POWRÓT

SEMESTR II

PRACOWNIA CHEMICZNA - SPORZĄDZANIE ROZTWORÓW, WAŻENIE


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Roztwory
Stężenia roztworów
Przeliczanie stężeń
Mieszanie roztworów o różnych stężeniach
Techniki ważenia
Miareczkowanie (alkacymetria)

 

Roztwory

   

Większość procesów chemicznych jest realizowana w układach wieloskładnikowych, w których co najmniej jeden składnik jest znacznie rozdrobniony. Układy takie stanowią, w zależności od stopnia rozdrobnienia składników:

  • mieszaniny niejednorodne
  • mieszaniny jednorodne (układy dyspersyjne)

Mieszaniny niejednorodne (heterogeniczne) są to układy, w których fazy poszczególnych składników zachowują swoje cechy makroskopowe (np. piasek + woda, piasek + siarka, woda + olej). Mieszaniny takie można stosunkowo łatwo rozdzielić metodami fizycznymi, takimi jak:

  • sączenie przez materiał porowaty
  • sedymentacja w polu grawitacyjnym ziemskim
  • dekantacja, tzn. ostrożne zlanie cieczy znad osadu
  • segregacja mechaniczna (jeżeli ziarna poszczególnych składników są dostatecznie duże)

Mieszaninami jednorodnymi (układami dyspersyjnymi) nazywa się takie układy, w których małe cząstki jednej substancji - fazy rozproszonej - są równomiernie rozmieszczone w innej substancji - fazie rozpraszającej. Ogólnie taki układ nazywamy roztworem.

W roztworach substancja znajdująca sie w przewadze nazywana jest rozpuszczalnikiem a substancja występująca w mniejszej ilości substancją rozpuszczaną.

Roztwory mogą powstać w wyniku zmieszania;

  • gazu z gazem i powstaje roztwór gazowy
  • gazu z cieczą
  • substancji w stanie stałym z cieczą
  • cieczy z cieczą
  • substancji w stanie stałym z substancją w stanie stałym i powstaje roztwór stały.

Przykładem roztworu, który powstał w wyniku zmieszania gazów jest powietrze. Jest to mieszanina takich gazów jak; azot, tlen, dwutlenek węgla, argon i innych cząsteczek. Pod względem kinetycznym roztwór gazowy jest podobny do czystego gazu, z tą różnicą, że zawiera cząsteczki różnego rodzaju, które mieszają się ze sobą w dowolnych stosunkach. Oznacza to, że roztwory gazowe zawsze powstają podczas mieszania dowolnych gazów i w dowolnych stosunkach.
Roztwory, które powstają w wyniku zmieszania dowolnych substancji z cieczą, są cieczami. W wyniku zmieszania różnych substancji w stanie stałym powstają roztwory, które są ciałami stałymi. Przykładem są różnego rodzaju stopy metali, takie jak; mosiądz, brąz, stal, srebro monetarne, stopy glinu.

W zależności od stopnia rozdrobnienia fazy rozproszonej rozróżnia się:

  • Roztwory właściwe (rzeczywiste) - złożone z cząsteczek lub jonów o rozmiarach mniejszych niż 10-9m.
  • Roztwory koloidalne - złożone z cząstek o rozmiarach 10-7m - 10-9m widocznych dopiero pod mikroskopem elektronowym. Tak małe cząstki można rozdzielić dopiero w ultrawirówkach. Roztwory koloidalne intensywnie rozpraszają światło (efekt Tyndala)
  • Zawiesiny - złożone z cząstek o rozmiarach 10-6m - 10-7m widocznych pod mikroskopem optycznym. Można je rozdzielić przez sedymentację pod wpływem siły ziemskiego pola grawitacyjnego.

Przedstawiony podział nie jest "ostry". Zawiesiny takie jak dymy (ciało stałe rozproszone w gazie), mgły (ciecz rozproszona w gazie), emulsje (ciecz rozproszona w cieczy) oraz piany (gaz w cieczy), przy dostatecznie dużym rozdrobnieniu stają się koloidami. Podobnie białka i polimery nawet w rozdrobnieniu cząsteczkowym są układami koloidalnymi.

