Podstawy chemii analitycznej: dysocjacja, hydroliza, roztwory buforowe

Transkrypt

1 Ćwiczenie 2 Podstawy chemii analitycznej: dysocjacja, hydroliza, roztwory buforowe 1) Klasyfikacja elektrolitów. Stopień dysocjacji. a) Do zlewek wlać kolejno,1 M roztwory: HCl, NH 4 OH, CH 3 COOH, H 3 PO 4, NaOH. Za pomocą pehametru zmierzyć wartość ph roztworów. Obliczyć stęŝenie jonów H + i OH -. b) Na podstawie wzoru: α = [H + ]/C lub w procentach: α = (1 % x [H + ])/C obliczyć stopień dysocjacji α. Sklasyfikuj roztwory na podstawie ich mocy: α,5 (lub α 5 %) słaby elektrolit,5 α,3 (lub 5 % α 3 %) elektrolit średniej mocy 1 α,3 (lub 1 % α 3 %) mocny elektrolit Zmierzone i obliczone wartości ph zapisać w tabeli: Roztwór (C =,1) ph [H + ] [OH - ] α Klasyfikacja według mocy HCl NH 4 OH CH 3 COOH H 3 PO 4 NaOH c) Napisać równania reakcji dysocjacji całkowitej lub częściowej (o ile taka zachodzi) dla powyŝszych związków. 2) Obliczanie ph słabych kwasów i zasad. Obliczyć ph roztworów kwasu octowego i zasady amonowej o stęŝeniu 1 M,,1 M i,1 M, wiedząc, Ŝe stała dysocjacji K CH3COOH = 1,75 x 1-5, a K NH4OH = 1,79 x 1-5. Wyprowadź odpowiedni wzór zaleŝności [H + ] od stałej dysocjacji K i stęŝenia roztworu C. 3) Hydroliza soli. Do probówek wlać niewielkie ilości roztworów soli: NaCl, FeCl 3, Na 2 CO 3, KNO 3, BaCl 2, Na 2 HPO 4. Za pomocą papierka wskaźnikowego określić ph roztworów. Określić rodzaj hydrolizy, podać równania reakcji hydrolizy. Wyniki zapisać w tabeli: Wzór soli ph Zabarwienie papierka uniwersalnego Rodzaj hydrolizy NaCl FeCl 3 Na 2 CO 3 KNO 3 BaCl 2 Na 2 HPO 4

2 4) Sporządzanie roztworów buforowych. a) Sporządzić 1 cm 3 roztworu buforu octanowego lub fosforanowego według wskazówek prowadzącego ćwiczenie. Zmierzyć ph roztworu za pomocą pehametru. b) Otrzymany roztwór buforowy podzielić na pięć części. Do pierwszej zlewki dodać 1 cm 3 roztworu kwasu solnego o stęŝeniu,1m, do drugiej 5 cm 3 roztworu kwasu solnego o stęŝeniu,1m, do trzeciej 1 cm 3 wodorotlenku sodu o stęŝeniu,1 M, do czwartej 5 cm 3 roztworu wodorotlenku sodu o stęŝeniu,1 M. Do piątej zlewki dodać 2 cm 3 wody destylowanej. Zmierzyć ph tych roztworów. c) Dla porównania wykonać ćwiczenie z wodą destylowaną (1 cm 3 ). Zmierzyć ph wody destylowanej, następnie do 4 zlewek pobrać po 2 cm 3 wody. Do pierwszej zlewki dodać 1 cm 3 roztworu kwasu solnego o stęŝeniu,1m, do drugiej 5 cm 3 roztworu kwasu solnego o stęŝeniu,1m, do trzeciej 1 cm 3 wodorotlenku sodu o stęŝeniu,1 M, do czwartej 5 cm 3 roztworu wodorotlenku sodu o stęŝeniu,1 M. Zmierzyć ph tych roztworów. Wyniki zapisać w tabeli. Wysnuć wnioski. Roztwór ph zmierzone spodziewane (z obliczeń) Woda destylowana - Woda destylowana + 1 cm 3 HCl Woda destylowana + 5 cm 3 HCl Woda destylowana + 1 cm 3 NaOH Woda destylowana + 5 cm 3 NaOH Bufor Bufor + 1 cm 3 HCl Bufor + 5 cm 3 HCl Bufor + 1 cm 3 NaOH Bufor + 5 cm 3 NaOH Bufor + 2 cm 3 wody Wykonać obliczenia ph dla roztworów buforowych korzystając ze wzoru: ph = pk log (C HA /C BA ), gdzie: C HA stęŝenie kwasu, C BA stęŝenie soli słabego kwasu.

