Chemia ogólna i nieorganiczna laboratorium. I rok Ochrona Środowiska. Rok akademicki 2013/2014

Transkrypt

1 Chemia ogólna i nieorganiczna laboratorium I rok Ochrona Środowiska Rok akademicki 2013/2014 I. 1) Organizacja pracy w laboratorium chemicznym. Przepisy porządkowe, warunki zaliczenia. 2) Seminarium - wprowadzenie do ćwiczeń II nazewnictwo związków chemicznych, stężenia roztworów II. 1) Seminarium - zapis równań reakcji chemicznych, obliczenia stechiometryczne 2) sporządzanie roztworów III. 1) Kolokwium I - nazewnictwo związków chemicznych, stężenia roztworów 2) Seminarium - reakcje strącania osadów 3) Otrzymywanie osadu jodku ołowiu(ii) IV. 1) Kolokwium II obliczenia stechiometryczne, roztwory 2) Seminarium + ćwiczenia wstęp do analizy jakościowej V. 1) Poprawa kolokwium I i II 2) Analiza jakościowa kationów I i II grupy analitycznej (3 próbki) VI. 1) Kolokwium III reakcje charakterystyczne kationów I i II grupy analitycznej 2) Analiza jakościowa kationów I - IV grupy analitycznej (3 próbki) VII. 1) Kolokwium IV reakcje charakterystyczne kationów I - IV grupy analitycznej 2) analiza soli 3) Seminarium - iloczyn rozpuszczalności VIII. 1) Seminarium - iloczyn rozpuszczalności 2) wytrącanie osadów IX. 1) Kolokwium V iloczyn rozpuszczalności 2) Seminarium równowagi w roztworach elektrolitów: stopień i stała dysocjacji 3) Analiza soli

2 X. 1) Seminarium: ph roztworów 2) Wyznaczanie zakresu działania indykatorów, stała i stopień dysocjacji 3) poprawa kolokwium równania reakcji chemicznych XI. 1) Seminarium mieszaniny buforowe 2) wyznaczanie zakresu ph roztworów buforowych, stabilizujące działanie wybranych buforów 3) poprawa kolokwium V iloczyn rozpuszczalności XII. 1) Seminarium procesy utleniania i redukcji 2) Właściwości utleniające roztworu manganianu(vii) potasu Właściwości utleniające i redukujące H 2 O 2 Utlenianie wodorotlenku żelaza(ii) Szereg elektrochemiczny metali XIII. Kolokwium VI z materiału ćwiczeń IX-XII (równowagi w roztworach elektrolitów: stopień i stała dysocjacji, ph, roztwory buforowe, procesy utleniania i redukcji) XIV. 1) Odrabianie zaległych ćwiczeń 2) Sporządzanie roztworu KMnO 4 o stężeniu 0,02 mol/dm 3 XV. Kolokwium zaliczeniowe, zaliczenia

3 Ćwiczenie nr I Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Roztwory 1.1. Wiadomości ogólne Pojęcia: roztwór, rozpuszczalnik, substancja rozpuszczona, rozpuszczalność, czynniki wpływające na rozpuszczalność 1.2. Sposoby wyrażania stężeń roztworu - stężenie procentowe - stężenie molowe - ułamek wagowy - ułamek molowy - przeliczanie jednostek stężeń 1.3. Sporządzanie roztworów o zadanym stężeniu poprzez: - rozpuszczanie substancji stałej - rozcieńczanie lub zatężanie roztworu o znanym stężeniu - poprzez mieszanie roztworów o różnym stężeniu - poprzez dodatek substancji stałej do roztworu o znanym stężeniu II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych Zakres poszerzony Rozdział 8.1 zalecane nr zadań: Rozdział 8.3 zalecane nr zadań: Rozdział 8.4 zalecane nr zadań: , Rozdział 8.7 zalecane nr zadań: , Rozdział 8.8 zalecane nr zadań: , Rozdział 8.9 zalecane nr zadań: , 8.172, 8.174, Marek Wesołowski, Krystyna Szafer, Danuta Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej

4 Ćwiczenie nr II Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Zapisy równań reakcji chemicznych w formie cząsteczkowej i jonowej 2. Obliczenia na podstawie równań chemicznych II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych Zakres poszerzony Rozdział 1.3 zalecane nr zadań: 1.71, 1.78, 1.84, , 1.99 Rozdział 4.3 zalecane nr zadań: Rozdział 4.4 zalecane nr zadań: , Rozdział 4.5 zalecane nr zadań: III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia 1. Mając do dyspozycji roztwór chlorku żelaza(iii) o stężeniu c = 2 mol/dm 3 sporządzić roztwory o objętościach i stężeniach zadanych przez asystenta. Wykonać odpowiednie obliczenia. 2. Roztwór otrzymany w punkcie 1 rozcieńczyć w sposób zadany przez asystenta. Obliczyć stężenia tak przygotowanego roztworu. IV. Sprawozdanie Opisać sposób postępowania prowadzący do otrzymania odpowiednich roztworów. Zamieścić odpowiednie obliczenia