Najbardziej rozpowszechnionymi roztworami rzeczywistymi są roztwory ciekłe. Dlatego w wąskim znaczeniu roztwór definujemy jako mieszaninę substancji ciekłej (rozpuszczalnika) i jednej albo więcej stałych, ciekłych lub gazowych substancji rozpuszczonych, których cząsteczki są dokładnie przemieszane z cząsteczkami rozpuszczalnika.

Do góry


 

Stężenia roztworów

   


Ilościowo skład roztworu określa się za pomocą stężenia. Do najczęściej stosowanych zalicza się:

  • procent masowy - podaje się liczbę gramów substancji zawartej w 100 g roztworu. Na przykład w 100 g roztworu NaCl znajduje się 10g NaCl i 90 g H2O. Dla roztworów cieczy w cieczy często stosuje się procent objętościowy, który określa liczbę cm3 substancji zawartej w 100 cm3 roztworu.
  • stężenie molowe (molowość) - określa liczbę moli danej substancji znajdującej się w 1 dm3 roztworu.
    Na przykład roztwór o stężeniu 1 mola NaOH zawiera 40 g NaOH 1 dm3 roztworu.
  • stężenie normalne (normalność) określa liczbę gramorównoważników substancji zawartej w 1 dm3 roztworu.
    Na przykład roztwór 1 normalny H2SO4 zawiera 98,08 : 2 = 49,04 g H2SO4 w 1 dm3 roztworu. Stężenia normalne najczęściej stosowane są w alkali- i acydymetrii. Roztwory o jednakowej normalności zobojętniają się w jednakowych objętościach np. 100 cm3 1 n H2SO4 zobojetnia 100 cm3 1 n KOH.


Stężenie procentowe roztworu Cp

Stężenie procentowe roztworu Cp jest określane liczbą jednostek masowych (mg, g, kg, Mg) substancji rozpuszczonej zawartych w 100 jednostkach masowych (mg, g, kg, Mg) roztworu.

  • Przykład: roztwór 20%-owy jest to roztwór zawierający 20 jednostek masowych (mg, g, kg, Mg) substancji rozpuszczonej w 100 jednostkach masowych (mg, g, kg, Mg) roztworu,
    czyli jest to roztwór powstały ze zmieszania 10 jednostek masowych (mg, g, kg, Mg) substancji z 90 jednostkami masowymi (mg, g, kg, Mg) rozpuszczalnika

Związek między stężeniem procentowym roztworu Cp, liczbą jednostek masowych substancji rozpuszczonej a oraz liczbą jednostek rozpuszczalnika b wyprowadza się w następujący sposób: jeżeli w a + b jednostek masowych roztworu znajduje się a jednostek masowych substancji rozpuszczonej, to w 100 jednostkach masowych roztworu znajduje się Cp jednostek masowych substancji rozpuszczonej, czyli;

a + b j.mas. roztworu - a j. mas. substancji
100 j.mas.roztworu - Cp j. mas. substancji

Z powyższego otrzymujemy wzór na stężenie procentowe

  • Przykład 1
    Oblicz stężenie procentowe roztworu otrzymanego ze zmieszania 20 soli NaCl i 140 g wody.
    Rozwiązanie. Masa roztworu jest sumą masy substancji rozpuszczonej i masy rozpuszczalnika: 20 g + 140 g = 160 g
    Stąd możemy zapisać że:

    w 160 g roztworu znajduje się 20 g NaCl
    a w 100 g roztworu znajduje się x g cukru

    x = 20*100 / 160 = 12,5 g

    W 100 g otrzymanego roztworu znajduje się 12,5 g NaCl, a więc roztwór jest 12,5% - owy
  • Przykład 2
    Do 30 g 60%-owego roztworu dodano 50 g wody. Oblicz stężenie procentowe otrzymanego roztworu.
    Rozwiązanie po dodaniu do roztworu wody jego stężenie zmniejszy się, ale masa substancji rozpuszczonej pozostanie bez zmiany. należy więc obliczyć masę substancji znajdującej się w 30 g 60% -owego roztworu:

    100 g roztworu zawiera 60 g substancji
    30 g roztworu zawiera x g substancji

    x = 30*60 / 100 = 18 g

    Masa roztworu po dodaniu wody wynosi: 30 g + 50 g = 80 g.Po rozcieńczeniu:

    80 g roztworu zawiera 18 g substancji
    100 g roztworu zawiera x g substancji

    x = 18*100 / 80 = 22,5 g

    Otrzymany roztwór jest 22,5%-owy


Stężenie molowe roztworu Cm

Stężenie molowe roztworu jest liczbą moli substancji rozpuszczonej w 1 dm3 roztworu

  • Przykład Roztwór 1 molowy jest to roztwór, który w 1 dm3 roztworu zawiera 1mol substancji (definicja mola).

