**ostatnia aktualizacja: 15.09.2010**

STUDENT’S TEXTBOOK of ERRORS

Co roku, na kolejnych zajęciach dydaktycznych muszę tracić sporo czasu na poprawianie typowych błędów pojęciowych i obliczeniowych popełnianych przez Studentów. Stąd powstał pomysł opracowania swego rodzaju indeksu błędów studenckich. Opracowanie to zapewne do końca mojej kariery dydaktycznej będzie stale rozbudowywane i uzupełniane. Taki pesymistyczny wniosek należy wyciągnąć z faktu, że z roku na rok problemy dydaktyczne są coraz większe...

Sformułowania błędne w dalszym tekście są wydrukowane czerwoną czcionką Courier”, a sformułowania szczególnie rażące są dodatkowo wytłuszczone.

 

"Labolatorium"- niezmiernie rozpowszechniony wśród chemików błąd językowy; drobny, ale irytujący - gdyż popełniany również przez profesorów "belwederskich"... "Laboratorium" = "pracownia", pochodzi od łacińskiego: "labor" = praca; stąd zresztą: "Labour Party" (Partia Pracy); "ora et labora" = "módl się i pracuj"; "laborant" = pracownik, a nie: "labolant", "kolaboracja" = współpraca. Niepoprawnym sugeruję używanie całkiem już konsekwentnie: "labolatolium". (A prócz tego: spirytus ratyfikowany (rektyfikowany), woda demoralizowana (demineralizowana), traktat parafinowany lub rektyfikowany (parafowany, ratyfikowany), metale kowalentne, wiązanie kowalne, funkcja falująca, cefalon, trojlebus, rafinernia, zwrok, ilość schizodiametryczna (stechiometryczna), stała dialektyczn (dielektryczna), logarytmy maturalne (naturalne) ). 

no, to jeszcze anegdota (nieco ryzykowna, ale niech tam!). Rozmawiają o swoich mężach dwie żony (byłych) dyrektorów. "Pani! A "mój" - to w ogóle nie używa prerogatyw!".    "A "mój" - już od czterech lat jest plenipotentem..."

Nie róbmy takich błędów; nie warto narażać się na śmieszność!

 

** Ostatnio obserwuję jak epidemię - nagminne nieprawidłowe odmienianie przez rodzaj - liczebnika półtora. Półtorej kilometra w półtora godziny. No, to prosta reguła: mówi się półtora chłopa i półtorej baby. A nie odwrotnie! "Kilometr" - to tak jak "chłop" - a więc półtora kilometra! Podobnie (i odwrotnie) - z godziną. Proste? **

 

Błędne nazwy fenoloftaleiny:
fenolftaleina, fenyloalanina, fenyloanilina, fenyloamina, fenylonaftalina (lista będzie uzupełniana...)

 

Błędna nazwa tiosiarczanu sodu Na2S2O3 : triosiarczan sodu. Uzasadnienie: "en-a-dwa-es-dwa-o-trzy"; "trzy-o" = "trio"... Przedrostek: "tio" oznacza zastąpienie (przynajmniej formalnie, we wzorze chemicznym) jednego atomu tlenu, atomem siarki. Wzór tiosiarczanu sodu można więc wywieść z wzoru siarczanu sodu Na2SO4 , jako tiosiarczan. Przedrostek "siarko" oznacza natomiast wprowadzenie dodatkowego atomu siarki. Tak więc rodanek potasu KSCN można nazwać zarówno siarkocyjankiem (KCN + S), jak i tiocyjanianem (od cyjanianu KOCN, siarka w miejsce tlenu). Obowiązujące obecnie oficjalne nazewnictwo zawiera sporo niekonsekwencji i budzi zarówno niepotrzebne dyskusje, jak i wprowadza równie niepotrzebne utrudnienia dla studiujących chemię...

 

Dysocjacja elektrolityczna: rozpad cząsteczek na jony .
Hydroliza: rozpad cząsteczek na jony pod wpływem wody.

i odpowiednio:

HCl ®   H+ + Cl - ....(dysocjacja)
HCl + H2O ®   H3O+ + Cl - .....(1)... (hydroliza)

Hydroliza (przynajmniej w odniesieniu do soli): reakcja (jonów powstałych po dysocjacji) z wodą, w wyniku której powstaje słaby kwas lub zasada. Hydrolizie ulegają tylko te sole, które wywodzą się ze słabych zasad lub kwasów.