3 Ćwiczenie 3 Preparatyka nieorganiczna. Wykonanie preparatu nieorganicznego przydzielonego przez prowadzącego ćwiczenie SIARCZAN TETRAAMINA MIEDZI (II) - [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 *H 2 O preparat 1 Rozetrzeć dokładnie w moździerzu 5 g krystalicznego siarczanu miedzi (CuSO 4 5H 2 O), przenieść do małej zlewki i rozpuścić w mieszaninie 5 ml wody i odpowiedniej objętości stęŝonego amoniaku (stęŝony amoniak dodawać aŝ do całkowitego rozpuszczenia jasnoniebieskiego osadu; 9-1 ml). Roztwór przesączyć przez sączek karbowany z bibuły filtracyjnej do małej zlewki, a następnie ciągle mieszając roztwór, dodać kroplami 1 ml alkoholu (pobrać od laboranta). Roztwór pozostawić do krystalizacji (najlepiej w lodówce). Wydzielone kryształy odsączyć na lejku sitowym Büchnera z sączkiem z bibuły i przemyć 1 ml mieszaniny (1:1) etanolu i stęŝonego amoniaku, a następnie 1 ml alkoholu. Otrzymane kryształy rozłoŝyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Następnie preparat naleŝy zwaŝyć i obliczyć wydajność. CHLOREK HEKSAAMINA NIKLU (II) [Ni(NH 3 ) 6 ]Cl 2 preparat 2 W zlewce o pojemności 25 ml, rozpuścić 2 g chlorku niklu (NiCl 2 6H 2 O) w 5 ml wody destylowanej. Jeśli roztwór nie jest klarowny naleŝy go przesączyć. Następnie do roztworu, dodawać powoli mieszając 7.5 ml stęŝonego amoniaku, po czym zlewkę z mieszaniną reakcyjną umieścić w łaźni z lodem. Po ok. pół godziny dodać 2 ml alkoholu etylowego (pobrać od laboranta), w celu całkowitego wytrącenia kompleksu. Zlewkę pozostawić w łaźni z lodem przez kolejne 15 minut. Wydzielone kryształy odsączyć na lejku sitowym Büchnera z sączkiem z bibuły a następnie przemyć 1 ml etanolu. Otrzymane kryształy rozłoŝyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Następnie preparat naleŝy zwaŝyć i obliczyć wydajność.

