Ważniejsze wskaźniki ph. 1,2 2,8 1,7 czerwone pomarańczowe żółte. 8,0 9,6 8,9 żółte zielone niebieskie

Transkrypt

1 Ćwiczenie 3 Zasada doboru wskaźnika w alkacymetrii na przykładzie oznaczania zawartości środka konserwującego E260 (kwasu octowego). Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego w soku żołądkowym. Oznaczanie mieszaniny kwasów różnej mocy. Nastawianie miana zasady sodowej metodą miareczkowania acydymetrycznego. Literatura 1. Minczewski J., Marczenko Z., Chemia analityczna. T.2. Chemiczne metody analizy ilościowej. Wyd. 10. PWN, Warszawa Szmal Z.S., Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Wyd. VII poprawione i unowocześnione, PZWL, Warszawa Persona A.(red.) Chemia analityczna. Wyd. Medyk, Warszawa, Skrypt do ćwiczeń z chemii ogólnej, nieorganicznej i analitycznej, pod redakcją E. Skrzydlewskiej, Uniwersytet Medyczny w Białymstoku, Białystok Galus Z., Ćwiczenia rachunkowe z chemii analitycznej. Wyd. 9. WNT, Warszawa 2007 Cel ćwiczenia: poznanie zasad miareczkowania alkacymetrycznego oraz praktycznego wykorzystania alkacymetrii w praktycznej analizie chemicznej. Zakres materiału: podstawy teoretyczne alkacymetrii, zasada oznaczania kwasu solnego, mieszaniny kwasów różnej mocy, nastawiania miana zasady sodowej. Zasada doboru wskaźnika na przykładzie oznaczania kwasu octowego; znajomość obliczeń chemicznych alkacymetria; zagadnienia z wykładu dotyczącego podstaw analizy miareczkowej i alkacymetrii. I. Część teoretyczna ALKACYMETRIA Metody oznaczeń alkacymetrycznych oparte są na reakcjach kwas-zasada i dlatego nazywane są także metodami zobojętnienia. Titrantami w alkacymetrii są roztwory mocnych kwasów lub zasad. Alkacymetria obejmuje: alkalimetrię, tj. oznaczenia kwasów za pomocą mianowanych roztworów zasad acydymetrię, tj. oznaczenia zasad za pomocą mianowanych roztworów kwasów. Miareczkowanie alkacymetryczne stosowane jest powszechnie do oznaczania kwasów i zasad nieorganicznych i organicznych. Metodami tymi można oznaczyć również sole słabych kwasów i mocnych zasad aniony tych soli są wg teorii Brönsteda zasadami oraz sole mocnych kwasów i słabych zasad, których kationy są kwasami. Koniec miareczkowania, czyli moment osiągnięcia PR, w którym ilość kwasu równoważy ilość zasady, określa się metodami wizualnymi przy użyciu wskaźników ph lub metodami instrumentalnymi (np. potencjometryczną, konduktometryczną). Wskaźnikami ph (indykatorami) są słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają inne zabarwienie cząsteczki nie zdysocjowane. Dysocjację wskaźnika o charakterze kwasu lub zasady wyrażają równania: HInd H + + Ind IndOH Ind + + OH gdzie HInd i IndOH oznaczają niezdysocjowaną, a Ind i Ind + odpowiednio anion i kation wskaźnika. 1