W praktyce rozróżnienie pomiędzy dysocjacją a hydrolizą bywa dyskusyjne. Proces przekształcania cząsteczki obojętnej w dwa jony nazywany jest dysocjacją. Zatem również drugie równanie (1) obrazuje proces dysocjacji.

Hydrolizą nazywa się reakcję jonu z cząsteczką wody, której produktem jest jon oraz trudno zdysocjowany inny produkt. Równanie (1) jest więc również zapisem dysocjacji (z cząsteczki powstają dwa jony).

CN- + H2O ®   HCN + OH- (hydroliza, z anionu powstaje trudno zdysocjowany kwas)

W razie wątpliwości można (przynajmniej dla reakcji kwasowo-zasadowych), operować terminem: równowaga protolityczna.

Jonizacja: tworzenie jonów z obojętnych cząsteczek. Jony mogą powstawać np. w wyniku dysocjacji, ale również w wyniku przyłączenia innej naładowanej cząstki lub ostrzeliwania elektronami.

Elektroliza: rozpad na jony pod wpływem prądu elektrycznego.
Czyżby więc dysocjacja nie zachodziła już w momencie sporządzenia roztworu?

Elektroliza: uporządkowany ruch jonów w kierunku elektrod.
Poprawnie: elektroliza - reakcje redukcji i utleniania na/przy elektrodach. Elektrolizie mogą ulegać nie jony, ale obojętne cząsteczki; np. woda, lub materiał elektrod.
Elektroforeza: ruch naładowanych cząstek (jonów) pod wpływem gradientu pola elektrycznego.

 

 

Odczyn wodnego roztworu wielu soli sodowych, jest zasadowy (octan sodu, kwaśny węglan sodu, cyjanek sodu, mydło). Odczyn zasadowy nadawany jest przez obecność sodu (bo wywodzi się on od mocnej zasady: NaOH).

Odczyn zasadowy jest skutkiem hydrolizy jednego z jonów składowych soli. Jednak kationy sodowe nie hydrolizują [przypominam, że warunkiem jakiejkolwiek reakcji jonowej (byle nie redoks) jest utworzenie produktu źle zdysocjowanego lub trudnorozpuszczalnego lub gazowego].

Na+ + H2O  ¹  NaOH + H+

Tymczasem w ewentualnej reakcji hydrolizy nie powstają takie produkty; tak więc kationy sodowe nie hydrolizują i nie one są powodem odczynu zasadowego (a gdyby nawet hydrolizowały, to z odczynem kwasowym!). Hydrolizie mogą natomiast ulegać aniony (proszę zauważyć, że zasadowy odczyn mają tylko roztwory soli sodowych słabych kwasów).

CH3COO + H2O ®  CH3COOH + OH 

Niektóre sole sodowe mają zasadowy odczyn nie dlatego, że wywodzą się od mocnej zasady NaOH - ale dlatego, że pochodzą od słabych kwasów.

 

 

Prawo Równowagi Chemicznej: ułamek z iloczynu potęgowego produktów do iloczynu potęgowego substratów nazywa się stałą równowagi.

prawo to dotyczy wszystkich (nie tylko reakcji dysocjacji i hydrolizy) reakcji odwracalnych. Dotyczy ono tylko reakcji odwracalnych. Tak więc pytanie o wartość liczbową stałej dysocjacji HCl (w roztworze wodnym), nie ma większego sensu.

opisuje ono tylko sytuację po ustaleniu się równowagi. Nie dotyczy więc reakcji odwracalnych w stadium początkowym ich przebiegu.

w liczniku (i mianowniku ułamka) występują nie substancje (substancji nie można mnożyć, mnożyć można liczby, substancje nie są liczbami!), ale stężenia substancji (poprawniej: aktywności). Są to stężenia równowagowe, a nie początkowe. Iloczyny potęgowe mają często wykładniki identyczne jak współczynniki w równaniu sumarycznym (ale mogą to być również wykładniki nie pozostające w żadnym związku z równaniem sumarycznym reakcji).

zupełnie nieistotne jest, jak nazywa się taki ułamek. Istotne jest to, że wartość liczbowa takiego ułamka jest wielkością stałą! Ze stałości takiego ułamka można wyliczyć np. wartości stężeń równowagowych po ustaleniu się nowego stanu równowagi, po podziałaniu czynnika zakłócającego równowagę. rownowaga.htm

 

Prawo rozcieńczeń Ostwalda:  a = pierwiastek kwadratowy z: Ka/c.
Podanie tej matematycznej formułki nie może zastępować wniosków praktycznych.:
stopień (procent dysocjacji) rośnie w miarę rozcieńczania roztworu słabego elektrolitu (prawo nie dotyczy mocnych elektrolitów).