5 Ćwiczenie nr III Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Reakcje strącania osadów (zapis cząsteczkowy i jonowy) 2. Stechiometria reakcji w roztworze 3. Wydajność reakcji II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych Zakres poszerzony Rozdział 4.7 zalecane nr zadań: 4.123, 4.124, Rozdział 9.5 zalecane nr zadań: , Rozdział 9.6 zalecane nr zadań: 9.140, 9.141, III. Część doświadczalna Otrzymywanie jodku ołowiu(ii) Jodek ołowiu(ii) PbI 2 powstaje w reakcji roztworów wodnych łatwo rozpuszczalnych soli ołowiu(ii) np. azotanu(v) ołowiu(ii) z jodkiem potasu (KI). Jodek ołowiu(ii) jest żółtym krystalicznym osadem. Bezpośrednio po zmieszaniu zimnych wodnych roztworów soli ołowiu(ii) i jodku potasu powstają bardzo drobne, żółte kryształy soli. Jeżeli natomiast zmiesza się gorące roztwory wspomnianych soli, a następnie mieszaninę schłodzi to wytrącą się piękne, złote, błyszczące kryształy. Wykonanie ćwiczenia 1. Korzystając z 1M roztworu Pb(NO 3 ) 2 sporządzić w kolbce miarowej na 100 cm 3 roztwór o zadanym stężeniu np. 0,05M; 0,1M; 0,2M; 0,5M. 2. Obliczyć objętość przygotowanego przez siebie roztworu azotanu(v) ołowiu(ii) oraz ilość stałego jodku potasu potrzebne do otrzymania 1g jodku ołowiu(ii). 3. Przygotować odpowiednią naważkę stałego KI i rozpuścić ją w małej ilości wody destylowanej (w małej zlewce). 4. Cylindrem miarowym odmierzyć odpowiednią objętość roztworu Pb(NO 3 ) 2 i przenieść do zlewki na 250 cm 3, a następnie ogrzać. 5. Do gorącego roztworu Pb(NO 3 ) 2 dodawać małymi porcjami roztwór KI, ciągle mieszając. 6. Gorący roztwór zawierający PbI 2 schłodzić, przesączyć przez przygotowany wcześniej sączek z bibuły filtracyjnej i przemyć kilkakrotnie wodą destylowaną. 7. Wysuszyć sączek z osadem w temperaturze ok. 100 C. 8. Suchy osad zważyć. Obliczyć wydajność reakcji. IV. Sprawozdanie

6 Sprawozdanie powinno zawierać: 1. Opis czynności laboratoryjnych prowadzących do otrzymania jodku ołowiu(ii) 2. Równanie odpowiedniej reakcji chemicznej 3. Obliczenia wykonane w celu sporządzenia używanych roztworów 4. Masę otrzymanego preparatu oraz obliczenia dotyczące wydajności reakcji 5. Komentarz na temat wydajności przeprowadzonej reakcji

7 Ćwiczenie nr IV Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Podział kationów na grupy analityczne, odczynniki grupowe 2. Reakcje kationów poszczególnych grup analitycznych z odczynnikiem grupowym 3. Reakcje charakterystyczne kationów grup I i IIA II. Literatura 1. Skrypt rozdz. 7 III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia 1) Do probówek pobrać po ok. 0,5 cm 3 roztworów soli kationów należących do określonej grupy analitycznej i przeprowadzić reakcje z odczynnikiem grupowym. Doświadczenie powtórzyć używając soli kationów innych grup analitycznych i odpowiednich dla nich odczynników grupowych. 2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne kationów grup I i IIA. 3) Obserwować i notować zmiany zachodzące w probówkach Grupa I Reakcje Obserwacje 1. Ag + + HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 2. AgCl + NH 3(aq) 3. Hg HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 4. Hg 2 Cl 2 + NH 3(aq) 5. Pb 2+ + HCl o stężeniu 2 mol/dm 3 6. Ag + + K 2 CrO 4 7. Hg K 2 CrO 4 8. Hg KI + nadmiar KI 9. Pb 2+ + KI

8 10. Pb 2+ + NaOH + nadmiar NaOH 11. Pb 2+ + K 2 CrO Pb 2+ + H 2 SO 4 Grupa IIA Reakcje Obserwacje 1. Hg 2+ + HCl + H 2 S 2. Cu 2+ + HCl + H 2 S 3. Cd 2+ + HCl + H 2 S 4. Hg 2+ + K 2 CrO 4 5. Hg 2+ +KI + nadmiar KI 6. Cu 2+ + NaOH 7. Cu 2+ + NH 3(aq) 8. Cd 2+ + NaOH 9. Cd 2+ + NH 3(aq) IV. Sprawozdanie 1. Napisać w sposób jonowy równania wszystkich przeprowadzonych reakcji.