Stężenie molowe możemy wyrazić wzorem

gdzie; nj - ilość moli składnika j, V - objetość roztworu

Ilość moli składnika nj możemy obliczyć z wzoru

gdzie: mj - masa substancji j, Mj - masa molowa substancji j

Wstawiając wyrażenie na nj do wzoru na Cm otrzymamy

Przy obliczaniu stężeń molowych możemy korzystać z wzorów na stężenie molowe Cm lub z równań na proporcję

  • Przykład1
    Ile gramów NaOH znajduje się w 300 cm3 0,1 molowego roztworu?
    RozwiązanieObliczamy masę molową M(NaOH) - wynosi ona 40 g/mol. Ponieważ roztwór jest 0,1 molowy, to 0,1 mola NaOH ma masę: 0,1 mola x 40g/mol = 4g. To oznacza, że w 1 dm3 roztworu znajduje się 4 g NaOH.
    Układając równania na proporcję możemy napisać

    w 1000 cm3 0,1 molowego znajduje się 4 g NaOH
    a w 300 cm3 0,1 molowego roztworu zawiera x g NaOH

    x = 4 x 300 / 1000 = 1,2 g NaOH

    Rozwiązanie z wykorzystaniem wzoru W celu obliczenia masy NaOH wzór na Cm przekształcamy i otrzymujemy postać, która pozwala nam obliczenie masy NaOH.

    mj = Cm*Mj*V

    stąd wstawiając do wzoru dane otrzymamy.

    mNaOH = 0,1 mol/dm3 * 40 g/mol * 0,3 dm3 = 1,2 g NaOH

    W 300 dm3 0,1 molowego roztworu NaOH znajduje się 1,2 g NaOH

Uwaga Korzystając z równań na proporcję jak i z wzoru należy pamiętać o zastosowaniu właściwych jednostek. Jeżeli nie są zgodne, dokonujemy przeliczeń.

Do góry


 

Przeliczanie stężeń

   


W praktyce chemicznej często zachodzi konieczność przeliczenia stężenia roztworu z jednych jednostek na inne, np. zamiana stężenia procentowego roztworu na stężenie molowe

W czasie przeliczania stężenia molowego na procentowe i odwrotnie wykorzystujemy równania na proporcje;

100 g - Cp (%)
1000 x d - x (g)

gdzie: d - gęstość roztworu (g/cm3)

Ponieważ stężenie molowe możemy wyrazić równaniem Cm = x / M, więc równania na proporcje możemy zapisać

100 g - Cp (%)
1000 x d - Cm*M(g)

gdzie - M - masa molowa substancji

Związek między stężeniem molowym i procentowym wyrażony wzorem (wyprowadzony z równań na proporcję), możemy zapisać.

  • Przykład 1
    Oblicz stężenie molowe 13,45% roztworu Na2CO3, którego gęstość wynosi d = 1,14 g/cm3
    Rozwiązanie Najpierw obliczamy masę 1 dm3 roztworu. Wynosi ona 1000 cm3*1,14 g/cm3 = 1140 g. Z równań na proporcję obliczamy masę Na2CO3.

    100 g roztworu zawiera 13,45 g Na2CO3
    w 1140 g roztworu jest x g Na2CO3

    x= (13,45 * 1140) / 100 = 153,33 g Na2CO3

    Ponieważ masa molowa M Na2CO3 wynosi 106 g/mol to 153,33 g odpowiada 1,45 mola, ponieważ 153,33 : 106,0 = 1,45.
    Rozwiązanie z wykorzystaniem wzoru

    Cm = (10*d*Cp) / M = (10 * 1,14 * 13,45) / 106,0 = 1,45 mol/dm3

    Odpowiedź Roztwór jest 1,45 molowy
  • Przykład 2
    Oblicz stężenie procentowe 12,5 molowego roztworu KOH, ktorego gęstość wynosi d = 1,48 g/cm3
    Rozwiazanie Masa molowa MKOH = 56,11 g/mol. Ponieważ roztwór jest 12,5 molowy, to w roztworze znajduje się 12,5 mol * 56,11 g/mol = 701.38 g KOH. Masa 1 dm3 roztworu ma masę 1000 cm3 * 1,48 g/cm3 = 1480 g.