Warto pamiętać, że podany wzór jest przybliżony i jego stosowanie może prowadzić do absurdalnych wyników np. stopnia dysocjacji większego niż 100%. Obliczone z tego wzoru wartości są ułamkami dziesiętnymi, a nie procentami dysocjacji (np. 0,2 = 20%).

 

Słabe elektrolity: substancje, które w roztworze dysocjują w niewielkim stopniu (mniej niż w 5 procentach).

Z prawa rozcieńczeń Ostwalda wynika, że jeśli jakikolwiek (nawet słaby) elektrolit rozcieńczy się dostatecznie mocno, to może on dysocjować w znacznym stopniu (uwaga: nie dotyczy to bardzo słabych kwasów i zasad w roztworze wodnym). Jeśli stopień dysocjacji może zmieniać się aż tak bardzo w miarę rozcieńczania, to nie może on być miarą mocy elektrolitu! Tym kryterium jest wartość liczbowa stałej dysocjacji (umownie: słabe elektrolity mają stałe dysocjacji mniejsze niż 10-4).

 

Studenci mówią często: protony wodorowe. A jakie mają być protony, jak nie wodorowe? Zapewne pomyliło się z: "kationy wodorowe". Bo kationów istnieje niezliczona ilość. Ale jeden z nich ma w chemii miejsce tak szczególne, że otrzymał swoje własne "imię". Tym kationem jest właśnie kation wodorowy, mający nazwę własną: proton. A więc: "kation wodorowy=proton"

 

Jakiego rodzaju substancjami są wskaźniki pH? Są to substancje organiczne,które zmieniają kolor w zależności od pH.

Przyczyna zmiany barwy wskaźników pH po dodaniu kwasu lub zasady: zmiana barwy następuje dlatego że wskaźniki pH są to substancje, które mają inny kolor w środowisku kwasowym a inny w zasadowym.
Czyżby to ta sama cząsteczka miała różny kolor w zależności od otoczenia; magia?... Tak można dyskutować w nieskończoność...

Wskaźniki pH są:

kwasami lub zasadami (najczęściej są ich rozpuszczalnymi solami, z punktu widzenia klasyfikacji Brönsteda w ogóle taka klasyfikacja jest niezbyt sensowna). Wskaźnikiem nie jest jedna substancja, ale właściwie układ: sprzężona para: kwas-zasada Brönsteda (i jeszcze protony i woda).

ponieważ zmiany barwy polegają na zakłóceniu równowagi dysocjacji wskaźnika, zatem wskaźnik musi być słabym elektrolitem (w roztworze mocnego elektrolitu nie istnieje równowaga i nie jest możliwe jej przesuwanie!).

ponieważ przesuwanie równowagi musi nie tylko w ogóle zachodzić, ale musi dać się obserwować – zatem obie formy wskaźnika: zasadowa i kwasowa (jonowa i niezdysocjowana) muszą różnić się barwą (jedna z form może być bezbarwna).

Jest zupełnie nieistotne czy wskaźniki są substancjami organicznymi, czy np. związkami krzemoorganicznymi...

Po dodaniu kwasu lub zasady do roztworu wskaźnika, następuje zakłócenie równowagi dysocjacji wskaźnika. Kierunek zmiany (kierunek przesunięcia równowagi) można określić w oparciu o Prawo Równowagi Chemicznej (lub jego jakościową uproszczoną wersję: Regułę Przekory). Ponieważ są to substancje barwne, zatem zmiany te można śledzić.

 

Oranż metylowy jest słabym kwasem (zakres zmiany barwy ok. pH 3,5-5,5), natomiast fenoloftaleina jest słabą zasadą (zakres zmiany barwy ok. pH 8-10).
Każdy wskaźnik jest sprzężoną parą substancji: kwas/zasada. Z wartości pH podanych wyżej wynika jedynie, że sprzężony kwas oranżu metylowego jest znacznie mocniejszym kwasem, niż kwasowa forma fenoloftaleiny...

