MATERIAŁY DO ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII OGÓLNEJ I ANALITYCZNEJ DLA STUDENTÓW I ROKU NAUCZANIA BIOLOGII I PRZYRODY STUDIÓW DZIENNYCH

Transkrypt

1 MATERIAŁY DO ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII OGÓLNEJ I ANALITYCZNEJ DLA STUDENTÓW I ROKU NAUCZANIA BIOLOGII I PRZYRODY STUDIÓW DZIENNYCH 2011/2012 1

2 Tabela 1 Organizacja ćwiczeń Spotkanie TYTUŁ ĆWICZENIA ZAGADNIENIA CEL ĆWICZENIA Ćwiczenia organizacyjne Podstawy chemii analitycznej Regulamin pracowni. Zasady pracy z substancjami żrącymi i z urządzeniami elektrycznymi. Postępowanie w nagłych wypadkach. Zasady posługiwania się sprzętem laboratoryjnym. KOLOKWIUM I Obliczenia stechiometryczne, obliczenia stężeń, rodzaje wiązań chemicznych, iloczyn jonowy wody, definicja ph, hydroliza soli, dysocjacja, roztwory buforowe, teoria kwasów i zasad według Arrheniusa i Brönsteda. Obliczenia związane z ćwiczeniem. zapoznanie się z programem ćwiczeń zapoznanie się z warunkami uzyskania zaliczenia ćwiczeń laboratoryjnych, regulaminem BHP, zasadami pracy z substancjami żrącymi oraz zasadami udzielania pierwszej pomocy przydział do grup odbiór sprzętu laboratoryjnego oznaczanie ph roztworów kwasów i zasad klasyfikacja elektrolitów obliczanie ph roztworów mocnych i słabych kwasów i zasad określanie rodzaju hydrolizy soli, reakcje hydrolizy obliczanie ph roztworów buforowych sporządzanie roztworów buforowych 2

3 Spotkanie TYTUŁ ĆWICZENIA ZAKRES MATERIAŁU NA KOLOKWIUM CEL ĆWICZENIA 4 Alkacymetria KOLOKWIUM II Analiza ilościowa, substancje podstawowe, błędy w analizie ilościowej, analiza miareczkowa, alkacymetria, roztwór mianowany, punkt równoważnikowy i końcowy miareczkowania, indykatory, naczynia miarowe, krzywe miareczkowania, zasady ważenia, obliczenia związane z ćwiczeniem. przygotowanie roztworu NaOH nastawienie miana roztworu wodorotlenku sodu na kwas szczawiowy alkacymetryczne oznaczenie HCl 5 6 Spektrofotometria (kolorymetria) Potencjometria (ph-metria) KOLOKWIUM III Kolorymetria, prawo Lamberta Beera, interpretacja widm A=f(), definicja absorbancji i transmitancji, przeliczanie absorbancji na transmitancję, metoda krzywej wzorcowej, budowa spektrofotometru, reakcje zachodzące w czasie oznaczania Cu(II) i Fe(III), obliczenia związane z ćwiczeniem. KOLOKWIUM IV Potencjometria. ph-metria, reakcje zobojętniania, stała dysocjacji, stopień dysocjacji, przeliczanie stężeń, definicja ph, obliczanie ph mocnych i słabych kwasów i zasad, budowa elektrody szklanej, krzywe miareczkowania, graficzne wyznaczanie punktu równoważnikowego, krzywe miareczkowania, obliczenia związane z ćwiczeniem. przygotowanie roztworów wzorcowych Cu(II) lub Fe(III) pomiary absorbancji roztworów wykonanie krzywej wzorcowej oznaczenie ilościowe Cu (II) lub Fe(III) kalibracja elektrody szklanej wyznaczenie krzywej miareczkowania potencjometrycznego dla badanego układu kwas-zasada oraz punktu równoważnikowego (PR) oznaczenie ilościowe wybranego elektrolitu HCl, NaOH, NH 4 OH (NH 3 ) lub CH 3 COOH 3