    Jeżeli 1480 g roztworu zawiera 701,38 g KOH
    to 100 g roztworu zawiera x g KOH

    x = (701,38 * 100) / 1480 = 47,4 g KOH

    A to oznacza, że w 100 gramach roztworu jest 47,4 g KOH
    Taki sam wynik osiągniemy korzystając z wzoru na przeliczanie jednostek stężenia (patrz wyżej)
    Odpowiedź 12,5 molowy roztwór KOH jest 47,4%

Do góry


 

Mieszanie roztworów o różnych stężeniach

   


Po rozcieńczeniu roztworu czystym rozpuszczalnikiem albo po zmieszaniu roztworów tej samej substancji o różnych stężeniach otrzymuje się nowy roztwór, w którym ilość substancji rozpuszczonej jest sumą jej ilości w roztworach wyjściowych, natomiast końcowe stężenie jest odwrotnie proporcjonalne do objętości lub masy roztworu koncowego.

Po zmieszaniu a jednostek wagowych (lub objetościowych) roztworu o stężeniu A oraz b jednostek wagowych (lub objetościowych) roztworu o stężeniu B, otrzymuje się a + b jednostek wagowych (lub objętościowych) nowego roztworu o stężeniu C. Jeżeli A>B, to A>C>B.

Zawartość substancji rozpuszczonej w roztworach wyjściowych i końcowym jest jednakowa, zatem:

a * A + b * B = (a + b)* C     stąd

a / b = (C - B) / (A - C)

Jest to reguła mieszanin, którą można sformułować w następujący sposób.

Ilości roztworów mieszanych są odwrotnie proporcjonalne do różnicy między stężeniami roztworów wyjściowych i stężeniem otrzymanego roztworu końcowego

Posługując się regułą mieszania w obliczeniach należy pamiętać, że ilości roztworów wyraża się w jednostkach wagowych, gdy ich stężenia są podane w procentach, natomiast w jednostkach objętościowych dla roztworów o stężeniach wyrażonych w mol/dm3.

Jeżeli miesza się roztwory, których stężenia podane są w różnych jednostkach, należy najpierw wyrazić w tych samych jednostkach, a następnie stosować regułę mieszania

Duże udogodnienie w obliczaniu stężenia roztworu powstałego ze zmieszania dwóch roztworów tej samej substancji, ale o różnych stężeniach, lub podczas rozcieńczania roztworu, daje schemat krzyżowy (metoda krzyżowa) wynikający z reguły mieszania:

A

--

C - B

=

aA

 

\ /

 

 

 

 

C

 

 

 

 

/ \

 

 

 

B

--

A - C

=

bB

Po lewej stronie wypisuje się stężenia roztworów wyjściowych (A) i (B), w środku krzyża żądane stężenie roztworu (C), a po prawej stronie różnice stężeń, przy czym należy zawsze odejmować od większej wartości stężenia wartość mniejszą.

Rozwinięcie schematu krzyżowego jest następujące: (C-B) jednostek roztworu o stężeniu A zmieszane z (A-C) jednostkami roztworu o stężeniu B daje (C-B) + (A-C), czyli (A-B) jednostek roztworu o stężeniu C.

  • Przykład 1
    Ile gramów wody należy dodać do 150 g 30% roztworu, aby otrzymać 22,5% roztwór?
    Rozwiązanie Rezultat końcowy obliczeń można otrzymać kilkoma sposobami:
    a) W 150 g 30% roztworu znajduje się:

    w 100 g roztworu znajduje się 30 g substancji
    w 150 g roztworu znajduje się x g substancji

    x = 150 x 30 / 100 = 45 g substancji.

    Taka sama masa substancji musi znajdować się również w roztworze po rozcieńczeniu.