 

Dysocjacja zasad Brönsteda (ogólnie):

BOH ®  B+ + OH- A jeśli cząsteczka zasady nie zawiera atomów tlenu? (jest to zresztą bardzo typowe)
B: + H2O ®  BH + OH- (błąd: co stało się ładunkiem po przyłączeniu protonu?)
B: + H2O ®   BH+ + OH- (najistotniejszy fragment budowy cząsteczki zasady: wolna para elektronowa; zasady Brönsteda również z reguły mają wolne pary elektronowe)

Równanie reakcji zasady (metyloaminy) z kwasem solnym:
CH3NH2 + HCl ®   CH3Cl + NH3 (!) (czyżby właściwości zasadowe polegały na zdolności cząsteczki do rozerwania się na dwa fragmenty?)

CH3NH2 + HCl ® CH3NH3 + Cl- (albo znowu zapomniano o ładunku, albo jest to skutek posługiwania się żargonem chemicznym: “proton = wodór”). Cząsteczka zasady posiada wolną parę elektronową, która nie może reagować z atomem wodoru (“wodorem”), ponieważ atom wodoru (“wodór”) ma jeden elektron. Wiązanie z atomem wodoru musiałoby polegać na utworzeniu bardzo nietrwałego układu trójelektronowego! Cząsteczka zasady może reagować z tworem powstałym po usunięciu z atomu wodoru, jego jedynego elektronu. Nie jest to jednak wtedy już atom wodoru, ale twór o kompletnie innych właściwościach: kation wodorowy. Żargonowe mylenie pojęć: “wodór” i “kation wodorowy” prowadzi tu do błędu chemicznego. Podobnie z “jodem” i “anionem jodkowym”. Trudno wręcz wyobrazić sobie dwie substancje różniące się od siebie bardziej właściwościami chemicznymi i fizycznymi. A różnica polega tylko na małym znaczku ładunku. Ten żargon chemiczny ("jod" mylony z "jonami jodkowymi") - jest prawdziwą plagą podczas kolokwiów studenckich. 

"do utleniacza dodaje się jodu, który w wyniku reakcji tworzy jod, który można wykryć w reakcji ze skrobią, bo jod ze skrobią nie reaguje, a jod daje niebieski kompleks"

Kto coś z tego bełkotu zrozumie? Rzecz w tym, że ten maleńki znaczek "-" lub "+", jest czymś niezmiernie w chemii ważnym! Bo to zupełnie zmienia strukturę elektronową. A właściwie cała chemia - to owe różnice w sferze konfiguracji elektronów walencyjnych (no, pewien udział sfery jąder także jest istotny...). A takie żargonowe omyłki są istotne praktycznie. Tak jak "gliceryna" i "Glicyna" sprzedawana w sklepie fotograficznym, "żelazocyjanek" i "żelazicyjanek" w tymże sklepie, "azotyn" i "azotan" (ta omyłka laboranta skończyła się wyfrunięciem zawartości kolby na sufit, podczas przygotowania mieszaniny nitrującej. Eksperymentator na szczęście zachował oczy). Ponieważ jest to odwieczny temat irytacji, z rozpaczy posuwam się czasem do brutalnej analogii. Jod i aniony jodkowe, oraz wodor i kationy wodorowe różnią się od siebie podobnie jak woda i wóda ("u" z kreską) lub "dziewka" i "dziwka"! To "TYLKO" jedna kreseczka...

Poprawnie równanie to ma postać:
CH3NH2 + HCl ®   CH3NH3+ + Cl-

 

Punkt równoważnikowy:

- moment, w którym roztwór staje się obojętny. Nawet w miareczkowaniach alkacymetrycznych najczęściej roztwór w P.R. nie jest obojętny! A w miareczkowaniach np. redoks?
- moment, w którym stężenia obu roztworów (w zlewce i w biurecie) się zrównają. Oba roztwory niemal zawsze mają inne stężenia wyjściowe i stężenia te nigdy nie staną się takie same.
- moment, kiedy objętości obu roztworów będą takie same. Nawet pomimo tego, że stężenia ich są różne? A dla reakcji z udziałem substancji stałych?
- moment, kiedy wskaźnik zmienia barwę. Z punktem równoważnikowym mamy do czynienia również w metodach instrumentalnych, w których nie stosuje się wskaźników. P.R. jest sytuacją idealną, do której staramy się zbliżyć poprzez dobór odpowiedniego wskaźnika... Moment zmiany barwy wskaźnika, to punkt końcowy miareczkowania.
- moment, w którym liczby moli reagentów są takie same. A dla reakcji H2SO4 + 2 NaOH ? I bardzo wielu innych?
- moment, kiedy reakcja przebiegła do końca. Zupełnie poprawnie: żadna reakcja chemiczna nie zachodzi do końca; fakt ten zresztą uwzględnia się np. przez odpowiedni dobór wskaźnika podczas miareczkowania.

Poprawnie: P.R. jest to moment, w którym liczby moli substratów są w proporcji identycznej, jak proporcja współczynników w prawidłowo zapisanym równaniu reakcji. Zamiast tej precyzyjnej, ale długiej definicji, stosuje się skrótowe określenie: "ilości stechiometryczne". Taka definicja nie przesądza właściwości roztworu (bo wiele reakcji nie przebiega do końca), a zmusza do zapisania kompletnego równania reakcji, bez czego niemożliwe jest dokonanie jakichkolwiek obliczeń...

 

NIESZCZĘSNY WZÓR...
W każdym niemal podręczniku chemii analitycznej, we wstępie do metod miareczkowych można znaleźć wzór, którego z zapałem uczą się na pamięć wszyscy Studenci (niestety uważając, że w ten sposób można uniknąć zapisu równania reakcji!): 

C1 V1   =   C2 V2

Iloczyn stężenia i objętości roztworu miareczkowanego (w zlewce) równy jest iloczynowi stężenia i objętości roztworu miareczkującego (w biurecie). Czy aby na pewno? A podczas miareczkowania NaOH/H2SO4? I w wielu miareczkowaniach oksydymetrycznych? Wzór ten może być słuszny pod warunkiem, że podstawia się do niego stężenia F normalne, a nie molowe

W praktyce typowych studenckich ćwiczeń laboratoryjnych wzór ten i tak nie może mieć zastosowania... Z reguły celem ćwiczenia jest oznaczenie ilości substancji, a nie jej stężenia. Dodatkowo, z reguły nie znamy ani objętości roztworu w zlewce, ani jego stężenia. Jak więc wyznaczyć z powyższego równania dwie niewiadome? Dokładniejsza dyskusja prowadzi do wniosku, że właściwie istotne jest to, że iloczyn stężenia (molowego) i objętości (litrów), daje ilość (moli) reagenta. 

Należałoby tu uwzględnić proporcje stechiometryczne; bez tego sankcjonuje się coraz powszechniejszy studencki błąd polegający na niezapisywaniu równania reakcji... 

Trudno wreszcie zaakceptować sposób obliczeń stechiometrycznych dokonywanych przez wielu Studentów. Jeśli przez  C1 V1  oznaczyć parametry roztworu w zlewce, to przecież stężenie tego roztworu i tak nie ma nic wspólnego ze stężeniem roztworu wydanego do analizy (przypominam, że pierwotny roztwór rozcieńczono wodą w stopniu przypadkowym). Jak więc rozwiązać równanie z dwiema niewiadomymi (C1 i V1)? Pomimo tego wielu Studentów oblicza hipotetyczne stężenie owego roztworu ("w 25 ml"), aby następnie w niejasny sposób przeliczać go ponownie ("na stężenie w 250 ml"). A przecież obliczenia stechiometryczne są w typowym przypadku bardzo proste i zarówno objętość jak i stężenie roztworu w zlewce jest bez znaczenia... 

A może zamiast tego wzoru warto jednak zapamiętać po prostu definicję punktu równoważnikowego? Podana formuła podręcznikowa powoduje również zamęt pojęciowy komplikujący praktyczne czynności laboratoryjne... Czy do zlewki w której znajduje się przygotowany do miareczkowania roztwór substancji oznaczanej, można dodać nieco wody? Przecież zmieni się w ten sposób C1? Nagminny jest również widok Studentów starannie (i beznadziejnie!) usiłujących wysuszyć kolby miarowe przed wystawieniem ich w celu nalania do nich roztworu substancji do miareczkowania ("bo jeśli będzie tam woda, to próbka zadania się rozcieńczy..."). Typowe ćwiczenie studenckie polega jednak na wyznaczeniu ilości mg substancji, a nie jej stężenia. Czyż przez rozcieńczenie próbki wodą zmieni się ilość substancji oznaczanej? A przecież ten sam Student, który tak pracochłonnie (i bezsensownie) suszył kolbkę, natychmiast po otrzymaniu zadania, do kolby tej wleje przecież wodę - do kreski miarowej... Kiedy już wyjaśni się żmudnie tę nielogiczność, ta sama osoba gotowa jest jednak wlać roztwór mianowany do biurety, w której pozostały resztki wody... Okazuje się więc, że bardzo powszechne jest intuicyjne mylenie pojęć ilości składnika i jego stężenia (niebagatelny udział w tym myleniu ma ów nieszczęsny cytowany wzór)... (Fsłona zupa, liczba moli i stężenie molowe).  

ODWAŻANIE SUBSTANCJI PODSTAWOWEJ
Z obliczeń stechiometrycznych wynika, że aby zużyć ok. 20 ml ok. 0,1 M HCl (oranż metylowy), należy odważyć 0,106g = 106 mg Na2CO3 . Z powodów praktycznych warto odważyć 10x więcej substancji (1,06 g), a następnie podzielić ją na 10 części. Niekiedy znaczny kłopot pojęciowy sprawia zrozumienie polecenia, że wystarczy odważyć jakąkolwiek ilość w granicach 1 -- 1,1 g z dokładnością jednak +/- 0,0001 g... Wielu Studentów uważa, że dokładnie wykona mianowanie tylko wtedy, gdy odważone będzie dokładnie akurat  1,0600 g. I usiłuje dokonać tej niemożliwej do wykonania, czynności (blokując jednak przez 1-2 godziny dostęp do wagi innym kolegom)! A przecież dokładne stężenie mianowanego roztworu zostanie i tak obliczone po zakończeniu miareczkowania, na podstawie jego wyniku. (Przypominam, że zważenie pewnego przedmiotu na wadze analitycznej, z dokładnością do 0,0001 g, zajmuje nie więcej niż 5 minut. Natomiast odważenie z dokładnością do 0,0001 g, żądanej ilości substancji, jest niemal niemożliwe...)

Zadałem sobie kiedyś trud sprawdzenia poprawności obliczeń osoby, która przynosiła kilkakrotnie (takie same!) wyniki, obarczone jednak ogromnym błędem... Ponieważ podstawą obliczeń mianowania kwasu był zapis w notatkach: "1,0600 g Na2CO3"  zapytałem, czy długo trwało tamto ważenie? Okazało się, że osoba ta odważyła co prawda zupełnie inną ilość węglanu, ale do dalszych obliczeń przyjmowała 0,1060 g, "bo przecież tyle powinno się odważyć zgodnie z teoretycznymi wyliczeniami"! Ręce opadają...

Typowym błędem (uniemożliwiającym jednak później zaliczenie wyniku analizy!), jest mylenie pojęć miejsc dziesiętnych oraz cyfr znaczących (szczególnie w przypadku małych liczb). Studenci jednak niemal obrażają się, gdy zarządzam sprawdzian pisemny z zasad dodawania i mnożenia oraz zaokrąglania liczb przybliżonych...   F rachunki na liczbach przybliżonych

 

WIĘCEJ O BŁĘDACH PODCZAS MIANOWANIE ROZTWORÓW: F http://www.chem.univ.gda.pl/~tomek/mianowanie 

 

 

 Dobór wskaźnika pH podczas miareczkowania alkacymetrycznego:

- jeśli miareczkuje się kwasem solnym, to stosuje się oranż metylowy, jeśli miareczkuje się wodorotlenkiem sodu - to fenoloftaleinę. Lub zupełnie przeciwnie:

- jeśli miareczkuje się kwas, to stosuje się oranż metylowy, jeśli miareczkuje się zasadę - to fenoloftaleinę.

Dobór wskaźnika nie ma żadnego związku z właściwościami jakiegokolwiek substratu, a tym bardziej: jaka substancja znajduje się w zlewce, a jaka w biurecie. Należy zastanowić się jaki będzie skład roztworu w P.R., jakie będą właściwości tego roztworu (np. odczyn produktu miareczkowania), a następnie wybrać wskaźnik, którego właściwości (np. zakres zmiany barwy) jest zgodny z właściwościami roztworu w P.R. Podczas miareczkowania węglanu sodu Na2CO3 za pomocą roztworu HCl można (przynajmniej teoretycznie) użyć równie dobrze fenoloftaleiny, jak i oranżu metylowego (pamiętając jednak, że w każdym przypadku biegnie zupełnie inna reakcja!). Jeśli istnieje dowolność wyboru, to należy stosować ten sam wskaźnik, którego użyto podczas mianowania roztworu miareczkującego. Dobór wskaźnika zależy więc od właściwości produktu (!) reakcji.

 

 

Odczyn wodnego roztworu kwaśnego węglanu sodu NaHCO3 jest (jak sama nazwa wskazuje) kwaśny.

W wodnym roztworze teoretycznie możliwe są dwa procesy:

Ponieważ pierwsza z reakcji jest właściwie drugim etapem dysocjacji słabego kwasu wieloprotonowego: H2CO3, zatem jej udział można w praktyce pominąć (kolejne etapy dysocjacji kolejnych protonów kwasów wieloprotonowych zachodzą w coraz mniejszym stopniu). Anion wodorowęglanowy wywodzi się od słabego (Ka = 10-7 ) kwasu węglowego, zatem zgodnie z regułą Brönsteda, anion ten ma wyraźnie zasadowe właściwości (Kb = 10-7 ) w procesie hydrolizy. Ostatecznie, odczyn roztworu kwaśnego węglanu sodu NaHCO3 jest wyraźnie zasadowy! NaHCO3 używany jest rutynowo w preparatyce i w sytuacjach wypadkowych (np. przemywanie oczu zalanych żrącymi roztworami), do odkwaszania. Dla uniknięcia zamieszania i błędnej sugestii zaleca się używanie nazwy: wodorowęglan sodu. 

 

Podczas miareczkowania węglanu sodu kwasem solnym w obecności fenoloftaleiny, zmiareczkowaniu ulega połowa węglanu.

Jest to nagminny poważny błąd podręcznikowy! Czyżby w punkcie równoważnikowym reagowała tylko połowa substratu? Jeśli przereagowała połowa węglanu, to roztwór składa się z równomolowej mieszaniny węglanu i wodorowęglanu sodu. (jeśli np. wyjść z 100 moli Na2CO3, to powstanie 50 moli NaHCO3 i pozostanie niezmienionych 50 moli Na2CO3?). Dlaczego w takim razie nazywa się on punktem równoważnikowym?! Węglan reaguje w całości, zamieniając się w tych warunkach w wodorowęglan (bo to wynika z właściwości użytego wskaźnika; zakres zmiany barwy wskaźnika: środowisko słabo zasadowe, a więc powstaje słabo zasadowy produkt - NaHCO3). Na przeprowadzenie tej reakcji trzeba jednak połowy tej ilości kwasu solnego, niż gdyby reakcję prowadzić wobec oranżu metylowego. A to coś zupełnie innego od pierwotnego błędnego twierdzenia... Studenci jednak, pamiętając błędne sformułowanie książkowe często obliczają liczbę moli węglanu, a następnie mnożą ją przez dwa ("bo przereagowała tylko połowa")! (zresztą równie często z tego samego powodu dzielą tę liczbę przez dwa...). A przecież stechiometria jest zupełnie prosta i oczywista:

Na2CO3 + H+ ®   NaHCO3 + Na+.

W tych warunkach zużywa się tyle samo moli jonów wodorowych, ile moli węglanu zawierała próbka!

 

 

** GĘSTOŚĆ.   Od pewnego czasu zauważyłem, że Studenci nie są pewni znaczenia wielkości "gęstość roztworu". Zatem: jest to masa kostki 1 cm3, czyli 1 ml materiału (zarówno stałego, jak i roztworu). Niestety pojęcie gęstości w rozwiązywanych zadaniach rachunkowych stosowane jest zupełnie losowo: do czystego składnika rozpuszczonego w roztworze, do masy molowej, lub wręcz do stężenia procentowego! Przypominam, że gęstość dotyczy roztworu jako całości (będącej mieszaniną). W ostatnim roku już 3/4 rozwiązań podawanych na sprawdzianie, zawierało opisany błąd!

 

ŻARGON CHEMICZNY PRZYCZYNĄ BŁĘDÓW RZECZOWYCH

WODÓR - KATION WODOROWY   Studenci nagminnie mylą "wodór" (H lub wręcz H2) z "kationem wodorowym" H+. Tymczasem są to twory o zupełnie innej strukturze elektronowej - i o zupełnie innych właściwościach!  "wodór" czyli "atom wodoru" ma jeden elektron walencyjny, i może tworzyć wiązanie z innymi atomami mającymi również niesparowane elektrony (np drugim atomem wodoru tworząc cząsteczkę H2). Nie może tworzyć wiązań z atomami lub cząsteczkami nie mającymi niesparowanych elektronów, jak np amoniakiem   :NH3  - który ma parę elektronową. Amoniak (mający parę elektronową) mógłby reagować z atomem wodoru, z którego usunięto jeden elektron. Ale nie będzie to już "wodór" - ale "kation wodorowy" - z pojedynczym ładunkiem dodatnim". l produktem reakcji nie jest  NH4 , ale  NH4+ .

JOD - ANION JODKOWY   "jod wykrywa się w ten sposób, że dodaje się do jodu skrobi (która z jodem nie reaguje) oraz nadtlenek wodoru, który utlenia jod do jodu - i powstający jod ze skrobią daje granatowy kompleks". Kompletny bełkot, z którego nie da się nic zrozumieć! Jod i aniony jodkowe mają zupełnie różną strukturę elektronową, i są to substancje skrajnie różniące się właściwościami - których nie wolno mylić!

Niżej tabela z zestawieniem niektórych właściwości:

 

 aniony jodkowe  I       

 jod I2  

redoks

energiczny reduktor

słaby utleniacz

rozp. woda

rozpuszczalny

nierozpuszczalny

rozp. chloroform

nierozpuszczalny

rozpuszczalny

kolor

bezbarwny

czarny - fioletowy

zapach

bez zapachu

ostry, charakterystyczny

skrobia

nie reaguje

granatowy kompleks

Jak można mylić ze sobą substancje tak skrajnie różne?! 

"aniony jodkowe wykrywa się w ten sposób, że dodaje się do anionów jodkowych skrobi (która z anionami jodowymi nie reaguje) oraz nadtlenek wodoru, który utlenia aniony jodkowe do jodu - i powstający jod ze skrobią daje granatowy kompleks".

WYKRYWANIE SODU I MAGNEZU PRZEZ SPALANIE  "sód, magnez i inne metale wykrywa się przez wprowadzenie ich do płomienia. Powstaje charakterystyczne świecenie, bo metale te spalają się charakterystycznym płomieniem (magnez spala się oślepiającym białym płomieniem)".

Po pierwsze: w analizie nie chodzi o wykrywanie metali, ale o identyfikację ich soli, a więc kationów niektórych metali. A kationy metali mają zupełnie inne właściwości. "Spalanie" - to tyle, co gwałtowne utlenianie, - w reakcji z tlenem. A kationy metali są z reguły już na najwyższym możliwym stopniu utlenienia, a więc nie mogą się utleniać (spalać) - w odróżnieniu od macierzystych metali! Świecenie soli metali nie jest reakcją chemiczną, ale kwantowym procesem fizycznym polegającym na przeniesieniu niektórych elektronów w stan wzbudzony w gorącej części płomienia, i powrotem do stanu podstawowego w części chłodniejszej - z emisją energii świetlnej odpowiadającej różnicy energii. Magnez (metaliczny!) co prawda rzeczywiście spala się emitując oślepiające białe światło, ale kationy (sole) magnezu nie mogą się spalać, i w ogóle nie emitują światła w widzialnej części widma.

Pomiędzy "kationem wodorowym a wodorem; anionami jodkowymi a jodem; metalem a kationem metalu" - jest niewielka na pozór różnica w postaci małego znaczka ładunku kationu/anionu. Ta na pozór niewielka różnica zmienia jednak zasadniczo strukturę elektronową, oraz właściwości substancji. Działając w stanie rozpaczy dydaktycznej posuwam się czasem do drastycznej analogii. Różnica jest podobna jak między: "woda" - a "wóda" lub: "dziewka" - i "dziwka" (tylko mała kreseczka lub jedna literka...).  **

(ciąg dalszy nastąpi...)

Tomasz Pluciński
nowy adres:  tomasz.plucinski@ug.edu.pl 

F strona główna