4 7 8 Preparatyka nieorganiczna Ćwiczenia zaliczeniowe KOLOKWIUM V Chemia koordynacyjna, struktury związków koordynacyjnych, typy ligandów, izomeria związków koordynacyjnych, efekt chelatowy, nomenklatura związków koordynacyjnych. Właściwości fizykochemiczne substancji używanych w ćwiczeniu. Iloczyn rozpuszczalności, efekt wspólnego jonu, efekt solny. Osady: strącanie, przemywanie, sedymentacja, dekantacja, sączenie. Krystalizacja. Obliczenia stechiometryczne. Wydajność reakcji. wykonanie preparatu nieorganicznego obliczenie wydajności teoretycznej i praktycznej odrabianie ewentualnych zaległości przygotowanie i zdanie sprzętu laboratoryjnego zaliczenie ćwiczeń 4

5 I. ZALECANE PODRĘCZNIKI 1. A. Jarczewski - Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii - skrypt do ćwiczeń (Wydawnictwo Naukowe UAM) 2. T. Lipiec, Z. Szmal - Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej 3. J. Minczewski, Z. Marczenko - Chemia analityczna, tom I i II 4. L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna PWN, D. A Skoog, D. M. West, F. J. Holler, S. R. Crouch Podstawy chemii analitycznej, tom I i II, PWN, 2007 II. SPIS ĆWICZEŃ Spotkanie 1 ĆWICZENIA ORGANIZACYJNE WARUNKI ZALICZENIA ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Warunkiem rozpoczęcia ćwiczeń jest zaznajomienie się z przepisami BHP oraz zasadami udzielania pierwszej pomocy. Naruszenie przepisów BHP lub brak przygotowania teoretycznego powoduje zawieszenie prawa do wykonywania ćwiczenia. W czasie ćwiczeń obowiązuje przygotowanie teoretyczne obejmujące zagadnienia związane bezpośrednio z wykonywanym ćwiczeniem. Ponadto przez cały czas trwania ćwiczeń obowiązuje znajomość przepisów BHP, układu okresowego pierwiastków, pojęcia stężenia molowego i procentowego, zapisu równań reakcji chemicznych, przebiegu aktualnie wykonywanych ćwiczeń. Warunkiem zaliczenia ćwiczeń jest zaliczenie kolokwium wstępnego z podstaw chemii (zakres szkoły średniej) oraz kolokwiów wejściowych związanych z poszczególnymi ćwiczeniami (Tabela 1) oraz indywidualne wykonanie i zaliczenie wszystkich ćwiczeń oraz zdanie sprzętu laboratoryjnego pobranego na czas wykonywania ćwiczeń. Student ma prawo do nieobecności na zajęciach w ilości określonej przez regulamin studiów na UAM. O konsekwencjach nieobecności i zasadach usprawiedliwiania informuje prowadzący zajęcia laboratoryjne. Osoby przebywające w pracowni zobowiązane są do noszenia okularów ochronnych i fartucha. Obowiązuje prowadzenie notatek zgodnie w wymaganiami prowadzącego ćwiczenia. Materiały do ćwiczeń. udostępniono na stronie 5

6 PODSTAWY CHEMII ANALITYCZNEJ Spotkanie Dysocjacja i hydroliza. Klasyfikacja elektrolitów. Stopień dysocjacji Przebieg ćwiczenia: 1. Przygotować cm 3 0.1M roztworów: HCl, NH 4 OH, CH 3 COOH, H 3 PO 4, NaOH. Następnie za pomocą ph-metru zmierzyć wartość ph roztworów. 2. Obliczyć stężenie jonów H + i OH oraz stopień dysocjacji α na podstawie wzoru: α = [H + ]/C lub α = [OH - ]/C w procentach: α = (100 % [H + ])/C lub α = (100 % [OH ])/C 3. Sklasyfikować roztwory na podstawie ich mocy: α 0.05 (lub α 5 %) słaby elektrolit 0.05 α 0.3 (lub 5 % α 30 %) elektrolit średniej mocy 1 α 0.3 (lub 100 % α 30 %) mocny elektrolit Tabela 2 4. Napisać równania reakcji dysocjacji powyższych związków. 5. Zmierzone i obliczone wartości zapisać w tabeli (Tabela 2). Roztwór (C = 0.1 M) HCl NH 3 H 2 O CH 3 COOH H 3 PO 4 NaOH ph [H + ] [OH ] α Klasyfikacja elektrolitu według mocy 2.2. Obliczanie ph słabych kwasów i zasad Przebieg ćwiczenia 1. Obliczyć ph roztworów kwasu octowego i zasady amonowej o stężeniach 1M, 0.1M i 0.01M. Stała dysocjacji kwasu octowego K CH3COOH = , zasady amonowej K NH4OH = Wyprowadź odpowiedni wzór zależności [H + ] od stałej dysocjacji K i stężenia roztworu C. 6