    Jeżeli 100 g roztworu zawiera 22,5 g substancji
    to x g roztworu zawiera 45 g substancji

    x = 45 x 100 / 22,5 = 200 g roztworu

    Masa wody wynika z różnicy mas obu roztworów: 200 g - 150 g = 50 g

    b) Stosując regułę mieszania otrzymuje się:

    30 x 150 / 100 + x - 0 / 100 = 22,5 (150 + x) / 100

    x = 50 g
    c) Metoda krzyżowa:

    30

    --

    22,5 - 0

    =

    22,5g

     

    \ /

     

     

     

     

    22,5

     

     

     

     

    / \

     

     

     

    0

    --

    30 - 22,5

    =

    7,5g

    czyli: 22,5 g 30% roztworu + 7,5 g wody = 30 g 22,5% roztworu, a stąd:

    22,5 g 30% roztworu należy zmieszać z 7,5 g wody
    150g 30% roztworu należy zmieszać z x g wody

    x = 7,5*150 / 22,5 = 50 g wody

    Aby otrzymać 22,5% roztwór należy do 150 g 30% roztworu dodać 50 wody.
  • Przykład 2
    Ile gramów 25% roztworu należy dodać do 350 g 55% roztworu, aby otrzymać roztwór 30%
    Rozwiązanie

    55%

    --

    30 - 25

    =

    5g

     

    \ /

     

     

     

     

    30%

     

     

     

     

    / \

     

     

     

    25%

    --

    55 - 30

    =

    25g

    5 g (55% roztworu) + 25 g (25% roztworu) = 30 g (30% roztworu)
    Stąd
    5g 55% roztworu należy zmieszać z 25 g 25% roztworu
    350 g 55% roztworu należy zmieszać z x g 25% roztworu

    x = 25 x 350 / 5 = 1750 g 25% roztworu

    Aby otrzymać 30% roztwór należy do 350 g 55% roztworu dodać 1750 g 25% roztworu

Do góry


 

Techniki ważenia

   


OTOCZENIE WAGI
Wagi powinny się znajdować w specjalnym pomieszczeniu, zwanym pokojem wagowym. Pokój ten nie powinien być nasłoneczniony. Wilgoć, kurz i przeciągi mają negatywny wpływ na wyniki ważenia. Konieczne jest, aby panowała tam stała temperatura. Waga ustawiona na konsoli lub innym nieruchomym podłożu nie powinna być narażona na wstrząsy.

TECHNIKA WAŻENIA
Podczas ważenia należy wykonać następujące czynności:
1. Sprawdzić poziome ustawienie wagi - pion 9 powinien być idealnie ustawiony. Ustawienie wagi wykonuje się za pomocą nóżki wagi 10, pokręcając nią wzdłuż osi pionowej.

2. Sprawdzić punkt zerowy. Po odaretowaniu wagi wskazówka, w idealnym przypadku, wychyli się w lewo i w prawo o taką samą liczbę działek - przyjmuje się wtedy punkt zerowy 0 za ustalony. Przy różnicy wychyleń o jedną działkę więcej w lewo punkt zerowy oznacza się jako +1, przy wychyleniu o jedną działkę w prawo oznacza się jako - 1. Gdy różnica wychyleń jest większa od jednej działki, reguluje się wagę, używając tarowników 7. Jeżeli wskazówka wychyla sie w lewo, to obraca się prawy tarownik tak, aby przesunąć się bliżej środka belki lub obraca się lewy tarownik tak, aby odsunąć się od środka belki (przy zamkniętej wadze).

3. Ustawić na lewej szalce odpowiednio dobrane naczynie. Substancje stałe waży się na szkiełkach zegarkowych, w naczynkach wagowych, krystalizatorach lub zlewkach. Wybór naczynia zależy od ilości ważonej substancji. Naczynie musi być tak dobrane, aby substancja zmieściłóa się w nim swobodnie, ale równocześnie musi mieć możliwie najmniejszą masą.

4. Położyć na prawą szalkę odważnik o masie prawdopodobnie odpowiadającej masie ważonego przedmiotu. Nie wolno przenosić odważników w dłoni - do tego celu służy pinceta. Nie wolno pożyczać odważników z innych kompletów. Odważniki użyte do ważenia należy odkładać w miejsce, z którego zostały wyjęte.