9 Ćwiczenie nr V Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Materiał z ćwiczenia IV 2. Reakcje charakterystyczne kationów III i IV grupy analitycznej II. Literatura 1. Skrypt rozdz. 7 III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia 1) Analiza jakościowa 3 próbek zawierających kationy grupy I i II 2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne kationów III i IV grupy analitycznej: Grupa IIIA Reakcje Obserwacje 1. Cr 3+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) 2. Al 3+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) 3. Fe 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) 4. Fe 3+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) 5. Cr 3+ + NaOH + nadmiar NaOH 6. Cr 3+ + NH 3(aq) 7. Al 3+ + NaOH + nadmiar NaOH 8. Fe 3+ + NaOH 9. Fe 3+ + KSCN 10. Fe 3+ + K 4 [Fe(CN) 6 ]

10 11. Fe 2+ + NaOH 12. Fe 2+ + K 3 [Fe(CN) 6 ] Grupa IIIB Reakcje Obserwacje 1. Mn 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) +(NH 4 ) 2 S 2. Zn 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 S 3. Co 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 S 4. Ni 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 S 5. Mn 2+ + NaOH 6. Zn 2+ + NaOH 7. Co 2+ + NaOH 8. Ni 2+ + NaOH Grupa IV Reakcje Obserwacje 1. Ca 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 CO 3 2. Ba 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 CO 3 3. Sr 2+ + NH 4 Cl + NH 3(aq) + (NH 4 ) 2 CO 3 4. Ca 2+ + H 2 SO 4 5. Ba 2+ + H 2 SO 4 6. Sr 2+ + H 2 SO 4

11 7. Ba 2+ + K 2 Cr 2 O 7 8. Sr 2+ + K 2 Cr 2 O 7 Analiza płomieniowa Barwa płomienia: kationy grupy IV: Ca 2+ Ba 2+ Sr 2+ kationy grupy V: Na + K + IV. Sprawozdanie 1. Opisać sposób postępowania w pkt. 1 ćwiczenia (Część doświadczalna) prowadzący do zidentyfikowania otrzymanych próbek Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7 str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania reakcji opisanych w tabeli.

12 Ćwiczenie nr VI Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Materiał z ćwiczeń IV i V 2. Analiza kationów grupy V oraz anionów grup I - VI II. Literatura 1. Skrypt rozdz. 7 III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia 1) Analiza jakościowa 3 próbek zawierających kationy grupy I - IV 2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne anionów grup I - VI IV. Sprawozdanie Opisać sposób postępowania w pkt. 1 ćwiczenia prowadzący do zidentyfikowania otrzymanych próbek Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7 str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania reakcji opisanych w tabeli.

13 Ćwiczenie nr VII Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Rozpuszczalność, roztwory nasycone i nienasycone. Iloczyn rozpuszczalności. Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów. Strącanie osadów. 2. Rozwiąż podane poniżej zadania (wartości iloczynów rozpuszczalności należy odszukać w tabeli) Zad. 1 Ile gramów PbI 2 rozpuści się w 150 cm 3 wody? (Odp. 0,0837g) Zad. 2 W 1793 g wody rozpuszcza się 1,000 g PbI 2. Oblicz iloczyn rozpuszczalności tej soli? (Odp. 7, ) Zad. 3 Osad Fe(OH) 3 przemyto 500 cm 3 wody. Oblicz ile osadu rozpuści się w czasie tego procesu (Odp. 9, g) Zad. 4 Do 5 g Ca(IO 3 ) 2 dodano 20 dm 3 wody. Czy otrzymano roztwór nasycony czy nienasycony? (Odp. Nienasycony) Zad. 5 Uszereguj następujące związki zgodnie ze wzrastającą rozpuszczalnością: AgCl; Ag 2 CrO 4 ; PbI 2 ; Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Al.(OH) 3. Zad. 6. Czy wytrąci się osad CaSO 4 po zmieszaniu równych objętości: a) roztworów Ca(NO 3 ) 2 i K 2 SO 4 o stężeniach 0,02 mol/dm 3?(Odp. Tak) b) roztworów CaCl 2 i Na 2 SO 4 o stężeniach 0,001 mol/dm 3?(Odp. nie) Zad. 7 Do 100 cm 3 roztworu zawierającego mola jonów Ca 2+, 1, mola jonów Sr 2+ oraz 10 mg jonów Ba 2+ dodawano kroplami roztwór Na 2 CO 3. Jaka jest kolejność wytrącania węglanów? (Odp. SrCO 3, CaCO 3, BaCO 3 ). II. Literatura 1. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej 2. Obliczenia chemiczne Zbiór zadań z chemii nieorganicznej wraz z podstawami teoretycznymi, praca zbiorowa pod redakcją A. Śliwy 3. I. Sobczyk, A. Kisza, Chemia fizyczna dla przyrodników III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia 1. Analiza jakościowa 2 próbek zawierających roztwory soli IV. Sprawozdanie