7 2.3. Hydroliza soli Przebieg ćwiczenia Do probówek wlać niewielkie ilości roztworów soli wymienionych w tabeli (Tabela 3). Za pomocą papierka wskaźnikowego określić ph roztworów i rodzaj hydrolizy. Zapisać równania reakcji hydrolizy badanych soli. Wyniki zapisać w tabeli (Tabela 3). Tabela 3 Wzór soli ph Zabarwienie papierka uniwersalnego Rodzaj hydrolizy NaCl FeCl 3 Na 2 CO 3 KNO 3 BaCl 2 Na 2 HPO 4 Wynik eksperymentu: Należy przedstawić prowadzącemu ćwiczenie rozwiązane zadania i wypełnione tabele. 7

8 Spotkanie Roztwory buforowe Przebieg ćwiczenia: A. Przygotowanie buforu: Celem ćwiczenia jest przygotowanie ok. 100/150 cm 3 roztworu buforowego o składzie i ph podanym przez prowadzącego ćwiczenie, a następnie zbadanie jego właściwości. 1. Obliczyć w jakich proporcjach należy zmieszać składniki buforu, aby uzyskać zadany przez prowadzącego roztwór buforowy. 2. Przygotować roztwór buforowy. 3. Zmierzyć ph przygotowanego roztworu buforowego za pomocą ph-metru. Wyniki zapisać w tabeli 4. B. Badanie właściwości buforu. Do pięciu zlewek odmierzyć po 20 cm 3 buforu. Następnie, do pierwszej zlewki dodać 1 cm 3 0.1M roztworu HCl, do drugiej 5 cm 3 0.1M roztworu HCl, do trzeciej 1 cm 3 0.1M roztworu NaOH, do czwartej 5 cm 3 roztworu 0.1M roztworu NaOH. Do piątej zlewki dodać 20 cm 3 wody destylowanej. Zmierzyć ph tych roztworów. C. Pomiar ph rozcieńczonych roztworów kwasów i zasad. Do pięciu zlewek odmierzyć po 20 cm 3 wody destylowanej. Pierwszą zlewkę pozostawić bez zmian. Do drugiej zlewki dodać 1 cm 3 0.1M roztworu HCl, do trzeciej 5 cm 3 0.1M roztworu HCl, do czwartej 1 cm 3 0.1M roztworu NaOH, do piątej 5 cm 3 roztworu 0.1M roztworu NaOH. Zmierzyć ph tych roztworów. Wykonać obliczenia teoretycznego ph dla roztworów buforowych korzystając ze wzoru: ph = pk log (C HA /C BA ) gdzie: C HA stężenie kwasu, C BA stężenie zasadowego składnika soli. Wyniki zapisać w tabeli (Tabela 4). Wyciągnąć wnioski. Tabela 4 20 cm 3 buforu Roztwór badany ph zmierzone ph teoretyczne 20 cm 3 buforu + 1 cm 3 HCl 20 cm 3 buforu + 5 cm 3 HCl 20 cm 3 buforu + 1 cm 3 NaOH 20 cm 3 buforu + 5 cm 3 NaOH 20 cm 3 buforu + 20 cm 3 wody destylowanej 20 cm 3 wody destylowanej 20 cm 3 wody destylowanej + 1 cm 3 HCl 20 cm 3 wody destylowanej + 5 cm 3 HCl 20 cm 3 wody destylowanej + 1 cm 3 NaOH BUFOR WODA DESTYLOWANA 8

9 20 cm 3 wody destylowanej + 5 cm 3 NaOH Wynik eksperymentu: Należy przedstawić prowadzącemu ćwiczenie wypełnioną zgodnie z instrukcją tabelę oraz wynikające z niej wnioski. 9