4 Ćwiczenie 6 Alkacymetria. ph-metria. Oznaczanie kwasu solnego 1) Przygotowanie mianowanego roztworu NaOH: a) przygotowanie 5 cm 3 około,1-molowego roztworu NaOH: za pomocą pipety wielomiarowej naleŝy odmierzyć obliczoną wcześniej objętość 3- molowego roztworu NaOH i uzupełnić wodą destylowaną do objętości 5 cm 3. Roztwór dobrze wymieszać. b) nastawianie miana NaOH na kwas szczawiowy: H 2 C 2 O 4 + 2NaOH Na 2 C 2 O 4 + 2H 2 O Przy nastawianiu miana roztworu NaOH na kwas szczawiowy, do 3 kolbek stoŝkowych na 25 cm 3 pobiera się dokładnie pipetą jednomiarową 3 próbki,5-molowego kwasu szczawiowego po 1 cm 3. Po dodaniu 3-4 kropel fenoloftaleiny miareczkuje się przygotowanym roztworem NaOH do pojawienia się róŝowego zabarwienia. Z trzech miareczkowań określa się średnie zuŝycie roztworu NaOH, które posłuŝy do obliczenia stęŝenia molowego (miana) roztworu NaOH. 2) Alkacymetryczne oznaczanie kwasu solnego: otrzymaną w kolbie miarowej o objętości 1 cm 3 próbkę analitu, (roztwór kwasu solnego) uzupełnia się wodą destylowana do kreski (menisk dolny) i dokładnie miesza. Następnie do kolbki stoŝkowej na 25 cm 3 pobiera się dokładnie pipetą jednomiarową 1 cm 3 analitu. Po dodaniu 3-4 kropel oranŝu metylowego miareczkuje się mianowanym roztworem NaOH do zmiany zabarwienia wskaźnika. 3) Potencjometryczne oznaczanie kwasu solnego: do zlewki o pojemności 15 cm 3 pobiera się dokładnie 1 cm 3 analitu i uzupełnia wodą destylowaną, tak aby banieczka zanurzonej elektrody była całkowicie zanurzona w roztworze. W czasie miareczkowania roztwór jest mieszany przy pomocy mieszadła magnetycznego. Następnie próbkę miareczkuje się mianowanym roztworem NaOH, odczytując kaŝdorazowo wartość ph. Początkowo dodaje się po 1-2 cm 3 roztworu NaOH, a gdy wartość ph wzrasta dość szybko, ilość dodawanego roztworu NaOH naleŝy zmniejszyć do,2 cm 3, pamiętając o odczytywaniu wartości ph. Miareczkowanie zakończyć po dodaniu 2 cm 3 w nadmiarze. Wyniki zapisać w tabeli: ilość mianowanego NaOH, cm 3 1 ph Na papierze milimetrowym narysować wykres zaleŝności f(c) = ph, a następnie wyznaczyć graficznie punkt równowaŝnikowy. 4) Na podstawie wyników eksperymentu 2 i 3 obliczyć (w gramach) masę kwasu solnego otrzymanego do analizy. NaleŜy pamiętać, Ŝe do miareczkowania pobierano 1 cm 3 analitu z kolbki o pojemności 1 cm 3.

5 Ćwiczenie 7 Spektrofotometryczne oznaczanie Ŝelaza (III) lub miedzi (II) Wielkością szczególnie uŝyteczną przy oznaczeniach spektrofotometycznych jest absorbancja I A = log I gdzie I jest natęŝeniem światła padającego a I natęŝeniem światła przechodzącego przez próbkę. Zgodnie z prawem Lamberta-Beera, odnoszącym się do absorpcji światła monochromatycznego przez roztwory, absorbancja jest wprost proporcjonalna do stęŝenia roztworu c i drogi optycznej l, czyli grubości warstwy roztworu, przez którą przechodzi światło. A = k l c Współczynnik absorpcji k charakteryzuje intensywność absorpcji promieniowania elektromagnetycznego przez daną substancję przy określonej długości fali. Metodą spektrofotmetryczną najłatwiej więc oznaczać substancje charakteryzujące się duŝymi współczynnikami absorpcji. JeŜeli stęŝenie absorbującej substancji c jest wyraŝone w mol/dm 3 wówczas współczynnik absorpcji k nazywamy molowym współczynnikiem absorpcji (albo absorpcyjnością molową) i oznaczamy literą ε. JeŜeli drogę optyczną l wyrazimy w cm, wówczas jednostką ε jest dm 3 mol -1 cm -1. Często, równieŝ w naszych ćwiczeniach, gdy interesuje nas nie tyle ilość moli co masa analitu, dogodnie jest jednak posługiwać się innymi jednostkami stęŝenia, takimi jak g/dm 3, mg/cm 3. Znajomość współczynnika absorpcji k i drogi optycznej l pozwala na bezpośrednie obliczenie z równania Lamberta-Beera stęŝenia analizowanej substancji. Ze względu na to, Ŝe nie zawsze znamy wartość współczynnika k jak i poniŝej omówione odchylenia 1 od prawa Lamberta-Beera bezpieczniej jest jednak zastosować metodę krzywej wzorcowej (kalibracyjnej). W celu wykonania krzywej wzorcowej przygotowuje się zwykle kilka (4-6) roztworów wzorcowych o wzrastającym stęŝeniu analizowanego pierwiastka i mierzy ich absorbancję przy długości fali λ max, stosując wodę destylowaną jako roztwór odniesienia (2). StęŜenia roztworów wzorcowych powinny być tak dobrane, aby absorbancja nie była większa od 1,5 (3). (1) Pomiar absorpcji roztworów stęŝonych rodzi niebezpieczeństwa wynikające z odstępstw od prawa Lamberta- Beera. Jeśli w danym zakresie stęŝenia absorbancja jest mniejsza niŝ przewiduje równanie Lamberta-Beera mówimy o odchyleniu ujemnym jeśli jest przeciwnie, o odchyleniu dodatnim. Odchylenia te wynikają z róŝnych oddziaływań i reakcji chemicznych cząsteczek oznaczanej substancji między sobą, z rozpuszczalnikiem bądź innymi składnikami roztworu. (2) Podczas pomiaru absorbujący roztwór znajduje się w kuwecie, której ścianki nie są nigdy idealnie przezroczyste (absorbancja rzędu kilku setnych). Do tego przy wybranej długości fali równieŝ rozpuszczalnik i inne składniki roztworu niŝ oznaczana substancja mogą dawać pewien wkład do całkowitej absorbancji. Jeśli prawo Lamberta-Beera ma być spełnione te wkłady pochodzące od kuwety, rozpuszczalnika itp. naleŝy odjąć. MoŜna tego dokonać przez umieszczenie w przyrządzie przed właściwym pomiarem kuwety z samym rozpuszczalnikiem i pomiar absorbancji bez substancji badanej. Wartość tę trzeba następnie odejmować od otrzymanych wyników (kompensacja). W nowoczesnych spektrofotometrach kompensacja zachodzi automatycznie. (3) NaleŜy unikać pomiarów duŝych wartości absorbancji (umownie A > 1,5). Ze wzrostem absorbancji wydatnie maleje bowiem dokładność pomiaru. Np. przy A = 3 natęŝenie światła przechodzącego przez próbkę jest juŝ 1 razy mniejsze niŝ natęŝenie światła padającego. JeŜeli absorbancja jest zbyt duŝa badany roztwór naleŝy rozcieńczyć.

6 Następnie wykreśla się krzywą wzorcową (Rysunek 1) A = f(c), która przy idealnym spełnieniu prawa Lamberta-Beera jest linią prostą o nachyleniu kl, przechodzącą przez początek układu współrzędnych. Krzywa wzorcowa słuŝy do bezpośredniego odczytu stęŝenia badanej substancji na podstawie pomiaru absorbancji jej roztworu przy określonej długości fali Absorbancja StęŜenie metalu, mg/cm 3 Rysunek 1. Przykładowa krzywa wzorcowa. WaŜne jest, aby próbki o nieznanej zawartości Fe 3+ lub Cu 2+ przygotować w warunkach identycznych jak dla roztworów wzorcowych (ilość odczynnika kompleksującego, ph, temperatura, warunki pomiaru absorbancji: długość fali, grubość kuwety). Oznaczenie spektrofotometryczne wykonywane na ćwiczeniach obejmuje: wykonanie krzywej wzorcowej dla roztworów wzorcowych Fe 3+ lub Cu 2+, oznaczenie zawartości Fe 3+ lub Cu 2+ w badanej próbce. 1) Oznaczanie Fe 3+ metodą rodankową Jony Fe 3+ tworzą z jonami rodankowymi SCN (tiocyjanianowymi) w środowisku kwaśnym czerwone kompleksy zgodnie z poniŝszymi równaniami: Fe 3+ + SCN Fe(SCN) 2+, Fe(SCN) 2+ + SCN [Fe(SCN) 2 ] +, itd. aŝ do: [Fe(SCN) 5 ] 2 + SCN [Fe(SCN) 6 ] 3. W roztworach rozcieńczonych stosowanych w spektrofotometrii występują głównie kompleksy Fe(SCN) 2+. Intensywność zabarwienia roztworu jest wprost proporcjonalna do stęŝenia jonów Fe 3+. Z charakterystycznej dla oznaczanego kompleksu krzywej absorpcji, czyli zaleŝności absorpcji światła od długości fali λ, wyznacza się λ max., tzn. długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję (Rysunek 2). Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Fe 3+ :

