Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z. chemii nieorganicznej. Semestr I (zimowy) Rok akademicki 2016/17

Transkrypt

1 WYDZIAŁ KSZTAŁTOWANIA ŚRODOWISKA I ROLNICTWA KIERUNEK: ROLNICTWO I ROK STUDIA STACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z chemii nieorganicznej Semestr I (zimowy) Rok akademicki 2016/17 Opracowała: Dr Regina Wardzyńska dla studentów 1

2 Harmonogram ćwiczeń - semestr I, rok 2016/17: Ćwiczenie I (10, ) - 3h Regulamin pracowni chemicznej. Przepisy BHP. Wybrane reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych. Ćwiczenie II (17, ) - 3h Sprawdzian 1 Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów: Cu 2+, Fe 3+, NH 4+, Mg 2+ Ćwiczenie III (24, ) - 3h Sprawdzian 2 Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: CO 3, PO 4 3-, NO 3-, SO 4 Analiza kontrolna soli. Ćwiczenie IV (14, ) - 3h Poprawa sprawdzianu 1 lub 2 Wstęp do analizy ilościowej. Przygotowywanie roztworów. Obliczanie i pomiar ph. Ćwiczenie V (21, ) - 3h Sprawdzian 3 Analiza miareczkowa. Acydymetryczne oznaczanie zawartości NaOH w próbie. Ćwiczenie VI (05, ) - 3h Sprawdzian 4 Kompleksonometryczne oznaczanie jonów wapnia i magnezu. Oznaczanie twardości wody. Ćwiczenie VII (16, ) 2h Poprawa sprawdzianów. Odrabianie i zaliczanie ćwiczeń. 2

3 Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń: Sprawdzian 1 Podział, nazewnictwo i metody otrzymywania związków nieorganicznych: tlenków, kwasów, wodorotlenków i soli. Typy reakcji chemicznych (syntezy, analizy, wymiany). Reakcje dysocjacji kwasów, wodorotlenków i soli. Jonowe reakcje całkowitego i stopniowego zobojętniania, reakcje strącania. Sprawdzian 2 Reakcje w roztworach wodnych - Hydroliza soli. Amfoteryczność pierwiastków i związków chemicznych. Proces utleniania i redukcji. Cząsteczkowy i jonowy zapis reakcji utleniania i redukcji. Sprawdzian 3 Zadania rachunkowe stężenia molowe i procentowe, przeliczanie stężeń. Obliczanie ph roztworów mocnych i słabych elektrolitów. Bufory, ph roztworów buforowych. Sprawdzian 4 Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej alkacymetria i acydymetria. Twardość wody, rodzaje oraz sposoby jej usuwania. Kompleksonometria. Obliczenia związane z oznaczaniem jonów wapnia i magnezu. LITERATURA L. Smoczyński, Wardzyńska R., Zarys chemii ogólnej i analitycznej, UWM Olsztyn 2013 W. Wiśniewski, Majkowska H., Chemia ogólna nieorganiczna, UWM Olsztyn H. Gosiewska, Materiały do ćwiczeń z chemii ogólnej i analitycznej, Wyd. ART. Olsztyn J. Minczewski, Marczenko Z Chemia analityczna 1 i 2, PWN W-wa Z. Szmal, Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, PWN W-wa

4 ĆWICZENIE I Wybrane reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych 1. Reakcje zobojętniania. a) Do próbówki wlać ok. 2 cm 3 roztworu 2M NaOH, dodać 2 krople fenoloftaleiny, a następnie ciągle mieszając dodawać 2M roztwór HCl, do momentu odbarwienia roztworu. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 2. Wybrane metody otrzymywania soli (reakcje wymiany podwójnej) a) Reakcja wypierania słabych kwasów z i ich soli Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 2M roztworu Na 2 CO 3 dodawać stopniowo 2M roztwór HCl. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: b) Reakcja wypierania słabych zasad z ich soli Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu CuSO 4 dodać ok. 2 cm 3 2M roztworu KOH lub NaOH. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 4

5 c) Reakcje strącania Do probówki wlać ok. 2 cm 3 roztworu Ba(NO 3 ) 2, a następnie dolać taka samą ilość Na 2 SO 4. Obserwować reakcję i zapisać. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 3. Reakcje hydrolizy Do probówki wsypać badaną sól, rozpuścić w małej ilości wody destylowanej i zbadać odczyn roztworu za pomocą: papierka wskaźnikowego. Następnie roztwór podzielić i wlać do dwóch probówek, badać odczyn za pomocą oranżu metylowego (w pierwszej probówce) i fenoloftaleiny (w drugiej). Reakcje przeprowadzić kolejno z następującymi solami: węglanem sodu, chlorkiem cyny (II), octanem amonu i chlorkiem sodu. Wyniki obserwacji zanotować w tabeli. Sól Na 2 CO 3 Wskaźnik Oranż metylowy Fenoloftaleina Papierek wskaźnikowy barwa barwa ph Odczyn roztworu SnCl 2 CH 3 COONH 4 NaCl H 2 O Zapis reakcji : 5

6 4. Amfoteryczność Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu Pb(NO 3 ) 2 dodawać kroplami 2M roztwór NaOH, aż do wytrącenia się galaretowatego osadu. Osad rozdzielić do trzech probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem: - 2 M roztworu HNO 3, - 4 M roztworu NaOH. - nadmiar wody dest. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 5. Reakcje utleniania i redukcji Do probówki zawierających ok. 1 cm 3 roztworu Na 2 SO 3 dodać ok. 1 cm 3 2M roztworu H 2 SO 4 a następnie kroplami dodawać roztwór KMnO 4. Zapis reakcji: -cząsteczkowy -jonowy 6

7 ĆWICZENIE II Analiza jakościowa wybranych kationów: Cu 2+, Fe 3+, NH 4+, Mg 2+ Celem jakościowej analizy chemicznej jest określenie jakościowego składu substancji, czyli stwierdzenie, jakie pierwiastki wchodzą w skład danej substancji. Klasyczna chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych to przede wszystkim analiza jonów występujących w roztworze. Do roztworu dodaje się różnych odczynników i obserwuje się zmiany koloru roztworu, wytrącanie osadów, oraz inne charakterystyczne reakcje, które świadczą o obecności pewnych jonów czy grup jonów. W skład klasycznej analizy jakościowej wchodzi też barwienie płomienia palnika. Różne jony barwią płomień na różne i zwykle łatwo rozróżnialne kolory. Reakcję chemiczną, która umożliwia wykrycie danego jonu w obecności innych jonów obecnych roztworze nazywamy reakcją charakterystyczną. Ze względu na właściwości, jony zostały pogrupowane, grupy są wydzielone na podstawie zachodzących reakcji. Odczynnik reagujący w danych warunkach z daną grupą jonów nazywamy odczynnikiem grupowym. Odczynnik grupowy wyodrębnia całą grupę jonów w postaci związków trudno rozpuszczalnych w wodzie. Na tej zasadzie oparty jest rozdział kationów i anionów na grupy analityczne. Po wyodrębnieniu całej grupy jonów wykrywa się je za pomocą reakcji charakterystycznych. Podział kationów na grupy analityczne: Grupy Odczynnik Jony wykrywane analityczne grupowy I 2M HCl Ag +, Pb 2+ 2+, Hg 2 II H 2 S w środowisku 0,3M HCl Hg 2+, Pb 2+, Bi 3+, Cu 2+, Cd 2+, Sn 2+, Sn 4+, As 3+, As 5+, Sb 3+, Sb 5+ III IV H 2 S w środowisku buforu amonowego (NH 4 ) 2 CO 3 w środowisku buforu amonowego Al 3+, Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+,Ni 2+,Co 2+, Mn 2+, Zn 2+ Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ V Brak Mg 2+, Na +, K +, NH 4 + CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów Reakcje charakterystyczne kationu Cu 2+ 7

8 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli miedzi(ii) dodawać powoli małymi porcjami 2M roztwór mocnej zasady do wytracenia osadu. 2. Reakcja z roztworem rodankiem potasu lub amonu (KSCN lub NH 4 SCN) Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli miedzi (II) dodawać małymi porcjami roztwór rodanku. 3. Reakcja z heksacyjanożelazianem(ii) potasu- K 4 [Fe(CN) 6 ] Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli miedzi (II) dodać ok. 1cm 3 - K 4 [Fe(CN) 6 ] Reakcje charakterystyczne kationu - Fe Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli żelaza (III) dodawać małymi porcjami 2M roztwór mocnej zasady do wytracenia osadu. 2. Reakcja z roztworem rodankiem potasu lub amonu (KSCN lub NH 4 SCN) 8

9 Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli żelaza (III) dodawać małymi porcjami roztwór rodanku. 3. Reakcja z heksacyjanożelazianem(ii) potasu- K 4 [Fe(CN) 6 ] Do probówki zawierającej ok.1cm 3 roztworu soli żelaza(iii) dodać ok. 1cm 3 - K 4 [Fe(CN) 6 ] Reakcje charakterystyczna kationu NH Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli amonowej dodać ok. 2cm 3 roztworu mocnej zasady. Po wymieszaniu zawartość probówki ogrzewać w łaźni wodnej, zbadać wydzielający się gaz za pomocą zwilżonego papierka uniwersalnego. Zapis jonowy reakcji Reakcje charakterystyczna kationu Mg Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok. 1cm 3 roztworu mocnej zasady. 2. Reakcja z wodorofosforanem(v) sodu- Na 2 HPO 4 w środowisku buforu amonowego. 9

10 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok. 1cm 3 roztworu - Na 2 HPO 4 w środowisku buforu amonowego. 3. Reakcja podjodynowa. Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 płynu Lugola ( roztwór jodu w jodku potasu) dodać roztwór wodorotlenku sodu aż do odbarwienia. Do odbarwionego roztworu dodać roztwór zawierający jony magnezowe. II Analiza kontrolna Wykorzystując poznane reakcje charakterystyczne należy wykryć kationy w roztworze otrzymanym jako analiza. Każdą reakcję charakterystyczną należy przeprowadzić z oddzielnej porcji otrzymanego do analizy roztworu. Opis wykonania analizy: Numer analizy kontrolnej: Wykryto kationy: 10

11 ĆWICZENIE III Analiza jakościowa wybranych anionów: CO 3, PO 4 3-, NO 3-, SO 4 Podział anionów na grupy analityczne Aniony w chemii analitycznej dzieli się najczęściej, zgodnie z podziałem Bunsena, na siedem grup. Podział ten wynika z zachowania się anionów w reakcjach z roztworami AgNO 3 i BaCl 2 oraz na roztwarzaniu się wytrąconych osadów w kwasie azotowym(v). Grup a Aniony Reakcje z odczynnikami AgNO 3 i BaCl 2 I Cl -, Br -, J -, ClO -, CN -, SCN -, Fe(CN) 6 4- Fe(CN) 6 3- Ag + - osad nierozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - brak osadu. II S, CH 3 COO -, NO 2 -, Ag + - osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - brak osadu. III SO 3, CO 3, C 2 O 4, C 4 H 4 O 6, BO 2 - Ag + - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 IV S 2 O 3, CrO 4, Cr 2 O 7, PO 4 3- AsO 3 3-, AsO 4 3- Ag + - barwny osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - osad rozp. w rozc. HNO 3 V NO 3 - MnO 4 - ClO 3 - ClO 4 - Ag + - brak osadu. Ba 2+ - brak osadu. VI F -, SiF 6, SO 4 Ag + - brak osadu. Ba 2+ - osad trudno rozp. w rozc. HNO 3 VII SiO 3 Ag + - żółty osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 11

12 CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I Reakcje charakterystyczne wybranych anionów Reakcje charakterystyczne anionu - CO Reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony węglanowe dodać ok. 1cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność w rozcieńczonym HNO 3 2. Reakcje z mocnymi kwasami mineralnymi Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony węglanowe dodać ok. 1cm 3 roztworu HCl lub HNO 3 Reakcje charakterystyczne PO Reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony ortofosforanowe (V) dodać ok. 1cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność w rozcieńczonym HNO 3 2. Reakcja z mieszaniną magnezową( MgCl 2 + bufor amonowy) Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli ortofosforanowej (V) dodać ok. 1cm 3 mieszaniny buforowej. 12

13 Reakcje charakterystyczne anionu NO 3-1. Reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony azotanowe(v) dodać ok. 1cm 3 roztworu BaCl Reakcja z FeSO 4 tzw. reakcja obrączkowa Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu zawierającej jony azotanowe(v) dodać nasyconego FeSO 4 lub kilka kryształków stałego FeSO 4. Zawartość probówki wymieszać, a następnie po ściance nachylonej probówki dodać ostrożnie ( pod wyciągiem) przy pomocy pipety stężonego roztworu H 2 SO 4. Reakcje charakterystyczne anionu SO 4 1. Reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony siarczanowe(vi) dodać ok. 1cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność w rozcieńczonym HNO 3. 13

14 2. Reakcja z Pb(NO 3 ) 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli siarczanowej (VI) dodać ok. 1cm 3 Pb(NO 3 ) 2. II Analiza kontrolna soli Jakościowa analiza chemiczna soli polega na systematycznym oddzielnym wykrywaniu anionów i kationów wchodzących w skład soli. Przed przystąpieniem do analizy należy zbadać i zanotować właściwości fizyczne badanej substancji. Analizę przeważnie przeprowadzamy na drodze mokrej, dlatego próbkę należy rozpuścić. Przede wszystkim sprawdzamy rozpuszczalność soli w wodzie. Jeżeli badana substancja nie rozpuszcza się w wodzie należy próbować rozpuścić ją w rozcieńczonych kwasach (HNO 3,HCl). Po rozpuszczeniu próbki najpierw wykrywamy anion a następnie kation. Opis wykonania analizy: Numer analizy kontrolnej Wykryto sól: 14

15 ĆWICZENIE V Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu, pomiar ph. Roztwory buforowe W celu określenia roztworu należy podać jego skład jakościowy i ilościowy. Skład jakościowy zostaje zwykle podany już w nazwie roztworu, natomiast skład ilościowy określamy za pomocą stężenia. W zależności od sposobu wyrażenia ilości substancji rozpuszczonej (w jednostkach masy lub objętości)) i ilości rozpuszczalnika lub roztworu (w jednostkach masy lub objętości), wyróżniamy kilka rodzajów stężęń: stężenie procentowe (procent masowy i procent objętościowy), stężenie molowe, ułamek molowy, ppm, ppb. Do przygotowywania roztworów używa się różnego rodzaju szkła laboratoryjnego m.in.: - naczynia miarowe są to naczynia szklane lub plastikowe o znanej, ściśle określonej pojemności (kolby miarowe, pipety jednomiarowe) lub zaopatrzone w podziałkę opisaną w jednostkach objętości (biurety, pipety wielomiarowe); - naczynia służące do odmierzania przybliżonych objętości cieczy (z małą dokładnością) - są to m.in.: cylindry, zlewki. W celu przygotowania roztworu o danym stężeniu, określoną odważkę substancji stałej lub określoną objętość substancji ciekłej, najpierw rozpuszcza się w niewielkiej ilości wody (mniejszej niż ilość końcowa), a następnie uzupełnia wodą destylowaną do żądanej objętości. Należy pamiętać, że przy rozcieńczaniu mocnych kwasów i zasad wydzielają się znaczne ilości ciepła, stąd przygotowując rozcieńczone roztwory kwasów i zasad zawsze roztwór bardziej stężony, o większej gęstości wlewamy do wody lub roztworu mniej stężonego.. Pomiar ph roztworu Do określenia odczynu roztworu a więc ph najczęściej stosuje się metodę wskaźnikową i metodę potencjometryczną. Wskaźniki ph są to substancje, które wykazują właściwość zmiany barwy w zależności od ph roztworu. Jest to grupa związków organicznych, o charakterze słabych kwasów lub słabych zasad, których jony są inaczej zabarwione niż cząsteczki niezdysocjowane. Barwa roztworu zależy od stosunku stężeń obu form wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczną wartość ph, przy której następuje zmiana jego zabarwienia. Wskaźniki ph i zakresy zmian ich barwy. Wskaźnik Zakres zmiany ph Zabarwienie w roztworze [H + ] Zabarwienie w roztworze [OH - Błękit tymolowy 1,2 2,8 Czerwone Żółte Oranż metylowy 3,1 4,4 Czerwone Żółte Czerwień metylowa 4,2 6,3 Czerwone Żółte Lakmus 5,0 8,0 Czerwone Niebieskie Czerwień fenylowa 6,8-8,4 Żółte Czerwone Fenoloftaleina 8,1-10 Bezbarwna Malinowe 15

16 Metoda potencjometryczna Pomiaru ph można również dokonać wykorzystując zależność potencjału elektrody (wodorowej, chinhydronowej, antymonowej lub szklanej) od stężenia jonów wodorowych w roztworze, w jakim się znajduje. Ze wszystkich stosowanych obecnie metod badania ph, metody potencjometryczne są najdokładniejsze. W urządzeniach zwanych ph-metrami stosowana jest elektroda szklana (rurka szklana zakończona cienkościenną banieczką ze szkła elektrodowego). We wnętrzu rurki i banieczki znajduje się elektrolit o stałym stężeniu (najczęściej 0,1 mol/l HCl) oraz elektroda wyprowadzająca (najczęściej chlorosrebrowa Ag/AgCl), która zachowuje w środowisku o niezmiennym stężeniu jonów Cl - stały potencjał. Na granicy zetknięcia się membrany szklanej z roztworem zawierającym jony wodorowe następuje wymiana tych jonów z niektórymi jonami sieci szkła jak i też włączanie się tych jonów w puste miejsca w tej sieci. Po obu stronach membrany powstaje wtedy potencjał zależny od stężenia jonów H + w roztworze, a między roztworami: z wnętrza elektrody i badanym, tworzy się różnica potencjałów, która ze względu na stałość ph roztworu elektrodowego jest funkcją jedynie stężenia jonów wodorowych roztworu badanego. Pomiar ph polega, więc na porównaniu potencjału elektrody szklanej w roztworze badanym z potencjałem tej elektrody we wzorcowym roztworze buforowym o znanej wartości ph. Roztwory buforowe. Roztwory buforowe są to roztwory, które wykazują dużą stałość wartości wykładnika wodorowego ph pomimo rozcieńczenia wodą, jak również pod wpływem wprowadzenia do nich niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad, a więc utrzymują ph roztworu na określonym, stałym poziomie. Najprostsze roztwory buforowe są to mieszaniny roztworów słabego kwasu i jego soli utworzonej z mocnej zasady (np. CH 3 COOH i CH 3 COONa) lub odwrotnie, słabej zasady i jej soli utworzonej z mocnego kwasu (np. NH 3. H 2 O i NH 4 Cl). Pojemność buforowa. Pojemność buforowa (β) to zdolność buforowania roztworu. Jest to liczba moli mocnej zasady lub kwasu, która musi być dodana do 1 litra roztworu, aby spowodować zmianę jego ph o jednostkę. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu Rozcieńczanie roztworów Podczas rozcieńczania ilość substancji rozpuszczonej pozostaje niezmieniona, a stężenie maleje tyle razy, ile razy wzrasta objętość roztworu. Stężenie molowe po rozcieńczeniu można obliczyć z zależności: c 1 v 1 = c 2 v 2 gdzie: c 1 i v 1 to stężenie molowe i objętość roztworu przed rozcieńczeniem, c 2 v 2 to stężenie molowe i objętość roztworu po rozcieńczeniu 1. Przygotowanie 100 cm 3 5mM roztworu H 2 SO 4 16

17 Obliczyć, ile cm 3 0,05 M roztworu H 2 SO 4 należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 100 cm 3 0,005 M roztworu tego kwasu? Obliczenia: W tym celu należy odmierzyć pipetą... cm 3 0,05M roztworu H 2 SO 4, przenieść do kolby miarowej poj.100 cm 3 i następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Następnie obliczyć oraz zmierzyć ph otrzymanego 5mM roztworu H 2 SO 4 Obliczenia: Obliczona wartość ph: Zmierzona wartość ph: 2. Przygotowanie 50 cm 3 0,01M roztworu CH 3 COOH Obliczyć, ile cm 3 0,1 M CH 3 COOH roztworu należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 50 cm 3 0,01M CH 3 COOH roztworu tego kwasu? Obliczenia: W tym celu należy odmierzyć pipetą... cm 3 0,1 M CH 3 COOH roztworu, przenieść do kolby miarowej poj.50 cm 3 i następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Następnie obliczyć oraz zmierzyć ph otrzymanego 0,01M roztworu CH 3 COOH Obliczenia: Obliczona wartość ph: Zmierzona wartość ph: 17

18 II. Sporządzanie roztworów buforowych, pomiar i obliczanie ph. Przygotować w zlewkach roztwory o następującym składzie: cm M CH 3 COOH i 35 cm M CH 3 COONa 2. roztwór jak wyżej + 50cm 3 H 2 O dest cm M NH 3 H 2 O + 35 cm M NH 4 Cl 4. roztwór jak wyżej + 50cm 3 H 2 O dest. Zmierzyć ph otrzymanych roztworów za pomocą pehametru. Wyniki zestawić w tabeli Obliczyć ph otrzymanych roztworów korzystając ze wzorów na stężenie jonów wodorowych i hydroksylowych w roztworach buforowych: [H + ] = K k c k /c s [OH - ] = K z c z /c s K k = c k - stężenie kwasu c s - stężenie soli K z = c z - stężenie zasady Lp Skład buforu ph zmierzone ph obliczone Obliczenia: 18

19 ĆWICZENIE V Acydymetryczne oznaczanie NaOH w analizowanym roztworze Analiza miareczkowa polega na tym, że do roztworu oznaczanego wprowadza się porcjami (miarkami) równoważną chemicznie ilość roztworu mianowanego (o znanym stężeniu). Stężenie (lub miano) oznaczanej substancji oblicza się na podstawie zmierzonej dokładnie objętości zużytego roztworu o znanym stężeniu (lub mianie). Do rozpoznania momentu, w którym ilość wprowadzonego mianowanego roztworu zrównoważyła ilość składnika oznaczanego służy punkt równoważnikowy lub punkt nasycenia równoważnikowego (PR). Żeby móc wzrokowo zaobserwować punkt równoważnikowy do roztworu miareczkowanego wprowadza się wskaźnik (indykator), który zmienia barwę w chwili zakończenia reakcji między roztworem mianowanym, a roztworem miareczkowanym. Moment, w którym indykator zmienia swoje zabarwienie nazywa się punktem końcowym miareczkowania (PK). Zmiany zachodzące podczas miareczkowania można przedstawić graficznie. Na osi odciętych oznacza się ilość zużytego roztworu mianowanego (w mililitrach bądź w procentach całkowitej ilości potrzebnej do nasycenia równoważnikowego), na osi rzędnych wartości jakiegoś parametru związanego ze stężeniem oznaczanego składnika. Takim parametrem może być ph, potencjał red-oks, przewodność elektrolityczna itp. Otrzymamy wykres, który nosi nazwę krzywej miareczkowania z wyraźnie zaznaczonym skokiem miareczkowania. Pod nazwą skok miareczkowania rozumie się różnicę ph (potencjału redoks, przewodności elektrolitycznej itp.) zmiareczkowanego roztworu w punktach odpowiadających doprowadzeniu 99,9% oraz 100,1% teoretycznej ilości roztworu mianowanego. ph PR % zmiareczkowania 100% Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą Klasyfikacja metod miareczkowych według typu reakcji zachodzącej podczas miareczkowania. 1. Alkacymetria opiera się na reakcjach kwas zasada. 2. Kompleksometria metody oparte na tworzeniu trwałych, łatwo rozpuszczalnych związków kompleksowych. 3. Argentonometria wykorzystuje reakcje, w których powstają związki trudno rozpuszczalne metoda wytrąceniowa. 4. Redoksymetria wykorzystuje reakcje utleniania i redukcji. 19

20 Alkacymetria Alkacymetria skupia metody miareczkowe oparte na reakcjach kwas-zasada. Metody te są również nazywane metodami zobojętniania. Alkacymetrię można podzielić na: 1. alkalimetrię metoda oznaczania kwasów 2. acydymetrię metoda oznaczania zasad CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Oznaczanie zawartości NaOH analizowanym roztworze a) Mianowanie roztworu kwasu HCl Mianowanie przygotowanego ok. 0,1 M roztworu HCl przeprowadzamy przy użyciu substancji podstawowej, jaką jest wodorowęglan potasu. Stężenie molowe HCl obliczamy, biorąc za podstawę reakcję: KHCO 3 + HCl KCl + H 2 O + CO 2 Podczas wyznaczania wartości stężenia roztworu HCl, miareczkowanie przeprowadzamy następująco: Do 3 kolbek stożkowych pobrać pipetą po 25(20) cm 3 roztworu KHCO 3 o znanym stężeniu molowym, dodać 3 krople oranżu metylowego i miareczkować roztworem HCl. Koniec miareczkowania wyznacza zmiana barwy wskaźnika z żółtej na pomarańczowoczerwoną. Obliczyć średnią wartość liczbową z trzech miareczkowań V śr, a następnie stężenie molowe roztworu HCl, uwzględniając przebieg reakcji zachodzącej podczas miareczkowania: V 1 =.., V 2 =..V 3 = V śr =. 1 milimol HCl - 1 milimol KHCO 3 (Cm V śr ) milimoli HCl - (0,1 25) milimoli KHCO 3 gdzie: Cm - stężenie molowe kwasu HCl Cm = 1 0,1 V śr 25 1 V śr - średnia objętość kwasu zużyta podczas miareczkowania 25 cm 3 analizowanego roztworu KHCO 3. 20

21 Stężenie molowe roztworu HCl =. b) Oznaczenie zawartości NaOH w roztworze Otrzymany do analizy roztwór zawierający NaOH uzupełnić (w kolbce miarowej) wodą destylowaną do 100 cm 3 i dokładnie wymieszać Następnie odmierzyć pipetą do kolbki stożkowej 25(20) cm 3 roztworu, dodać 3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem HCl do zmiany barwy z żółtej na pomarańczowoczerwoną. Wykonać trzy pomiary. V 1 =.., V 2 =..V 3 = V śr =. Ilość gramów NaOH w próbie (x) obliczyć w oparciu o zachodzącą reakcję: HCl + NaOH NaCl + H 2 O (1 1000) milimoli HCl - 40 g NaOH (c m V śr ) milimoli HCl - x 1 g NaOH x 1 = c m V śr x Vk x V = 1 p gdzie: c m wartość stężenia molowego kwasu solnego V śr - średnia objętość kwasu zużyta podczas miareczkowania 25 cm 3 analizowanego roztworu V p - objętość pipety V k - objętość kolby x 1 - ilość g NaOH w 25 cm 3 analizowanego roztworu x - ilość g NaOH w całej analizowanej próbce. 21

22 Obliczenia: Numer analizy Zawartość NaOH w badanej próbie 22

23 ĆWICZENIE VI Kompleksonometryczne oznaczenie jonów Ca 2+ i Mg 2+. Twardość wody. Kompleksonometria jest to dział analizy ilościowej opartej na reakcjach tworzenia trwałych rozpuszczalnych i trudno dysocjujących związków kompleksowych. Nazwa pochodzi od grupy związków zwanych kompleksonami. Kompleksony są to kwasy aminopolikarboksylowe, w których atom azotu połączony jest z grupami zawierającymi połączenia karboksylowe. Spośród tej grupy związków największe znaczenie praktyczne ma kwas etylenodiaminotetraoctowy. Ten czteroprotonowy kwas oznaczany jest także skrótem H 4 Y i nazywany jest wersenianem. Kwas ten jest trudno rozpuszczalny i dlatego w analityce stosuje się disodową sól tego kwasu wersenian disodowy nazywany także EDTA HOOC H 2 C CH 2 COOH N CH 2 CH 2 N HOOC H 2 C CH 2 COOH W reakcjach z kationami metali 2, 3 czy 4- wartościowymi 1mol EDTA kompleksuje zawsze 1 mol metalu bez względu na jego wartościowość. Trwałość powstających związków kompleksowych zależy od wartościowości metalu i ph roztworu. Jony H 2 Y reagują z kationami metali zgodnie z równaniem: Me 2+ + H 2 Y MeY + 2H + Punkt równoważnikowy miareczkowania wyznacza się za pomocą wskaźników kompleksometrycznych. Wśród nich podstawowe znaczenie mają tak zwane metalowskaźniki, które w określonych warunkach miareczkowania tworzą z jonami metali barwne kompleksy. Kompleks metal wskaźnik, w warunkach miareczkowania, powinien być znacznie mniej trwały od kompleksu metal wersenian disodowy. W punkcie równoważnikowym wskaźnik zostaje uwolniony z kompleksu metal wskaźnik i następuje zmiana barwy wskaźnika. Najbardziej popularne wskaźniki używane kompleksonometrii to: czerń eriochromowa T, mureksyd, kalces. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Oznaczenie Ca 2+ obok Mg 2+ w analizowanym roztworze Otrzymany do analizy roztwór w kolbie miarowej o pojemności 250 cm 3 uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. 23

24 a) Oznaczanie sumy Ca 2+ i Mg 2+ Do trzech kolbek stożkowych pobrać po 25 cm 3 analizowanego roztworu, dodać z dozownika 2 cm 3 buforu amonowego oraz szczyptę czerni eriochromowej T. Każdą badaną próbkę roztworu miareczkować za pomocą 0,01 M roztworu EDTA do chwili zmiany barwy roztworu z winnoczerwonego na niebieski. Oznaczenia powtórzyć trzykrotnie. Obliczyć wartość średnią objętości roztworu EDTA zużytą podczas miareczkowania V śrca,mg V =..., V =..., V = 1, Ca, Mg 2, Ca, Mg 3, Ca, Mg V śr 2 2+ =, Ca, Mg... b) Oznaczanie Ca Do trzech kolbek stożkowych pobrać pipetą po 25 cm 3 analizowanego roztworu. Do każdej kolbki dodać po 5 cm 3 2 M roztworu NaOH (odmierzać cylindrem). Następnie do każdej kolbki dodać szczyptę mureksydu. Miareczkować za pomocą 0,01 M roztworu EDTA do zmiany barwy roztworu z różowej na fioletową. Obliczyć wartość średnią objętości roztworu EDTA zużytą podczas miareczkowania V śr2ca V 2+ =..., V 2+ =..., V 2+ = 1, Ca 2, Ca 3, Ca V śr 2 + =, Ca Zawartość jonów Ca 2+ (x) w analizowanej próbce obliczyć z proporcji: (1 1000) milimoli EDTA mg Ca 2+ (0,01 V śrca ) milimoli EDTA - x 1 g Ca 2+ x 1 = 0,01 V 2 + śrca gdzie: x Vk x V = 1 V śrca - średnia objętość EDTA użyta podczas miareczkowania analizowanego roztworu wobec mureksydu V p - objętość pipety V k - objętość kolby x 1 - ilość g Ca 2+ w 25 cm 3 analizowanego roztworu x - ilość g Ca 2+ w całej analizowanej próbce. p 24

25 Zawartość jonów Mg 2+ w analizowanej próbce obliczyć z proporcji (1 1000) milimoli mg Mg 2+ [ 0,01 (V śrca,mg V śrca )] milimoli EDTA - y 1 g Mg 2+ y 1 = 0,01 ( V srca 2 = 2 + V 2 Mg srmg ) gdzie: y Vk y V = 1 y 1 - ilość g Mg 2+ w 25 cm 3 analizowanego roztworu y - ilość g Mg 2+ w całej analizowanej próbce. V śca,mg1 - średnia objętość EDTA użyta podczas miareczkowania analizowanego roztworu wobec czerni eriochromowejt V śca2 - średnia objętość EDTA użyta podczas miareczkowania analizowanego roztworu wobec mureksydu V p - objętość pipety V k - objętość kolby p Obliczenia: Numer analizy:. Zawartość jonów Ca 2+.. oraz Mg 2+.w badanej próbie 25