10 ALKACYMETRIA Spotkanie Przygotowanie około 0.1 molowego roztworu NaOH Przebieg ćwiczenia: 1. Obliczyć ilość cm 3 3 molowego NaOH konieczną do przygotowania 500 cm molowego roztworu NaOH. 2. Za pomocą pipety wielomiarowej odmierzyć do butli na 500 cm 3 obliczoną objętość 3 molowego roztworu NaOH. Uzupełnić butlę wodą destylowaną. Otrzymany roztwór NaOH dokładnie wymieszać. Wynik eksperymentu: Butlę z otrzymanym roztworem NaOH należy zamknąć korkiem, opisać i zachować do kolejnych oznaczeń Nastawianie miana NaOH na kwas szczawiowy Przebieg ćwiczenia: 1. Przygotować biuretę przemywając ją kilkakrotnie wodą destylowaną, a następnie 2-3 razy małą objętością przygotowanego roztworu NaOH. Biuretę napełnić roztworem NaOH do poziomu 0 2. Do 3 kolbek stożkowych o pojemności cm 3 pobrać dokładnie pipetą jednomiarową po 10 cm 3 roztworu kwasu szczawiowego dostępnego u laboranta (zanotować stężenie molowe kwasu szczawiowego zapisane na butli z roztworem). Dodać po 3-4 krople fenoloftaleiny. 3. Przeprowadzić miareczkowanie roztworem NaOH do pojawienia się trwałego (min. 30 sek.) różowego zabarwienia. 4. Miareczkowanie powtórzyć minimum trzykrotnie. Biuretę każdorazowo należy uzupełnić titrantem. (Wyniki trzech miareczkowań nie powinny różnić się o więcej niż 0.1 cm 3.) 5. Na podstawie wykonanych miareczkowań określić średnie zużycie roztworu NaOH w cm Korzystając z poniższego równania reakcji oraz danych eksperymentalnych obliczyć miano roztworu NaOH. Wynik eksperymentu: H 2 C 2 O NaOH Na 2 C 2 O 4 + 2H 2 O Należy obliczyć stężenie molowe roztworu NaOH. Wynik zanotować. Opisany roztwór NaOH zachować. 10

11 4.3. Alkacymetryczne oznaczanie kwasu solnego Przebieg ćwiczenia: 1. W celu otrzymania próbki analitu (roztwór kwasu solnego) kolbę miarową o objętości 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem należy dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Próbkę analitu starannie uzupełnić wodą destylowaną do kreski (menisk dolny) i dokładnie wymieszać. 3. Do trzech kolbek stożkowych o pojemności cm 3 pobrać dokładnie pipetą jednomiarową po 10 cm 3 analitu oraz dodać po 3-4 krople oranżu metylowego. 4. Zmiareczkować próbkę mianowanym roztworem NaOH do zmiany zabarwienia wskaźnika. 5. Miareczkowanie powtórzyć minimum trzykrotnie. Biuretę każdorazowo uzupełnić titrantem. Wyniki trzech miareczkowań nie powinny różnić się o więcej niż 0.1 cm Korzystając z równania reakcji oraz danych eksperymentalnych obliczyć masę kwasu solnego otrzymanego do analizy. Wynik (masa HCl w 100 cm 3 ) podać w gramach i miligramach. Uwaga! Należy pamiętać, że do miareczkowania pobierano każdorazowo 10 cm 3 analitu z kolbki o pojemności 100 cm 3. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość kwasu solnego (g i mg) w 100 cm 3 analitu. 11

