W celu otrzymania kwasu bromowodorowego
przeprowadzono doświadczenie z użyciem
zestawu, który zilustrowano rysunkiem poniżej.
Do kolby stożkowej zawierającej 9,5 g
czystego stałego bromku potasu
wprowadzono kroplami pewną ilość
stężonego kwasu siarkowego(VI).
Zaszła reakcja opisana poniższym
równaniem.
KBr + H2SO4 → KHSO4 + HBr
W wyniku całkowitego pochłonięcia wydzielonego bromowodoru otrzymano w cylindrze 80 cm3
kwasu bromowodorowego. Z tego roztworu pobrano próbkę 1,0 cm3, którą rozcieńczono wodą.
Do jej zobojętnienia zużyto 6,9 cm3 roztworu wodorotlenku potasu o pH = 13.
Oblicz, jaka część użytego w doświadczeniu KBr uległa reakcji z H2SO4. Wynik podaj
w procentach.
Kwas szczawiowy jest najprostszym kwasem dikarboksylowym.
Na rysunku obok przedstawiono model cząsteczki tego kwasu. Kwas szczawiowy jest substancją stałą, dobrze rozpuszczalną w wodzie.
W wodnym roztworze dysocjuje dwustopniowo.
Rozpuszczoną w niewielkiej ilości wody odważkę bezwodnego kwasu szczawiowego o masie 𝑚 umieszczono w kolbie miarowej, którą dopełniono wodą destylowaną do objętości 100,0 cm3.
Pobrano pipetą 20,0 cm3 otrzymanego roztworu, przeniesiono go do kolby stożkowej, w której znajdowała się elektroda pehametru, i miareczkowano roztworem NaOH o stężeniu 0,10 mol ∙ dm–3. Eksperyment prowadzono w temperaturze 25 °C. Uzyskane wyniki przedstawiono w formie wykresu zależności mierzonego pH od objętości dodawanego roztworu NaOH.
Na podstawie analizy wykresu oblicz stężenie kwasu szczawiowego w kolbie stożkowej oraz masę 𝒎 odważki bezwodnego kwasu szczawiowego użytego w opisanym doświadczeniu. Następnie wyjaśnij, dlaczego po dodaniu 40,0 cm3 NaOH (aq)
pH powstałej mieszaniny jest wyższe od 7. W wyjaśnieniu uwzględnij odpowiednie obliczenia. W obliczeniach zastosuj uproszczone wyrażenie wiążące stałą dysocjacji ze stężeniem jonów H+.
Badano reakcje mocnego kwasu HA i słabego kwasu HX z mocną zasadą. W tym celu
wykonano miareczkowanie wodnych roztworów tych kwasów za pomocą wodnego roztworu
wodorotlenku potasu – zgodnie z poniższym opisem.
Umieszczono w zlewce 20,0 cm3 roztworu wybranego kwasu o stężeniu 0,10 mol ∙ dm−3
i zmierzono pH tego roztworu. Następnie do zlewki z roztworem kwasu dodawano porcjami
wodny roztwór KOH o stężeniu 0,10 mol ∙ dm−3. Po dodaniu każdej porcji roztworu
wodorotlenku mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. Punkt równoważnikowy (PR) został
osiągnięty po dodaniu takiej objętości roztworu KOH, w jakiej liczba moli zasady jest równa
liczbie moli kwasu. Uzyskane wyniki przedstawiono w formie wykresu zależności mierzonego
pH od objętości roztworu KOH – naniesione punkty połączono, w wyniku czego otrzymano
krzywą miareczkowania.
Poniżej przedstawiono krzywą miareczkowania wodnego roztworu jednego z tych kwasów
(HA albo HX) wodnym roztworem wodorotlenku potasu.
Rozstrzygnij, czy przedstawiony wykres ilustruje wyniki miareczkowania wodnego
roztworu słabego kwasu HX wodnym roztworem KOH w opisanym doświadczeniu.
Odpowiedź uzasadnij – przytocz dwa różne argumenty.
Wskaźniki kwasowo-zasadowe są słabymi kwasami lub słabymi zasadami. Przykładowy wskaźnik o wzorze ogólnym HIn ulega dysocjacji kwasowej i w roztworze wodnym ustala się równowaga:
HIn (aq) + H2O ⇄ H3O+ (aq) + In– (aq)
Obie formy wskaźnika stanowiące sprzężoną parę kwas–zasada Brønsteda: kwasowa – HIn (aq) i zasadowa – In–(aq), nadają roztworom wskaźnika dwie wyraźnie różne barwy. Załóżmy, że forma cząsteczkowa HIn (aq) zabarwia roztwór wodny wskaźnika na kolor różowy, a forma jonowa In–(aq) – na kolor błękitny. Jeśli do roztworu wskaźnika HIn wprowadzimy kwas lub zasadę, to położenie stanu równowagi – zgodnie z regułą przekory Le Chateliera–Brauna – ulegnie zmianie, co poskutkuje zmianą barwy mieszaniny.