5. Odaretować wagę. Jeżeli wskazówka wychyli się w lewą stronę, to znaczy, że masa odważnika jest zbyt duża. Wagę odaretowuje się ostrożnie. Im spokojniej wykona się tę czynność, tym mniejsze są wahania wskazówki i tym szybciej można ustalić punkt zerowy. Przy zbyt energicznym otwieraniu wagi mogą pospadać szalki z pryzmatów.

6. Zamknąć wagę. Zdjąć zbyt duży odważnik, położyć kolejny, o mniejszej masie.

7. Odaretować wagę. Jeżeli wskazówka wychyli się w lewo, to powtarzać czynności wg punktów 5 i 6. Jeżeli wskazówka wychyli się w prawo, to oznacza, że masa odważnika jest za mała. Należy po zamknięciu wagi dołożyć kolejny odważnik. Czynności te należy powtarzać tak długo, aż w wyniku ważenia uzyska się identyczny punkt zerowy, jak w przypadku wagi nieobciążonej.

8. Zapisać wynik ważenia. Zapisuje się masę (w gramach) odważników zgromadzonych na szalce, poczynając od największego, z uwzględnieniem dokładności ważenia (0,01 g), a więc do drugiego miejsca po przecinku, po czym sumuje ich wartości, np. 10,00 + 2,00 + 0,50 + 0,05 = 12,55 g.

9. Wsypać do zważonego naczynia ważoną substancję. Substancję stałą przenosi się za pomocą łyżeczki porcelanowej lub z tworzywa sztucznego, używanej wyłącznie do określonej substancji. Nie można tę samą łyżeczkę pobierać chlorku sodu, a następnie siarczanu(VI) miedzi, ponieważ substancje mogą się zanieczyścić. Można użyć tej samej łyżeczki, ale po uprzednim umyciu i wysuszeniu. Podczas ważenia lepiej jest pobierać małe porcje substancji, aby potem nie wsypywać jej nadmiaru do firmowych opakowań, grozi to bowiem zanieczyszczeniem odczynnika.

10. Dostawić na prawą szalkę tyle odważników, ile odpowiada masie, która ma być zważona.

11. Odaretować wagę, ocenić, czy ilość substancji jest właściwa - jeżeli zbyt duża, to wskazówka wychyli się w prawo.

12. Zaaretować wagę. Odsypać lub dosypać substancji. Dosypywanie lub odsypywanie substancji podczas ważenia jest możliwe tylko w przypadku produktów niehigroskopijnych.

13. Po uzyskaniu właściwego położenia punktu zerowego zapisać wynik ważenia. Masa ważonej substancji stanowi różnicę między masą wyznaczoną w punkcie 13. a masą wyznaczoną w punkcie 8.

PAMIETAJ!
Nie wolno ważyć ciepłych substancji i przedmiotów (znaczna różnica pomiędzy temperaturą substancji a temperaturą otoczenia). Substancje, których pary powodują korozję należy ważyć w szczelnie zamkniętych naczyniach.

Do góry


 

Miareczkowanie (Alkacymetria)

   


Nazwę alkacymetria utworzono przez połączenie dwóch słów: alkalimetria, czyli miareczkowanie mianowanymi roztworami zasad oraz acydymetria, czyli miareczkowanie mianowanymi roztworami kwasów. Metody alkacymetryczne nazywane są także metodami zobojętnienia, ponieważ opierają się one na reakcji zobojętnienia, czyli reakcji kwasu z zasadą, w wyniku której powstaje sól i woda.
Odwróceniem reakcji zobojętnienia jest reakcja hydrolizy.

W przypadku reakcji kwasu jednowodorowego (HA) i jednowodorotlenowej zasady (MeOH) w roztworze wodnym, można zapisać schematycznie.

Jeżeli kwas i zasada są całkowicie zdysocjowane na jony, to podczas miareczkowania zachodzi reakcja zobojętnienia, która w istocie polega na łączeniu jonów wodorowych (hydroniowych), pochodzących od kwasów, z jonami wodorotlenowymi, pochodzącymi od zasad, w wyniku której tworzą się słabo zdysocjowane cząsteczki wody;

H+ + OH- <=> H2O (teoria Arrheniusa)
H3O+ + OH- <=> 2H2O (teoria Bronsteda)

Kationy zasady Me+ i aniony kwasu nie biorą udziału w reakcji i pozostają w roztworze nie zmienione.