12 SPEKTROFOTOMETRIA (KOLORYMETRIA) Spotkanie 5 Wielkością szczególnie użyteczną przy oznaczeniach spektrofotometrycznych jest absorbancja: I 0 A log I gdzie I 0 jest natężeniem światła padającego a I natężeniem światła przechodzącego przez próbkę. Zgodnie z prawem Lamberta-Beera, odnoszącym się do absorpcji światła monochromatycznego przez roztwory, absorbancja jest wprost proporcjonalna do stężenia 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 spektrofotometryczną najłatwiej więc oznaczać substancje charakteryzujące się dużymi współczynnikami absorpcji. Jeżeli stężenie absorbującej substancji c jest wyrażone w mol/dm 3 wówczas współczynnik absorpcji k nazywamy molowym współczynnikiem absorpcji (albo absorpcyjnością molową) i oznaczamy literą Jeżeli drogę optyczną l wyrazimy w cm, wówczas jednostką jest dm 3 mol -1 cm -1. Często, również w naszych ćwiczeniach, gdy interesuje nas nie tyle ilość moli co masa analitu, dogodnie jest jednak posługiwać się innymi jednostkami stężenia, takimi jak g/dm 3, mg/cm 3. Znajomość współczynnika absorpcji k i drogi optycznej l pozwala na bezpośrednie obliczenie z równania Lamberta-Beera stężenia analizowanej substancji. Ze względu na to, że nie zawsze znamy wartość współczynnika k jak i poniżej 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 stężeniu analizowanego pierwiastka i mierzy ich absorbancję przy długości fali λ max, stosując wodę destylowaną jako roztwór odniesienia (2). Stężenia roztworów wzorcowych powinny być tak dobrane, aby absorbancja nie była większa od 1,5 (3). 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 współ- (1) Pomiar absorpcji roztworów stężonych rodzi niebezpieczeństwa wynikające z odstępstw od prawa Lamberta- Beera. Jeśli w danym zakresie stężenia absorbancja jest mniejsza niż przewiduje równanie Lamberta-Beera mówimy o odchyleniu ujemnym jeśli jest przeciwnie, o odchyleniu dodatnim. Odchylenia te wynikają z różnych 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 również rozpuszczalnik i inne składniki roztworu niż oznaczana substancja mogą dawać pewien wkład do całkowitej absorbancji. Jeśli prawo Lamberta-Beera ma być spełnione te wkłady pochodzące od kuwety, rozpuszczalnika itp. należy odjąć. Można 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) Należy unikać pomiarów dużych wartości absorbancji (umownie A > 1,5). Ze wzrostem absorbancji wydatnie maleje bowiem dokładność pomiaru. Np. przy A = 3 natężenie światła przechodzącego przez próbkę jest już 1000 razy mniejsze niż natężenie światła padającego. Jeżeli absorbancja jest zbyt duża badany roztwór należy rozcieńczyć. 12

13 rzędnych. Krzywa wzorcowa służy do bezpośredniego odczytu stężenia badanej substancji na podstawie pomiaru absorbancji jej roztworu przy określonej długości fali Absorbancja Stężenie metalu, mg/cm 3 Rysunek 1 Przykładowa krzywa wzorcowa. Ważne 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 Oznaczanie Fe 3+ metodą rodankową Jony Fe 3+ tworzą z jonami rodankowymi SCN (tiocyjanianowymi) w środowisku kwaśnym kompleksy o czerwonym zabarwieniu zgodnie z poniższymi równaniami: Fe 3+ + SCN Fe(SCN) 2+, Fe(SCN) 2+ + SCN [Fe(SCN) 2 ] +, itd. aż 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 stężenia jonów Fe 3+. Z charakterystycznej dla oznaczanego kompleksu widma absorpcji, czyli zależności absorpcji światła od długości fali λ, wyznacza się λ max., tzn. długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję (Rysunek 2). 13

14 1 max 0.8 Absorbancja Długość fali, l Rysunek 2 Widmo absorpcji kompleksu jonów Fe 3+ z jonami tiocyjanianowymi w roztworze wodnym. Przebieg ćwiczenia: Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Fe 3+ : Roztwór wzorcowy roboczy 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Do kolbki prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 1 mg Fe Kolbkę należy starannie uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe 1. Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. 2. Do każdej kolbki dodaje się 1 cm 3 2M roztworu HNO 3 i 5 cm 3 20% roztworu KSCN. 3. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 4. Zmierzyć absorbancję przy max = 480 nm dla poszczególnych roztworów (4). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (5). 5. Na papierze milimetrowym wykreślić zależność A = f(c). Oznaczenie Fe 3+ w analizowanej próbce 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Otrzymaną próbę o nieznanej zawartości Fe 3+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. 3. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 10 cm 3, dodać KSCN i HNO 3, podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej. 4. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. (4) Kuwetę przed pomiarem absorbancji należy przemyć badanym roztworem. (5) Należy przed pomiarem absorbancji sprawdzić, czy spektrofotometr ma ustawioną odpowiednią długość fali i czy jest wykalibrowany. 14