W roztworze kwasowym obserwujemy kolor różowy wywołany obecnością drobin HIn, a w roztworze zasadowym – wskutek obecności jonów In– – kolor błękitny. Jeżeli stężenia obu form są porównywalne, wskaźnik przyjmuje kolor pośredni.
Wyrażenie na stałą dysocjacji jonowej wskaźnika jako słabego kwasu ma postać:
𝐾in = [H3O+(aq)] [In-(aq)][HIn (aq)]
Gdy stężenia form In–(aq) i HIn (aq) będą równe, to:
𝐾in = [H+(aq)] [In-(aq)][HIn (aq)] = [H+(aq)]
Obliczenie ujemnego logarytmu dziesiętnego z obu stron równania prowadzi do wyrażenia:
pKin = pH
Wartość pKin ±1 umownie przyjmuje się jako zakres działania wskaźnika kwasowo-zasadowego. Jeżeli do kolby zawierającej analit (roztwór kwasu o nieznanym stężeniu) dodajemy kroplami, z biurety, roztwór titranta (roztwór o odczynie zasadowym, którego stężenie ma znaną wartość), to mówimy o miareczkowaniu kwasowo-zasadowym. Pomiar pH roztworu analitu w funkcji objętości dodawanego titranta pozwala sporządzić krzywą miareczkowania. Na krzywej wyróżnia się fragment niemalże prostopadły do osi zmiennej niezależnej, który pozwala na odczytanie tzw. punktu równoważnikowego, czyli wartości pH, dla której do roztworu wprowadzono tę samą liczbę moli zarówno kwasu, jak i zasady. W przypadku wskaźnika poprawnie dobranego do takiego miareczkowania oczekuje się, że w zakresie działania tego wskaźnika mieści się punkt równoważnikowy.
Do kolby zawierającej 25,00 cm3 kwasu solnego o stężeniu 0,010 mol ∙ dm–3 wprowadzano kroplami, z biurety napełnionej do objętości 50,0 cm3, wodny roztwór amoniaku o stężeniu 0,020 mol ∙ dm–3. Przygotowano zestaw wskaźników kwasowo-zasadowych wraz z dotyczącymi ich dodatkowymi informacjami zestawionymi w tabeli:
Nazwa wskaźnika
błękit tymolowy
oranż metylowy
purpura bromokrezolowa
błękit bromotymolowy
czerwień fenolowa
fenoloftaleina
p𝐾in
1,7
3,4
5,8
7,0
7,9
9,4
Podaj nazwę wskaźnika, który powinien zostać użyty do wyznaczenia punktu końcowego podczas opisanego miareczkowania kwasowo-zasadowego. Załóż, że końcowa objętość roztworu (w punkcie końcowym miareczkowania) jest równa sumie objętości analitu i titranta.
Poniżej przedstawiono informacje pozwalające porównać moc trzech substancji, które
wykazują kwasowy charakter chemiczny w roztworach wodnych (𝑇 = 25 °C, 𝑝 = 1000 hPa):
Substancja (H2X)
p𝐾𝑎1
p𝐾𝑎2
benzeno-1,2-diol, C6H4(OH)2
9,34
12,6
kwas butanodiowy, HOOC–(CH2)2–COOH
4,21
5,64
tlenek siarki(IV), SO2 (aq, nas.), [H2SO3]
1,85
7,20
Próbkę wodnego roztworu każdej z substancji (analitu) o objętości 10,0 cm3 i stężeniu
molowym 0,020 mol ∙ dm–3, umieszczano w kolbie i miareczkowano roztworem titranta:
NaOH (aq) o stężeniu molowym 0,020 mol ∙ dm–3. Krzywe miareczkowania oznaczone
literami A, B i C przedstawiono na wykresie.
Punkt równoważnikowy (PR) to punkt na krzywej miareczkowania odpowiadający takiej ilości
titranta, która jest równoważna stechiometrycznej ilości analitu. W pobliżu PR podczas
miareczkowania zachodzą wyraźne zmiany wartości pH, zwane skokiem miareczkowania.
Schemat przedstawia zmiany barwy wskaźnika kwasowo-zasadowego – błękitu tymolowego
– w roztworach o różnej wartości pH (zakresy zmiany barwy: 1,2– 2,8 oraz 8,0– 9,6):
Na podstawie: W.M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97th edition, 2016.
Oceń, prawdziwość poniższych zdań. Zaznacz P, jeśli zdanie jest prawdziwe, albo F –
jeśli jest fałszywe.
1.
