Laboratorní práce č. 5 - Acidobazické vlastnosti roztoků

Laboratorní práce č. 5 - Acidobazické vlastnosti roztoků

Laboratorní práce číslo: 5
Acidobazické vlastnosti roztoků
1. Zbarvení acidobazických indikátorů v roztocích kyselin, zásad a solí
Princip: Hodnoty pH při reakcích sledujeme zpravidla pomocí acidobazických indikátorů. Jsou to
organická barviva, která mění své zbarvení v závislosti na změně hydroxoniových kationtů H3O+.
Podle zjednodušené teorie německého chemika W. Ostwalda jsou indikátory slabé kyseliny nebo
slabé zásady, jejichž nedisociované formy se barevně liší od jejich iontů. Jako přírodní indikátor
můžeme použít roztok anthokyaninů – přírodních barviv, která, jak si velmi dobře pamatujete
z prvního ročníku biologie ☺, způsobují barevnost některých částí rostlin – např. tmavě modrá
barva bobulí ptačího zobu, zbarvení listů červeného zelí, modré hroznové víno či barvu růží, pivoněk
a dalších rostlin. Proto se i barva rostlin může měnit v závislosti na kyselosti půdy, na které roste.
Povařením těchto rostlin ve vodě z nich lze toto barvivo izolovat a jako indikátor používat. Jiným
přírodním barvivem může být také čaj. Pozorovali jste, co se s ním děje, když si do něj přidáváte
citron?
Pomůcky: stojánek ze zkumavkami
Chemikálie: methylová oranž, lakmus, fenolftalein, anthokyaniny, kongo červeň, zředěné roztoky
kyseliny sírové, kyseliny octové, octanu sodného, uhličitanu sodného, hydroxidu sodného a vodu.
Postup práce:
Do protokolu si překreslete následující tabulku (s příslušným počtem sloupců podle barviv)
indikátor
Methylová oranž
Fenolftalein
Lakmus
Kongočerveň
Roztok sloučeniny
Roztok H2SO4
Roztok CH3COOH
Voda
Roztok CH3COONa
Roztok Na2CO3
Roztok NaOH
Připravte si 6 zkumavek a dejte do nich připravené roztoky kyselin (w = 0,1) o objemu asi 3 ml. Pak
k roztokům přidejte několik kapek (2 – 4 ) jednoho z acidobazických indikátorů. Zbarvení
v jednotlivých roztocích zaznamenejte do tabulky. Stejným způsobem proveďte i s ostatními
indikátory. Dbejte na čistotu práce, aby zkumavky byly správně vypláchnuté a nedocházelo ke
skreslení výsledku pokusu.
Závěr:
Laboratorní práce číslo: 5
2. Příprava roztoků solí a stanovení pH
Z hodin chemie již velmi dobře víte, co to je hydrolýza solí a jaké pH by měli mít roztoky solí vzniklé
ze silných zásad a silných kyselin, slabých zásad a silných kyselin, silných zásad a slabých kyselin a
slabých zásad a slabých kyselin. Záleží na tom, zda jejich ionty reagují nebo nereagují z vodou.
Úkol: Stanovte pH roztoků solí a vysvětlete, proč mají zrovna takové pH. Zapište chemické rovnice
rozpouštění soli ve vodě a případnou reakci jejich iontů s vodou.
Princip: Hydrolýza solí je protolytická reakce, při které ionty solí reagují s vodou za vzniku
hydroxidových aniontů nebo hydroxoniových kationtů. Tím se změní hodnota pH vzniklého roztoku.
Celý děj je možné rozdělit do dvou fází:
a) rozpuštění krystalů soli ve vodě, při kterém dochází k rozrušování iontové struktury soli a
k uvolňování iontů = disociace soli
b) vlastní protolytická reakce iontů soli a vodou
Pomůcky: zkumavky, lžička na chemikálie, indikátorový papírek
Chemikálie: voda, chlorid sodný, uhličitan sodný, hydrogenuhličitan sodný, chlorid železitý,
siřičitan sodný, dihydrogenfosforečnan vápenatý, siřičitan železitý
Postup:
Malé množství soli (tak na špičku lžičky) rozpuste ve zkumavce v destilované vodě o objemu asi
3 ml. Z připravených roztoků přeneste pomocí skleněné tyčinky kapku na univerzální indikátorový
papírek a porovnáním se stupnicí určete pH jednotlivých roztoků.
Úloha:
Vysvětlete zjištěná pH. Napište chemické rovnice rozpouštění soli ve vodě a reakci iontů s vodou.
Pozor na to, které ionty s vodou skutečně reagují a které ne.
Jaké pH byste očekávali u roztoků těchto solí? Proč? KCl, CaCO3, CaSO4, FeSO3, Na2S, PbS,
KNO3, KNO2
Závěr:
Poznámka na závěr:
Při používání indikátorů je potřeba znát nejen barvu indikátoru v jednotlivých prostředích, ale také
tzv. pH přechodu – hodnotu pH, kdy dochází k barevné změně. Tato hodnota totiž nemusí a také
většinou není přímo v neutrální oblasti. Pomocí kombinace několika indikátorů jsme díky znalosti
pH přechodu schopni poměrně přesně určit přímo hodnotu pH a ne pouze kyselost či zásaditost.
indikátor
Kyselejší prostředí
Zásaditější prostředí
methylová žluť
methylová oranž
kongo červeň
lakmus
neutrální červeň
fenolftalein
červené
červené
modrofialové
červené
červené
bezbarvé
žluté
žluté
červené
modré
žlutohnědé
červenofialové
Barevný přechod
v oblasti pH
2,9 – 4,0
3,1 – 4,4
3,0 – 5,5
5,0 – 8,0
6,8 – 8,0
8,9 – 9,8