15 5. Zmierzyć absorbancję analizowanych roztworów przy długości fali max (4). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (5). 6. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. 7. Odczytać stężenie żelaza z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Fe 3+ w badanej próbce. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość Fe 3+ (w mg) w kolbce o pojemności 100 cm 3. Wskazówka do obliczeń: Zastanów się: 1) jaka jest masa Fe 3+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając z krzywej wzorcowej stężenie Fe 3+ w 1 cm 3 roztworu? 2) jak jest masa analitu w całej próbce wiedząc, że do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 10 cm 3 z kolbki (100 cm 3 ) zawierającej analizę? 5.2. Spektrofotometryczne oznaczanie miedzi (II) 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 niebiesko-granatowym zabarwieniu. Intensywność zabarwienia jest wprost proporcjonalna do stężenia jonów Cu 2+ w roztworze. Z widma absorpcji (Rysunek 3) wyznaczamy długość fali max dla badanego kompleksu miedzi czyli długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję max Absorbancja Długość fali, Rysunek 3 Widmo absorpcji kompleksu jonów Cu 2+ z amoniakiem. Przebieg ćwiczenia: Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Cu 2+ : Roztwór wzorcowy roboczy 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 15

16 2. Do kolby prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 100 mg Cu Kolbkę należy uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe 1. Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. 2. Do każdej kolbki dodaje się 3 cm 3 3 M roztworu NH 4 OH. 3. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 4. Zmierzyć absorbancję przy max = 608 nm dla poszczególnych roztworów (6). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (7). 5. Na papierze milimetrowym wykreślić zależność A = f(c). Oznaczenie Cu 2+ w analizowanej próbce 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Otrzymaną w kolbie próbę o nieznanej zawartości Cu 2+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. 3. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 10 cm 3, dodać podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej, 3 cm 3 3 M roztworu NH 4 OH. 4. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 5. Zmierzyć absorbancję roztworów przy max (6). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (7). 6. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. 7. Odczytać stężenie miedzi z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Cu 2+ w badanej próbce. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość Cu 2+ (w mg) w kolbce o pojemności 100 cm 3. Wskazówka: Zastanów się: 1) jaka jest masa Cu 2+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając z krzywej wzorcowej stężenie Cu 2+ (ilość Cu 2+ w 1 cm 3 roztworu)? 2) jaka jest masa analitu w całej próbce wiedząc, że do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 10 cm 3 z kolbki (100 cm 3 ) zawierającej analizę? (6) Kuwetę przed pomiarem absorbancji należy przemyć badanym roztworem. (7) Należy przed pomiarem absorbancji sprawdzić, czy spektrofotometr ma ustawioną odpowiednią długość fali i czy jest wykalibrowany. 16

17 POTENCJOMETRIA (ph-metria) Spotkanie Oznaczenie ilościowe wybranego elektrolitu HCl, NaOH, NH 4 OH (NH 3 ) lub CH 3 COOH W oznaczeniu potencjometrycznym wykorzystuje się pomiar zmian ph podczas miareczkowania roztworu w zależności od objętości dodawanego roztworu mianowanego. Oznaczenie potencjometryczne przeprowadzone na ćwiczeniach obejmuje: sporządzenie krzywej miareczkowania w układzie titrant - analit wskazanym przez prowadzącego ćwiczenie, oznaczenie zawartości analitu w badanej próbce. Przebieg ćwiczenia: Wykonanie miareczkowania potencjometrycznego: Przebieg ćwiczenia: 1. Przygotować suchą zlewkę o pojemności cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem i dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Prowadzący ćwiczenie w zlewce o pojemności ok. 150 cm 3 wydaje roztwór analitu, a do zlewki (suchej) dostarczonej przez studenta nalewa roztwór titranta (roztwór mianowany nie należy go rozcieńczać wodą!!). 3. Roztwór analitu uzupełnić wodą destylowaną, tak, aby banieczka elektrody była całkowicie zanurzona w roztworze. 4. Biuretę przemyć wodą destylowaną, przemyć 1-2 razy niewielkimi porcjami titranta i uzupełnić titrantem do pozycji 0. Resztę titranta pozostawić do drugiego miareczkowania (nie wylewać!!).w czasie miareczkowania roztwór należy mieszać przy pomocy mieszadła magnetycznego. Próbkę miareczkuje się roztworem titranta, odczytując każdorazowo wartość ph i zapisując ją w tabeli (Tabela 5). Pierwszy odczyt ph odpowiada dodaniu 0 cm 3 roztworu titranta. 5. W toku ćwiczenia należy wykonać dwa miareczkowania. Pierwsze miareczkowanie- orientacyjne- służy określeniu przybliżonej objętości titranta, przy której następuje skok miareczkowania. 6. W tym celu należy dodawać po 2 cm 3 roztworu titranta do mieszanego roztworu analitu każdorazowo odczytując wartość ph. 7. Do drugiego miareczkowania prowadzący ćwiczenie wydaje powtórnie taką samą próbkę analitu. 8. Biuretę należy uzupełnić ponownie roztworem titranta do pozycji W drugim miareczkowaniu początkowo dodaje się po 1 cm 3 roztworu titranta, a przed spodziewanym skokiem miareczkowania ilość dodawanego roztworu titranta należy zmniejszyć do 0,2 cm 3, pamiętając o odczytywaniu wartości ph. Miareczkowanie zakończyć, gdy wartość ph zmienia się nieznacznie. Wyniki miareczkowania zapisać w tabeli ( 10. ). 17