Krzywa C obrazuje zmiany pH podczas miareczkowania najmocniejszego kwasu, a krzywa A – zmiany pH podczas miareczkowania kwasu pośredniej mocy spośród wymienionych.
P
F
2.
W przebiegu krzywej B jest widoczny jeden skok miareczkowania, a pH w punkcie równoważnikowym miareczkowania okazuje się większe od 7.
Poniżej przedstawiono informacje pozwalające porównać moc trzech substancji, które
wykazują kwasowy charakter chemiczny w roztworach wodnych (𝑇 = 25 °C, 𝑝 = 1000 hPa):
Substancja (H2X)
p𝐾𝑎1
p𝐾𝑎2
benzeno-1,2-diol, C6H4(OH)2
9,34
12,6
kwas butanodiowy, HOOC–(CH2)2–COOH
4,21
5,64
tlenek siarki(IV), SO2 (aq, nas.), [H2SO3]
1,85
7,20
Próbkę wodnego roztworu każdej z substancji (analitu) o objętości 10,0 cm3 i stężeniu
molowym 0,020 mol ∙ dm–3, umieszczano w kolbie i miareczkowano roztworem titranta:
NaOH (aq) o stężeniu molowym 0,020 mol ∙ dm–3. Krzywe miareczkowania oznaczone
literami A, B i C przedstawiono na wykresie.
Punkt równoważnikowy (PR) to punkt na krzywej miareczkowania odpowiadający takiej ilości
titranta, która jest równoważna stechiometrycznej ilości analitu. W pobliżu PR podczas
miareczkowania zachodzą wyraźne zmiany wartości pH, zwane skokiem miareczkowania.
Schemat przedstawia zmiany barwy wskaźnika kwasowo-zasadowego – błękitu tymolowego
– w roztworach o różnej wartości pH (zakresy zmiany barwy: 1,2– 2,8 oraz 8,0– 9,6):
Na podstawie: W.M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97th edition, 2016.
W wodnych roztworach kwasów diprotonowych (H2X) oraz podczas miareczkowania ich
roztworów za pomocą NaOH (aq) zachodzi wiele procesów, np.:
Proces
Równanie
I
H2X + H2O ⇄ HX– + H3O+
II
HX– + H2O ⇄ X2– + H3O+
III
HX– + H2O ⇄ H2X + OH–
IV
X2– + H2O ⇄ HX– + OH–
Na podstawie krzywej miareczkowania oznaczonej literą C wskaż, który z procesów
I–IV decyduje o pH roztworu obecnego w kolbie, w różnych momentach
miareczkowania. Uzupełnij poniższą tabelę. Wpisz numer procesu lub numery
procesów.
Poniżej przedstawiono informacje pozwalające porównać moc trzech substancji, które
wykazują kwasowy charakter chemiczny w roztworach wodnych (𝑇 = 25 °C, 𝑝 = 1000 hPa):
Substancja (H2X)
p𝐾𝑎1
p𝐾𝑎2
benzeno-1,2-diol, C6H4(OH)2
9,34
12,6
kwas butanodiowy, HOOC–(CH2)2–COOH
4,21
5,64
tlenek siarki(IV), SO2 (aq, nas.), [H2SO3]
1,85
7,20
Próbkę wodnego roztworu każdej z substancji (analitu) o objętości 10,0 cm3 i stężeniu
molowym 0,020 mol ∙ dm–3, umieszczano w kolbie i miareczkowano roztworem titranta:
NaOH (aq) o stężeniu molowym 0,020 mol ∙ dm–3. Krzywe miareczkowania oznaczone
literami A, B i C przedstawiono na wykresie.
Punkt równoważnikowy (PR) to punkt na krzywej miareczkowania odpowiadający takiej ilości
titranta, która jest równoważna stechiometrycznej ilości analitu. W pobliżu PR podczas
miareczkowania zachodzą wyraźne zmiany wartości pH, zwane skokiem miareczkowania.
Schemat przedstawia zmiany barwy wskaźnika kwasowo-zasadowego – błękitu tymolowego
– w roztworach o różnej wartości pH (zakresy zmiany barwy: 1,2– 2,8 oraz 8,0– 9,6):
Na podstawie: W.M. Haynes, CRC Handbook of Chemistry and Physics, 97th edition, 2016.
Przeanalizuj krzywe miareczkowania i rozstrzygnij, czy można odróżnić wszystkie
badane roztwory przy użyciu błękitu tymolowego po wprowadzeniu 4 i 14 cm3 titranta.
Zaznacz słowo TAK albo NIE przy każdym stwierdzeniu.
Po wprowadzeniu 4 cm3 titranta możliwe jest odróżnienie analitów.
TAK
NIE
Po wprowadzeniu 14 cm3 titranta możliwe jest odróżnienie analitów.
Zmieszano stałe wodorotlenki NaOH i KOH w stosunku masowym 𝑚NaOH : 𝑚KOH = 10 : 7. Próbkę tej mieszaniny o masie 𝑚𝑥 rozpuszczono w wodzie i otrzymano roztwór, do którego dodano kilka kropli alkoholowego roztworu fenoloftaleiny. Następnie powoli wkraplano kwas solny o stężeniu 0,05 mol · dm–3. Roztwór odbarwił się po dodaniu 7,5 cm3 kwasu.
Oblicz masę próbki wodorotlenków 𝒎𝒙 użytej w tym doświadczeniu. Wynik wyraź w miligramach w zaokrągleniu do jedności.
W celu wyznaczenia dokładnego stężenia pewnej zasady przeprowadzono następujące
doświadczenie. Do 60,0 cm3 badanego roztworu (KOH albo NH3 o stężeniu około
0,1 mol ∙ dm−3) dodawano powoli wodny roztwór HCl o stężeniu 0,10 mol ∙ dm−3 i mierzono
pH mieszaniny reakcyjnej. Otrzymaną zależność pH roztworu miareczkowanego od objętości
dodanego kwasu przedstawiono na poniższym wykresie.
Po dodaniu takiej objętości roztworu HCl, w jakiej ilość kwasu jest równoważna początkowej
ilości zasady w badanym roztworze, w układzie zostaje osiągnięty punkt równoważnikowy
(PR).
18.1. (0–1)
Rozstrzygnij, czy w opisanym doświadczeniu użyto roztworu KOH czy NH3.
Odpowiedź uzasadnij.
Rozstrzygnięcie:
Uzasadnienie:
18.2. (0–1)
Aby wyznaczyć stężenie zasady, zamiast pomiaru pH, podczas miareczkowania można
zastosować odpowiedni wskaźnik. Musi on być tak dobrany, aby zakres zmiany jego barwy
przypadał w pobliżu punktu równoważnikowego.
Fenoloftaleina jest wskaźnikiem, który zmienia barwę w zakresie pH 8,2 – 10,0, a oranż
metylowy – w zakresie pH 3,2 – 4,4.
Na podstawie: T. Mizerski, Tablice chemiczne, Adamantan 1997.
Rozstrzygnij, który wskaźnik – fenoloftaleina czy oranż metylowy – powinien być użyty
w celu możliwie dokładnego wyznaczenia stężenia tego roztworu. Odpowiedź
uzasadnij.
Przeprowadzono doświadczenie, podczas którego do kolby zawierającej 100 cm3 wodnego
roztworu jednoprotonowego kwasu HA dodawano porcjami wodny roztwór wodorotlenku sodu
o stężeniu 0,1 mol · dm−3 i mierzono pH mieszaniny reakcyjnej. Podczas doświadczenia
zachodziła reakcja opisana schematem:
HA + NaOH → NaA + H2O
Doświadczenie prowadzono w temperaturze 25°C. Jego przebieg zilustrowano poniższym
wykresem, zwanym krzywą miareczkowania.
Po dodaniu takiej objętości roztworu wodorotlenku sodu, w jakiej znajdowała się liczba moli
NaOH równa liczbie moli kwasu HA w roztworze wziętym do analizy, w układzie został
osiągnięty punkt równoważnikowy (PR). W opisanym doświadczeniu pH w punkcie
równoważnikowym było równe 8,6.
Krzywa miareczkowania może służyć do wyznaczenia wartości stałej dysocjacji kwasu (Ka),
a przez to pozwala zidentyfikować kwas poddawany miareczkowaniu. Jedna z metod polega
na wyznaczeniu tak zwanego punktu połowicznego zmiareczkowania (PP), w którym stężenie
HA jest równe stężeniu A−.
Stała równowagi dysocjacji kwasu HA opisana jest wyrażeniem:
Ka = [H3O+] ∙ [A−][HA], czyli [H3O+] = Ka ∙ [HA][A−]
Stężenie HA jest równe stężeniu A− po dodaniu połowy objętości roztworu NaOH potrzebnej
do osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Wtedy:
[H3O+] = Ka, czyli
pH = –log [H3O+] = –logKa = pKa
Tak więc w punkcie połowicznego zmiareczkowania pH jest równe –logKa.
16.1. (0–2)
Odczytaj z wykresu krzywej miareczkowania i napisz wartość pH w punkcie
połowicznego zmiareczkowania (PP). Który z wymienionych poniżej kwasów mógł być
użyty w opisanym doświadczeniu? Wybierz i zaznacz jego wzór.
Wartość pH w punkcie połowicznego zmiareczkowania:
Wzór kwasu:
HClO
CH3COOH
HClO2
16.2. (0–1)
Oceń prawdziwość poniższych zdań. Zaznacz P, jeżeli zdanie jest prawdziwe, albo F –
jeśli jest fałszywe.