Podczas miareczkowania, mianowane roztwory kwasu lub zasady wprowadza się do analizowanej próbki w takiej ilości, aby osiągnąć taki moment, w którym liczba milimoli (moli) dodanego odczynnika jest stechiometrycznie równa liczbie milimoli (moli) oznaczanego składnika w analizowanym roztworze.

Co to oznacza?
To oznacza, że wprowadzając mianowany roztwór do analizowanej próbki, dochodzimy do momentu kiedy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych.

Przykład - reakcja zobojętniania Ca(OH)2 przez H3PO4

3Ca(OH)2 + 2H3PO4 --> Ca3(PO4)2 + H2O

Znając objętość zużytego odczynnika miareczkującego, jego stężenie molowe oraz mając napisane zbilansowane równanie reakcji chemicznej możemy wykonać obliczenia, których celem może być oznaczenie;

  • zawartości masy (mg, g) kwasu lub zasady w analizowanej próbce
  • zawartości procentowej (%) kwasu lub zasady w analizowanej próbce
  • wyznaczenie stężenia badanego roztworu

Zbilansowane równanie reakcji chemicznej w tym przypadku ma znaczenie równania matematycznego, podaje bowiem stosunki ilościowe pomiędzy reagującymi substratami i powstającymi w reakcji produktami.

Zobojętnianie

Jak już wspomniano metody alkacymetryczne opierają się na reakcji zobojętnienia, czyli reakcji kwasu z zasadą, w wyniku której powstaje sól i woda. Według definicji Arrheniusa reakcją zobojętnienia jest reakcją w której jon wodorowy H+ kwasu reaguje z jonem wodorotlenowym OH- zasady, tworząc wodę. W czasie reakcji znikają właściwości kwasowe i zasadowe.

H3O+ + OH- ---> 2H2O

Tego terminu "zobojętnianie" nie należy rozumieć dosłownie, ponieważ tylko kwasy i zasady o zbliżonej mocy mogą utworzyć rzeczywiście obojętny roztwór. Ponadto reagenty muszą występować w ilościach stechiometrycznych. Możliwe są cztery możliwe przypadki reakcji kwasu z zasadą;

  • mocny kwas - mocna zasada
  • słaby kwas - mocna zasada
  • mocny kwas - słaba zasada
  • słaby kwas - słaba zasada

Reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą Przykładem może być reakcja 1 mola kwasu solnego z 1 molem wodorotlenku sodowego.

HCl + NaOH ---> NaCl + H2O
H+ + Cl- + Na+ + OH----> H2O + Na+ + Cl-

Ponieważ Na+ i Cl- występują po obu stronach równania, można je opuścić i otrzymać równanie.

H+ + OH- ---> H2O (koncepcja Arrheniusa) lub
H3O+ + OH- ---> 2H2O (koncepcja Bronsteda)

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

Reakcja słabego kwasu z mocną zasadą Całkiem inny efekt reakcji zobojętnienia otrzymamy, gdy 1 mol kwasu octowego reaguje z 1 molem wodorotlenku sodowego. Otrzymany roztwór nie jest obojętny, lecz słabo zasadowy.

CH3COOH + NaOH <=> CH3COONa + H2O

Czyli w tym przypadku nie uzyskaliśmy tego co ogólnie nazwaliśmy "zobojętnieniem". Dzieje się tak dlatego, ponieważ w reakcji powstaje sól, która ulega reakcji hydrolizy. Wynikiem tej reakcji jest nadanie roztworowi odczynu zasadowego. Zasadowy odczyn roztworu jest spowodowany powstaniem dodatkowych ilości OH- w reakcjach. Przebieg reakcji chemicznej przedstawia poniższe równanie

CH3COOH + Na+ + OH- <=> CH3COO- + Na+ + H2O

Ponieważ jony sodowe nie uczestniczą realnie w reakcji, więc powyższe równanie możemy zapisać w postaci

CH3COOH + OH- <=> CH3COO- + H2O
   kwas I     zasada II     zasada I     kwas II

W napisanej reakcji zgodnie z teorią Bronsteda uczestniczą dwa słabe kwasy (kwas octowy i woda). Po zmieszaniu roztworów zawierających stechiometryczne ilości kwasu CH3COOH i zasady NaOH ustali się stan równowagi, w którym stężenie jonów wodorotlenowych będzie większe niż stężenie jonów wodorowych (pochodzących wyłącznie z dysocjacji cząsteczek wody) - odczyn otrzymanego roztworu będzie zasadowy (pH > 7).