7 Roztwór wzorcowy roboczy: Do kolbki o pojemności 1 cm 3, prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 1 mg Fe 3+. Kolbkę naleŝy uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe: Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. Do kaŝdej kolbki dodaje się 1 cm 3 2M roztworu HNO 3 i 5 cm 3 2% roztworu KSCN. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. Zmierzyć absorbancję przy λ max = 48 nm dla poszczególnych roztworów (4), a następnie na papierze milimetrowym wykreślić zaleŝność A = f(c). 1 λ max.8 Absorbancja Długość fali, λ Rysunek 2. Widmo absorpcji kompleksu jonów Fe 3+ z jonami tiocyjanianowymi w roztworze wodnym. Oznaczenie Fe 3+ w analizowanej próbce: Otrzymaną w kolbie miarowej o pojemności 1 cm 3 próbę o nieznanej zawartości Fe 3+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 1 cm 3, dodać KSCN i HNO 3, podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. Zmierzyć absorbancję analizowanych roztworów przy długości fali λ max. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. Odczytać stęŝenie Ŝelaza z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Fe 3+ w badanej próbce. Jako wynik oznaczenia naleŝy podać masę Fe 3+ (w mg) w kolbce o pojemności 1 cm 3. Wskazówka: Zastanów się: 1) jaka jest masa Fe 3+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając stęŝenie Fe 3+ z krzywej wzorcowej w 1 cm 3 roztworu? 2) jak jest masa analitu w całej próbce wiedząc, Ŝe do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 1 cm 3 z kolbki (1 cm 3 ) zawierającej analizę? (4) Kuwetę przed pomiarem absorbancji naleŝy przemyć badanym roztworem.

8 2) Oznaczanie Cu 2+ Jony Cu 2+ w roztworach wodnych związane są z czterema ligandami cząsteczkami wody tworząc jon [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ o barwie niebieskiej. Po dodaniu amoniaku do roztworu zawierającego jony miedzi (II) powstaje kompleks [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ o intensywnym niebieskogranatowym zabarwieniu. Intensywność zabarwienia jest wprost proporcjonalna do stęŝenia jonów Cu 2+ w roztworze. Z krzywej absorpcji (Rysunek 3) wyznaczamy długość fali λ max dla badanego kompleksu miedzi czyli długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję..5.4 λ max Absorbancja Długość fali, Rysunek 3. Widmo absorpcji kompleksu jonów Cu 2+ z amoniakiem. Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Cu 2+ : Roztwór wzorcowy roboczy: Do kolbki o pojemności 1 cm 3, prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 1 mg Cu 2+. Kolbkę naleŝy uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe: Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. Do kaŝdej kolbki dodaje się 3 cm 3 3 M roztworu NH 4 OH. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. Zmierzyć absorbancję przy λ max = 68 nm dla poszczególnych roztworów, a następnie na papierze milimetrowym wykreślić zaleŝność A = f(c). Oznaczenie Cu 2+ w analizowanej próbce: Otrzymaną w kolbie miarowej o pojemności 1 cm 3 próbę o nieznanej zawartości Cu 2+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 1 cm 3, dodać podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej, 3 cm 3 3 M roztworu NH 4 OH. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. Zmierzyć absorbancję przy λ max. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. Odczytać stęŝenie miedzi z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Cu 2+ w badanej próbce. Jako wynik oznaczenia naleŝy podać masę Cu 2+ (w mg) w kolbce o pojemności 1 cm 3. Wskazówka: Zastanów się: 1) jaka jest masa Cu 2+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając stęŝenie Cu 2+ z krzywej wzorcowej w 1 cm 3 roztworu? 2) jak jest masa analitu w całej próbce wiedząc, Ŝe do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 1 cm 3 z kolbki (1 cm 3 ) zawierającej analizę?

9