18 Tabela 5 objętość titranta V, cm ph Wynik eksperymentu: 11. Na papierze milimetrowym narysować wykres zależności ph = f(v), a następnie wyznaczyć graficznie punkt równoważnikowy (należy wykreślić dwie równoległe styczne do krzywej miareczkowania przed i po punkcie przegięcia a następnie poprowadzić ich środkową). Można również zastosować metodę pierwszej pochodnej (wykres ph/v = f(v). Na podstawie wyników miareczkowania obliczyć masę substancji (w g i mg) w roztworze otrzymanym do analizy. Wynik wraz z krzywą miareczkowania naniesioną na papier milimetrowy należy przedstawić prowadzącemu ćwiczenie. 18

19 PREPARATYKA NIEORGANICZNA Spotkanie 7 Przebieg ćwiczenia: Zadanie polega na syntezie jednego z dwóch preparatów nieorganicznych przydzielonego przez prowadzącego ćwiczenie Preparat 1 Siarczan tetraaminamiedzi(ii) - [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 H 2 O 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 stężonego amoniaku (stężony amoniak dodawać aż do całkowitego rozpuszczenia jasnoniebieskiego osadu; 9-10 ml). Roztwór przesączyć przez sączek karbowany z bibuły filtracyjnej do małej zlewki. Następnie, ciągle mieszając roztwór, dodać kroplami 10 ml alkoholu (pobrać od laboranta). Roztwór pozostawić do krystalizacji w łaźni z lodem na 15 minut. Wydzielone kryształy odsączyć na lejku sitowym Büchnera z sączkiem z bibuły i przemyć 10 ml mieszaniny (1:1) etanolu i stężonego amoniaku, a następnie 10 ml alkoholu. Otrzymane kryształy rozłożyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Wynik eksperymentu: Preparat należy zważyć i obliczyć wydajność teoretyczną i praktyczną. Wynik przedstawić prowadzącemu ćwiczenie. Uwaga! Przy obliczaniu wydajności należy pamiętać, że substrat reakcji (CuSO 4 ) oraz utworzony produkt jest uwodniony!! 7.2. Preparat 2 Chlorek heksaaminaniklu(ii) [Ni(NH 3 ) 6 ]Cl 2 W niewielkiej zlewce, rozpuścić 2 g chlorku niklu (NiCl 2 6H 2 O) w 5 ml wody destylowanej. Jeśli roztwór nie jest klarowny, należy go przesączyć przez sączek karbowany z bibuły filtracyjnej. Następnie do roztworu, dodawać powoli mieszając 7,5 ml stężonego amoniaku, po czym zlewkę z mieszaniną reakcyjną umieścić w łaźni z lodem. Po 10 minutach dodać 20 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 10 ml etanolu. Otrzymane kryształy rozłożyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Wynik eksperymentu: Preparat należy zważyć i obliczyć wydajność teoretyczną i praktyczną. Wynik przedstawić prowadzącemu ćwiczenie. 19

20 Uwaga! Przy obliczaniu wydajności należy pamiętać, że substrat reakcji (NiCl 2 ) jest uwodniony!! 20