14 1. Opisać sposób postępowania przeprowadzony w pkt. 1 ćwiczenia prowadzący do zidentyfikowania soli (podać nazwy soli) Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7 str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania reakcji opisanych w tabeli Iloczyny rozpuszczalności (K s ) niektórych trudno rozpuszczalnych związków w wodzie (w temp. ok. 298K) Związek K s Związek K s Ag 3 AsO 4 1, Cd 2 [Fe(CN) 5 ] 3, AgBr 5, Cd(OH )2 2, Ag 2 CO 3 7, CoC 2 O 4 1, AgCl 1, CuBr 5, Ag 2 CrO 4 1, Cu(OH) 2 2, AgI 8, Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 3, Ag 3 PO 4 1, Fe(OH) 3 3, Ag 2 SO 4 1, MgCO 3 2, AlAsO 4 1, MgF 2 6, Al(OH) 3 2, Mg(OH) 2 2, AlPO 4 5, MnC 2 O 4 5, BaCO 3 5, Mn(OH) 2 1, BaCrO 4 1, Ni 2 [Fe(CN) 6 ] 1, BaF 2 1, PbBr 2 9, Ba(IO 3 ) 2 1, PbCO 3 7, BaSO 4 1, PbC 2 O 4 4, CaCO 3 4, PbCl 2 1, CaC 2 O 4 2, PbCrO 4 1, CaF 2 4, PbI 2 7, Ca(IO 3 ) 2 7, SrCO 3 1, Ca 3 (PO 4 ) 2 1, SrC 2 O 4 5, CaSO 4 2, Sr(IO 3 ) 2 3, CdCO 3 2, SrSO 4 2,5 10-7

15 Ćwiczenie nr VIII Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Materiał obowiązujący na ćwiczenia VII II. Literatura 1. Patrz ćwiczenie VII III. Część doświadczalna Wykonanie ćwiczenia Część I 1. 0,1 molowy roztwór AgNO 3 oraz 0,1 molowy roztwór HCl rozcieńczyć w taki sposób, aby otrzymać roztwory o stężeniach mol/dm 3 oraz mol/dm 3 2. Do trzech umytych i przepłukanych wodą destylowaną probówek wprowadzić kolejno: do pierwszej 5 cm 3 roztworu AgNO 3 o stężeniu 0,1 mol/dm 3, do drugiej 5 cm 3 roztworu AgNO 3 o stężeniu mol/dm 3, do trzeciej 5 cm 3 roztworu AgNO 3 o stężeniu mol/dm 3 3. Roztwory w probówkach 1 i 2 zadać 5 cm 3 roztworu HCl o stężeniu 0,1 mol/dm 3, a roztwór w probówce 3 roztworem HCl o stężeniu mol/dm 3. Opracowanie wyników część I 1. Opisać wynik doświadczenia 2. Napisać odpowiednie równania reakcji chemicznych 3. Na podstawie odszukanych w tablicach wartości iloczynów rozpuszczalności oraz odpowiednich obliczeń wyjaśnić zachodzące procesy chemiczne Część II 1. Do dwóch umytych i przepłukanych wodą destylowaną probówek wprowadzić 5 cm 3 0,1 molowego roztworu AgNO Roztwór w probówce pierwszej zadać 5 cm 3 0,1 molowego roztworu HCl. 3. Do probówki drugiej odpipetować 5 cm 3 roztworu K 2 CrO 4 o stężeniu 0,05 mol/dm Zwrócić uwagę na barwy powstałych osadów 5. Przygotować trzecią probówkę, do której odpipetować po 5 cm 3 0,1 molowego roztworu HCl i 0,05 molowego roztworu K 2 CrO 4 oraz 10 cm 3 wody destylowanej. 6. Do mieszaniny w probówce trzeciej dodawać kroplami 0,1 molowy roztwór AgNO 3 7. Zaobserwować kolejność wytracania osadów, identyfikując je na podstawie barwy. Opracowanie wyników część II 1. Napisać odpowiednie równania reakcji chemicznych