Dlaczego pH > 7?
Do takich wniosków prowadzą rozważania dotyczące procesów przebiegających w roztworze otrzymanym przez rozpuszczenie octanu sodu. Sól ta jest elektrolitem mocnym i dlatego w roztworze dysocjuje całkowicie zgodnie z reakcją.

CH3COONa ---> CH3COO- + Na+

Jon sodowy nie uczestniczy w żadnej równowadze kwasowo-zasadowej, natomiast jon octanowy, będący zasadą Bronsteda, konkuruje z cząsteczkami wody o proton. Ustala się stan równowagi kwasowo-zasadowej a reakcji proton H+ od bardzo słabego kwasu H2O przechodzi do mocniejszej zasady CH3COO- tworząc słabo zdysocjowany kwas octowy oraz wolne jony wodorotlenowe. Roztwór ulega zalkalizowaniu.

CH3COO- + H2O <=> CH3COOH + OH-

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+

Przykładem jest reakcja kwasu solnego a amoniakiem.

HCl + NH3 ---> NH4Cl + H2O

Dlaczego pH < 7?
Do takiego wniosku prowadzą rozważania dotyczące stanu równowagi w roztworze otrzymanym przez rozpuszczenie w wodzie soli NH4Cl. Podobnie jak i w reakcji słabego kwasu z mocną zasadą, również i w tej reakcji ustala się równowaga kasowo-zasadowa z udziałem jonu amonowego i wody.

NH4- + H2O <=> H3O+ + NH3

W tej reakcji część kationów soli ulega przekształceniu w niezdysocjowane cząsteczki słabej zasady i powstaje dodatkowa liczba jonów hydroniowych - stąd pH < 7.

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

HA + MeOH ---> Me+ + A- + H2O

Przykładem może być reakcja.

CH3COOH + NH3 ----> CH3COO- + NH4+

Na podstawie tego równania nie można bezpośrednio określić odczynu otrzymanego roztworu przez zmieszanie roztworów zawierających stechiometryczne ilości słabego kwasu i słabej zasady. Jeżeli moc słabego kwasu i moc słabej zasady są porównywalne, to pH otrzymanego roztworu jest bliskie 7. W przypadku gdy jeden z substratów jest mocniejszy, to właśnie on będzie decydował o odczynie roztworu. Odczyn w tym przypadku może być lekko kwasowy lub lekko zasadowy.


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 byc dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące warunki;

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

   

Na podstawie wcześniej opisanego procesu zobojętnienia wiemy, że w zależności od mocy kwasu i zasady moment kiedy reagenty przereagują w ilościach stechiometrycznych występuje przy różnych pH. I tak;

  • dla reakcji mocnego kwasu z mocną zasadą - pH = 7
  • dla reakcji słabego kwasu i mocnej zasady - pH > 7
  • dla reakcji mocnego kwasu i słabej zasady - pH < 7
  • dla reakcji słabego kwasu i słabej zasady - 7 > pH > 7 (w zależności od tego, który z substratów przeważa)

Ogólnie można stwierdzić, że przy miareczkowaniu słabych kwasów mocnymi zasadami należy stosować wskaźniki, których zmiana barwy następuje przy wartościach pH > 7, np. fenyloftaleina. Przy miareczkowaniu słabych zasad mocnymi kwasami należy stosowac wskaźniki zmieniające barwę przy wartości pH < 7, np. oranż metylowy, czerwień metylowa. Natomiast dla mocnych kwasów i mocnych zasad najlepsze są wskaźniki zmieniające barwy w granicach 3 < pH < 10, np. lakmus, błękit bromotylowy (zmiany barwy odpowiednio w granicach 4,5 - 8,3 oraz 6,0 - 7,6).

Do góry


   

 

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved