka
[kwas]
lub
pH = pK a + log
[zasada]
[kwas]
Przewidywanie reakcji. Weźmy roztwór pary kwas1 – zasada1. Mamy:
pH1 = pK1 + log
[zasada1 ]
[kwas1 ]
pH2 = pK 2 + log
[zasada2 ]
[kwas2 ]
Dla pary kwas2 – zasada2 mamy:
Po zmieszaniu roztworów stosunki:
[zasada1 ]
[zasada2 ]
i
[kwas1 ]
[kwas2 ]
ulegną zmianie na skutek wymiany protonów:
kwas1 + zasada2 ↔ kwas2 + zasada1
aż do ustalenia po osiągnięciu równowagi jednej wspólnej wartości [H3O+] czy też pH.
Jeśli roztwór 1 jest bardziej kwaśny niż 2, tj. pH1 < pH2, wówczas kwas1 będzie reagował z zasadą2, stosunek
zasada1/kwas1 wzrośnie, zasada2/kwas2 zmaleje, aż pH1=pH2. Wówczas wymiana protonów ustanie.
Wartość stałej równowagi dana jest przez równanie:
K=
[zasada1 ][kwas2 ] K1
=
[kwas1 ][zasada2 ] K 2
Z zależności:
pH = pK1 + log
[zasada1 ]
[zasada2 ]
= pK 2 + log
[kwas1 ]
[kwas2 ]
wynika:
pK = pK1 – pK2.
Równowaga jest tym bardziej przesunięta w prawo, im większa jest różnica pK1 – pK2
Skala pH. Na skali pH można przedstawić każdą parę kwas – zasada za pomocą wartości odpowiedniej stałej
pKa; odpowiada ona wartości pH, gdy [kwas] = [zasada].
Każdy kwas może reagować z każdą zasadą położona na prawo na rysunku powyżej. Stałą równowagi pK
znajduje się jako odległość na skali pomiędzy punktami reprezentującymi odpowiednie pary kwas – zasada.
Mocne kwasy, mocne zasady, ograniczenia wartości pH. Niektóre kwasy są bardzo mocne, mocniejsze niż
H3O+. Oddają one swe protony cząsteczkom wody z utworzeniem H3O+ praktycznie ilościowo. Ponieważ zaś
litr rozcieńczonego roztworu zawiera 55 moli H2O, kwasy znikają całkowicie. Równowaga
kwas + H2O = zasada + H3O+ jest całkowicie przesunięta w prawo.
Kwasy mocniejsze od H3O+, które nie mogą istnieć w roztworze wodnym: HCl, HNO3, HClO4 nazywa się
kwasami mocnymi.
HCl + H2O → Cl- + H3O+
Cl-, NO3-, ClO4- są jonami obojętnymi z punktu widzenia kwasowości. One nie są zdolne do przyłączenia
protonów, a więc do reagowania z jonami wody.
Podobnie mocne zasady reagują ilościowo z wodą:
NaOH + H2O → Na+∙H2O + OH-
R4N+, R4M+, Na+, K+ itd., odpowiadające możnym zasadom, nie mają charakteru kwasowego o nie zmieniają
pH roztworów.
Oznaczenie uproszczone. Działanie wody na proton (hydratację) przedstawialiśmy za pomocą symbolu H3O+.
Dla uproszczenia pisowni, podobnie jak robiliśmy to poprzednio dla innych jonów, będziemy pisali H+ i
będziemy nazywali uwodniony proton jonem wodorowym, jak się to powszechnie przyjęło.
Zamiast równania równowagi:
kwas + H2O ↔ zasada + H3O+
będziemy pisali:
kwas ↔ zasada + H+
Wzór na stałą kwasową przyjmie postać:
[zasada][H + ]
= Ka
[kwas]
Roztwory normalne. Roztworem normlanym kwasu nazywa się roztwór kwasu zdolny do odszczepienia –
w przypadku całkowitej dysocjacji – jednego gramojonu wodoru w litrze. Tak więc roztwór normalny kwasy
chlorowodorowego zawiera jedną gramocząstkę w litrze. Roztwór normalny kwasu fosforowego zawiera 1/3
mola w litrze, gdyż przez całkowitą dysocjację cząsteczka jego mogłaby odszczepić trzy jony wodorowe.
W analogiczny sposób określa się roztwory normalne zasad. Roztwór normalny wodorotlenku sodowego
zawiera jedną gramocząstke NaOH w litrze.
Będziemy oznaczali przez N normalność roztworu, przez M – stężenie wyrażone w molach na litr. W ten
sposób roztwór 1M kwasu siarkowego zawiera jedną gramocząstkę w litrze. Jest on dwunormalny 2N.
Dysocjacja soli. Doświadczenie wykazuje, ze w roztworze duża liczba soli, zachowuje się na ogół jak
kompleksy bardzo nietrwałe. Są one praktycznie całkowicie zdysocjowane. Na przykład fluorek sodowy jest
całkowicie zdysocjowany:
NaF → Na+ + FF- jest zasadą; Na+ jest jonem obojętnym z punktu widzenia kwasowości (kwasem bardzo słabym).
W analogiczny sposób chlorek amonowy daje:
NH4Cl → NH4+ + ClNH4+ jest kwasem, Cl- jest jonem obojętnym (zasadą bardzo słabą).
Dla chlorku sodowego mamy:
NaCl → Na+ + ClRoztwór jest obojętny.
Dla octanu amonowego mamy:
NH4CH3CO2 → NH4+ + CH3CO2NH4+ jest kwasem, CH3CO2- zasadą.
ĆWICZENIE PRAKTYCZNE: HYDROLIZA SOLI i pH ROZTWORÓW
Sprzęt potrzebny do wykonania ćwiczenia: naczyńka polietylenowe (50 cm3), bagietki, łopatki, tryskawka,
pH-metr.
Odczynniki i materiały: 0.1 M roztwory kwasów: solnego, octowego, cytrynowego; sole o stężeniu 0.1 M
NaCl, NiCl2, NaHCO3, NH4Cl, Na3PO4, Na2SO4, CH3COONa
WYKONANIE ĆWICZENIA
Zmierzyć pH roztworów HCl w zakresie stężeń 0.1 M do 0.000001 M. Roztwory przygotować przez
odpowiednie rozcieńczanie w następujący sposób: do kolby miarowej o pojemności 100 cm3 przenieść pipetą
10 cm3 0.1 M HCl, uzupełnić woda destylowaną do kreski i po zakorkowaniu kolbki dokładnie wymieszać.
Z tak przygotowanego 0.01 M roztworu HCl przenieść 10 cm3 tego roztworu do następnej kolbki i również
uzupełnić wodą do kreski i wymieszać. Postępując w analogiczny sposób przygotować kolejne roztwory:
0.0001 M, 0.00001 M aż do stężenia 0.000001 M. Tak przygotowane roztwory przenieść do odpowiednich
naczynek polietylenowych w ilości ok. 45 cm3 i zmierzyć pH za pomocą pH-metru.
Zmierzyć wartość pH dla kwasów solnego, octowego i cytrynowego o stężeniu 0.1 M. Wyniki zestawić
w tabeli.
W odpowiednio oznaczonych naczyńkach polietylenowych wlać po 45 cm3 wybranych soli, a następnie
zmierzyć ich wartość pH. Wyniki pomiarów zestawić w tabeli. Zapisać równania hydrolizy poszczególnych
soli (cząsteczkowo i jonowo).