16 2. Podać barwy powstałych osadów oraz kolejność ich wytrącania 3. Odszukać w tablicach wartości odpowiednich iloczynów rozpuszczalności 4. Obliczyć rozpuszczalność otrzymanych związków. Uzyskane wyniki porównać z danymi doświadczalnymi. Część III 1. Odmierzyć do zlewki ok. 5 cm 3 nasyconego roztworu chlorku sodu. Dodać kilka cm 3 stężonego roztworu HCl (Uwaga; czynność tę należy wykonywać pod wyciągiem). Opracowanie wyników część III 1. Wyjaśnić zachodzące w roztworze zmiany 2. Odszukać w tablicach rozpuszczalność NaCl w temperaturze pokojowej 3. Obliczyć stężenie jonów chlorkowych w nasyconym roztworze NaCl oraz stężonym HCl (w mol/dm 3 ) gęstość nasyconego roztworu NaCl wynosi 1,2 g/cm 3. Gęstość stężonego roztworu należy odszukać w tablicach. Część IV 1. Do czterech umytych i przepłukanych wodą destylowana probówek wprowadzić po 5 cm 3 soli Cd 2+, Hg 2+, Mn 2+ oraz Mg 2+ (uwaga: w każdej z probówek ma się znajdować tylko jedna sól). 2. Każdą z soli zakwasić 1 cm 3 0,1 molowego roztworu HCl, a następnie zadać 5 cm 3 0,1 molowego roztworu tioacetamidu. 3. Probówki ogrzewać na łaźni wodnej przez 2-3 minuty 4. Do probówek, w których nie wytrącił się osad dodać 5 cm 3 0,1 molowego roztworu amoniaku. Opracowanie wyników część IV 1. Napisać równania reakcji powstawania osadów siarczków 2. Dla wytrąconych osadów siarczków odszukać w tablicach wartości iloczynów rozpuszczalności. 3. Porównać wyniki wytrącania osadów w środowisku kwaśnym i zasadowym. Napisać jaki wpływ ma ph na reakcję wytracania siarczków. Wyjaśnić dlaczego probówki były ogrzewane na łaźni wodnej. IV Sprawozdanie Instrukcja do ćwiczenia zawiera informacje dotyczące opracowania wyników, które należy umieścić w sprawozdaniu wraz z opisem wykonanych doświadczeń oraz ich wynikami. Informacje na temat strącania siarczków należy odszukać w podręcznikach do chemii analitycznej.

17 Ćwiczenie nr IX Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Dysocjacja elektrolityczna, stopień dysocjacji. Dysocjacja elektrolitów mocnych. Obliczenia dotyczące stężeń jonów w roztworze. Dysocjacja elektrolitów słabych. Zastosowanie prawa równowagi chemicznej do reakcji dysocjacji elektrolitów. Stała dysocjacji. Prawo rozcieńczeń Ostwalda. 2. Rozwiąż następujące zadania: Zad. 1 Oblicz stężenie molowe jonów w roztworach następujących elektrolitów mocnych a) 0,1M roztwór FeCl 3 b) 0,5M roztwór Na 2 SO 4 c) 0,6M roztwór Al 2 (SO 4 ) 3 Zad. 2 Do 100 cm 3 roztworu NaCl o stężeniu 0,01 mol/dm 3 dodano 300 cm 3 roztworu AlCl 3 o stężeniu 0,02 mol/dm 3. Oblicz stężenie wszystkich jonów w powstałym roztworze (Odp.0,0025 mol/dm 3 jonów Na +, 0,015 mol/dm 3 jonów Al 3+, 0,045 mol/dm 3 jonów Cl - ). Zad. 3 Do 50 cm 3 roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,3 mol/dm 3 dodano 250 cm 3 wody. Oblicz ile razy zwiększy się stopień dysocjacji (Odp. 2,45) Zad. 4 Oblicz ile razy wzrośnie stopień dysocjacji amoniaku jeżeli roztwór o stężeniu 0,4 mol/dm 3 rozcieńczymy 4-krotnie (Odp. dwukrotnie) Zad. 5 Obliczyć stężenie jonów oksoniowych w 1,5 molowym roztworze kwasu fluorowodorowego, którego stała dysocjacji wynosi 6, (Odp. 0,03 mol/dm 3 ) Zad. 6 Obliczyć stopień i stałą dysocjacji kwasu mrówkowego o stężeniu 0,25 mol/dm 3, jeżeli stężenie jonów wodorowych w tym roztworze wynosi 6, mol/dm 3. (Odp. K = 1, , α = 2,64%). Zad. 7. Oblicz stężenie jonów oksoniowych i stałą dysocjacji kwasu azotowego(iii) o stężeniu 0,095% (d = 1,0 g/cm 3 ), jeżeli stopień dysocjacji w tym roztworze wynosi 13,2%. (Odp. [H 3 O + ] =2, mol/dm 3, K = 4, ,) Zad. 8 Oblicz stężenie jonów OH - oraz stopień dysocjacji wodnego roztworu amoniaku o stężeniu 0,05 mol/dm 3. K = 1, (Odp. [OH - ] = 9, mol/dm 3, α = 1,9%). Zad cm 3 40% roztworu kwasu octowego rozcieńczono wodą do objętości 100 cm 3. Następnie z tak otrzymanego roztworu odpipetowano 10 cm 3 i przeniesiono do kolby miarowej o objętości 50 cm 3, następnie kolbę uzupełniono wodą do kreski. Obliczyć stężenie jonów wodorowych oraz stopień dysocjacji w tak otrzymanych roztworze. K = 1, (Odp. α = 1%), [H 3 O + ] = 1, mol/dm 3 ).

18 II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych Zakres poszerzony Zaleca się zrobienie następujących zadań: oraz M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej 3. I. Sobczyk, A. Kisza, Chemia fizyczna dla przyrodników III. Część doświadczalna Analiza soli c.d.

19 Ćwiczenie nr X Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Materiał z ćwiczeń IX 2. Dysocjacja wody, ph, obliczanie ph roztworów mocnych elektrolitów, obliczanie ph roztworów słabych elektrolitów, zasada działania indykatorów. Na zajęcia należy przynieść kalkulator z funkcją liczenia logarytmów 3. Rozwiąż następujące zadania: Zad. 1 Oblicz ph następujących roztworów przy założeniu, że α = 1 a) 0,1M roztwór HCl (Odp. ph = 2) b) 0,03M roztwór HNO 3 (Odp. ph = 1.5) c) 0,08M roztwór KOH (Odp. ph = 12,9) d) 0,0001M roztwór Ba(OH) 2 (Odp. ph = 10,3) Zad. 2 Oblicz stężenie jonów oksoniowych w roztworach o podanych wartościach ph: a) ph = 3,92 (Odp. 1, mol/dm 3 ) b) poh = 2,71 (Odp. 5, mol/dm 3 ) c) ph = 8,47 (Odp. 3, mol/dm 3 ) d) poh = 5,86 (Odp. 7, mol/dm 3 ) Zad. 3 Oblicz stężenie jonów H 3 O + oraz OH - w ludzkiej krwi, której ph = 7,4. (Odp. [H 3 O + ] = mol/dm 3, [OH - ] = 2, mol/dm 3 ) Zad. 4 0,4 g NaOH rozpuszczno w wodzie uzyskując 100 cm 3 roztworu. Oblicz ph otrzymanego roztworu (Odp. ph = 13) Zad. 5 Do kolby miarowej o objętości 1 dm 3 wprowadzono 1 cm 3 roztworu HCl o stężeniu 36% i gęstości 1,18 g/cm 3 i rozcieńczono wodą do objętości 1 dm 3. Oblicz ph otrzymanego roztworu (Odp. ph = 1,93) Zad. 6 Oblicz ph i stopień dysocjacji kwasu azotowego(iii) o stężeniu 0,1 mol/dm 3 (Odp. ph = 2,19; α = 6,5%). Zad. 7. Oblicz ph 10% roztworu amoniaku o gęstości 0,959 g/cm 3. (Odp. ph = 12) Zad. 8 Do jakiej objętości należy rozcieńczy 20 cm 3 kwasu octowego o stężeniu 0,5 mol/dm 3, aby po rozcieńczeniu ph wynosiło 3,20. K = 1, (Odp. 450 cm 3 ) Zad. 9 Stopień dysocjacji kwasu mrówkowego w roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3 wynosi 4,22%. Oblicz stałą dysocjacji i ph roztworu. (Odp. K = 1, , ph = 2,37) Zad. 10 Oblicz zmianę ph po 100-krotnym rozcieńczeniu a) mocnego kwasu HR (odp. Wzrost o dwie jednostki)

20 b) słabego kwasu HR(Odp. Wzrost o jedną jednostkę) II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych Zakres poszerzony Zaleca się zrobienie następujących zadań: M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej III. Część doświadczalna 1. Mając do dyspozycji roztwory kwasu octowego i amoniaku o stężeniach 0,1 mol/dm 3 sporządzić po 100 cm 3 roztworów o stężeniach 0,01 mol/dm 3 i 0,001 mol/dm Do czystych i suchych probówek odmierzyć po ok. 10 cm 3 każdego z przygotowanych roztworów. 3. Przy pomocy ph-metru dokonać pomiaru ph powyższych roztworów. Opracowanie wyników 1) Obliczyć ph, stopień dysocjacji oraz stężenia jonów badanych roztworów kwasu octowego i amoniaku. 2) Na podstawie zmierzonych wartości ph badanych roztworów kwasu octowego i amoniaku obliczyć stężenia jonów w roztworze, stopień dysocjacji oraz wartość stałej dysocjacji. 3) wyniki obliczeń zebrać w tabeli Uwaga: w sprawozdaniu należy przedstawić wszystkie obliczenia oraz wyjaśnić ewentualne różnice w zmierzonych i wynikających z obliczeń wartościach ph. roztwór stężenie ph teoret. ph dośw. [H 3 O + ] teoret. [H 3 O + ] dośw. teoret. dośw. K K dośw. 0,1M CH 3 COOH 0,01M 1, ,001M roztwór stężenie ph teoret. ph dośw. [OH - ] teoret. [OH - ] dośw. teoret. dośw. K K dośw. 0,1M NH 3aq 0,01M 1, ,001M

21 2) Zmierzyć ph następujących roztworów, sprawdzić jak barwi się papierek uniwersalny oraz wybrane wskaźniki: roztwór barwa papierka nazwa i barwa wskaźnika ph wskaźnikowego HCl CH 3 COOH NH 4 Cl Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 NH 3aq NaOH Opracowanie wyników 1) Wyniki doświadczenia zebrać w tabeli, określić odczyn roztworów i wyjaśnić wyniki za pomocą równań reakcji

22 Wartości stałych dysocjacji (protolizy) wybranych kwasów i zasad w roztworach wodnych Związek Stała dysocjacji (K) Związek Stała dysocjacji (K) HCN 1, C 5 H 5 N 4, HCNO 2, C 6 H 5 NH 2 2, H 2 CO 3 3, CH 3 NH 2 4, HCO 3 5, (CH 3 ) 2 NH 5, HNO 2 4, (C 2 H 5 ) 2 NH 3, H 3 PO 4 6, NH 3 1, H 2 PO 4 6, HPO 4 2-5, HCLO 3, HCOOH 1, CH 3 COOH 1, C 6 H 5 COOH 5, CHCl 2 COOH 8, H 2 C 2 O 4 5, HC 2 O 4 5,

23

24 Ćwiczenie nr XI Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Mieszaniny buforowe. Właściwości roztworów buforowych. Wyprowadzenia wzorów na ph buforu octanowego, amonowego i fosforanowego. Zasada działania tych buforów. Obliczenia związane z mieszaninami buforowymi. II. Literatura 1. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej 2. I. Sobczyk, A. Kisza, Chemia fizyczna dla przyrodników III. Część doświadczalna 1. Korzystając z ph-metru zmierzyć ph roztworów buforowych: Bufor octanowy Roztwór ph [H 3 O + ] Odczyn roztworu Bufor octanowy rozcieńczony 2-krotnie Bufor octanowy rozcieńczony 4-krotnie Bufor amonowy Bufor amonowy rozcieńczony 2-krotnie Bufor amonowy rozcieńczony 4-krotnie Bufor fosforanowy Bufor fosforanowy rozcieńczony 2-krotnie Bufor fosforanowy rozcieńczony 4-krotnie Opracowanie wyników 1) Wyniki doświadczenia zebrać w tabeli, obliczyć stężenie jonów [H 3 O + ], określić odczyn roztworów 2) Korzystając z ph-metru zmierzyć ph następujących roztworów:

25 Woda Roztwór ph [H 3 O + ] Woda + HCl Woda + NaOH Bufor octanowy Bufor octanowy + HCl Bufor octanowy + NaOH Bufor amonowy Bufor amonowy + HCl Bufor amonowy + NaOH Bufor fosforanowy Bufor fosforanowy + HCl Bufor fosforanowy + NaOH IV. Sprawozdanie: 1) Opisać sposób wykonania doświadczeń. Wyniki zebrać w tabelach. 2) Na podstawie otrzymanych wyników wyjaśnić: a) wpływ rozcieńczania na ph roztworów buforowych b) wpływ dodatku niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady na ph buforu w stosunku do tego wpływu na ph wody destylowanej.

26 Ćwiczenie nr XII Przygotowanie do ćwiczeń: I. Obowiązujący materiał teoretyczny: 1. Reakcje utleniania i redukcji, reguły obliczania stopnia utlenienia, utleniacze, reduktory, bilansowanie równań reakcji redox, reakcje dysproporcjonowania. Właściwości utleniające KMnO 4. Wpływ środowiska na właściwości utleniające KMnO 4. Właściwości utleniające H 2 O 2. II. Literatura 1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych, Zakres poszerzony, zalecane zadania: ; ; a i b; ; III. Część doświadczalna Część I Wpływ ph na własności utleniające manganianu(vii) potasu 1. Do trzech probówek wlać po ok. 3 cm 3 roztworu KMnO 4 o stężeniu 0,02 mol/dm Do pierwszej probówki dodać ok. 1 cm 3 roztworu H 2 SO 4 o stężeniu 1 mol/dm 3. Drugą probówkę zadać 1 cm 3 roztworu NaOH o stężeniu 0,2 mol/dm 3, a trzecią probówkę taką samą ilością H 2 O. 3. Do wszystkich probówek wprowadzić porcję (łyżeczkę porcelanową) stałego siarczanu(iv) sodu. 4. Zamieszać roztwory i obserwować zmiany barwy we wszystkich trzech probówkach. 5. Do probówki z odczynem alkalicznym dodać ostrożnie (kroplami) kwas siarkowy(vi) aż do momentu, w którym nastąpi zmiana barw roztworu. Opracowanie wyników - Część I 1. Napisać w formie cząsteczkowej i jonowej równania reakcji miedzy manganianem(vii) potasu a siarczanem(iv) sodu w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym. Wyjaśnić czym są spowodowane różnice w przebiegach reakcji. Wskazać utleniacz i reduktor. Jak zmienia się zabarwienie soli manganu w zależności od stopnia utlenienia? Część II Własności utleniające i redukujące H 2 O 2 1. Do probówki wlać ok. 2 cm 3 roztworu KMnO 4 o stężeniu 0,02 mol/dm 3. Roztwór w probówce zakwasić 2 cm 3 roztworu H 2 SO 4 o stężeniu 1 mol/dm 3. Roztwór ostrożnie

27 wymieszać, a następnie zadać 2 cm 3 H 2 O 2 o stężeniu 10%. Obserwować zmiany zachodzące w probówce. 2. Do drugiej probówki wlać ok. 1 cm 3 roztworu azotanu(v) ołowiu(ii) i dodać ok. 1 cm 3 wody siarkowodorowej. Do probówki z wytrąconym osadem dodać ok. 2 cm 3 H 2 O 2 o stężeniu 10%. Obserwować zmiany zachodzące w probówce. Opracowanie wyników - Część II 1. Napisać równania zachodzących reakcji. Wyjaśnić przyczynę zmiany zabarwienia osadu, wiedząc, że siarczek ołowiu(ii) utlenia się do siarczanu(vi) ołowiu(ii). Wskazać utleniacz i reduktor w obu reakcjach, w których bierze udział H 2 O 2. Część III Utlenianie wodorotlenku żelaza(ii) do wodorotlenku żelaza(iii) 1. Do probówki wprowadzić ok. 5 cm 3 roztworu FeSO 4 o stężeniu 2 mol/dm 3, następnie dodawać kroplami roztwór NaOH o stężeniu 2 mol/dm 3, aż do pojawienia się osadu, wstrząsając zawartość probówki po dodaniu każdej porcji NaOH. 2. Zawartość probówki podzielić na dwie równe części, przelewając część roztworu wraz z osadem do dodatkowej probówki. 3. Do jednej probówki dodać wody utlenionej (o stężeniu 3%), drugą probówkę obserwować przez kilka minut. Zanotować zachodzące w probówkach zmiany. Opracowanie wyników - Część III 1. Opisać zmiany zachodzące w probówkach 2. Napisać równania zachodzących reakcji 3. Sformułować wnioski Część IV Szereg elektrochemiczny metali. Reakcje metali 1. Do pięciu probówek odmierzyć po 5 cm 3 następujących roztworów: Probówka 1 roztwór CuSO 4 o stężeniu 0,5 mol/dm 3 Probówka 2 roztwór AgNO 3 o stężeniu 0,5 mol/dm 3 Probówka 3 roztwór CuSO 4 o stężeniu 0,5 mol/dm 3 Probówka 4 roztwór ZnSO 4 o stężeniu 0,5 mol/dm 3 Probówka 5 roztwór HNO 3 (1:1) o stężeniu 30% 2. Do probówek z wyżej wymienionymi roztworami wrzucić odpowiednio: Probówka 1 opiłki żelaza

28 Probówka 2 opiłki miedzi Probówka 3 opiłki cynku Probówka 4 opiłki żelaza Probówka 5 opiłki miedzi Opracowanie wyników - Część IV 1. Opisać zmiany zachodzące w probówkach 2. Napisać równania zachodzących reakcji 3. Sformułować wnioski