2 W przypadku wskaźnika kwasowego wzrost stężenia jonów wodorowych przesuwa równowagę reakcji w lewą stronę, zwiększając stężenie HInd i na skutek tego roztwór przyjmuje barwę formy niezdysocjowanej. Natomiast zmniejszenie stężenia jonów wodorowych, spowodowane dodatkiem zasady przesuwa równowagę reakcji w prawo, powodując prawie całkowitą dysocjację cząsteczek HInd i powstanie barwy odpowiadającej formie zdysocjowanej. Przedział ph, w którym zachodzą widoczne zmiany barwy roztworu wskaźnika nazywa się zakresem wskaźnikowym. Dla większości wskaźników zakres widzialnej zmiany barwy leży w granicach 1,2 1,8 jednostek ph. Rozróżnia się wskaźniki jednobarwne, mające tylko jedną formę zabarwioną (druga jest bezbarwna) oraz dwu lub wielobarwne, w których dwie lub więcej form ma zabarwienie. Wskaźniki ph stosuje się same lub czasem w mieszaninie ze wskaźnikiem obojętnym, na którego tle zmiana zabarwienia wskaźnika ph jest wyraźniejsza. W tabeli podano zakresy zmiany barwy niektórych częściej używanych wskaźników. Ważniejsze wskaźniki ph Wskaźnik Zakres zmiany ph (X-Y) pk In Zabarwienie w roztworze ph X Y ph X ph Y Błękit tymolowy 1,2 2,8 1,7 czerwone pomarańczowe żółte 8,0 9,6 8,9 żółte zielone niebieskie Oranż metylowy 3,1 4,4 3,4 czerwone pomarańczowe żółte Czerwień metylowa 4,2 6,3 5,0 czerwone pomarańczowe żółte Lakmus 5,0 8,0 6,5 czerwone Błękit bromotymolowy Czerwień fenolowa różowofiletowe niebieskie 6,2 7,6 7,1 żółte zielone niebieskie 6,8 8,4 7,9 żółte pomarańczowe czerwone Fenoloftaleina 8,1 10,0 9,4 bezbarwna różowe czerwone Krzywe miareczkowania Zmiany wartości ph podczas miareczkowania można przedstawić graficznie w postaci tzw. krzywej miareczkowania, czyli zależności ph od stopnia zobojętnienia roztworu lub objętości dodanego titranta. Na podstawie przebiegu krzywych miareczkowania można znaleźć punkt równoważnikowy. Na rycinach zostały przedstawione krzywe miareczkowania kwasów i zasad o różnej mocy. Dla każdej krzywej charakterystyczne są gwałtowne zmiany wartości ph w obszarze bliskim punktowi 2

3 równoważnikowemu i stosunkowo małe zmiany poza tym obszarem. Różnica wartości ph przed osiągnięciem i po osiągnięciu PR, spowodowana dodaniem niewielkiej ilości odczynnika miareczkującego, nazywa się skokiem miareczkowania. Skok ten jest tym większy im większa jest moc i stężenie reagujących ze sobą kwasów i zasad. Mocne kwasy i mocne zasady są w roztworze zdysocjowane całkowicie. Podczas miareczkowania zachodzi reakcja zobojętnienia, która w istocie polega na łączeniu się jonów wodorowych i wodorotlenowych na niezdysocjowane cząsteczki wody. Kationy zasady i aniony kwasu nie biorą udziału w reakcji i pozostają w roztworze nie zmienione; nie ulegają hydrolizie i dlatego roztwór w punkcie równoważnikowym ma odczyn obojętny (ph=7). Krzywe miareczkowania mocnego kwasu mocną zasada i odwrotnie są symetryczne Duży skok miareczkowania ph (4 10) pozwala na stosowanie w takim przypadku miareczkowania alkacymetrycznego szeregu wskaźników zmieniających barwę w tym zakresie ph (rysunek 1). Stężenie jonów wodorowych w dowolnym punkcie miareczkowania można łatwo obliczyć na podstawie ilości wprowadzonego roztworu mianowanego. ph B A skok krzywej miareczkowania PR fenoloftaleina oranż metylowy Rysunek A B % zobojętnienia AA krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą [HCl- 0,1 mol/l] [NaOH 0,1 mol/l] BB krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem [NaOH 0,1 mol/l] [HCl- 0,1 mol/l] W przypadku miareczkowania słabych kwasów mocnymi zasadami powstające sole ulegają reakcji hydrolizy, co jest powodem odmiennego niż przy miareczkowaniu mocnego kwasu mocna zasada przebiegu krzywych (rysunek 2). W początkowej fazie reakcji, gdy stężenie kwasu jest znaczne, hydroliza powstałej soli zachodzi w niewielkim stopniu, jednak w miarę postępu reakcji zobojętniania, w pobliżu PR, wpływ hydrolizy soli zaznacza się wyraźniej i roztwór wykazuje odczyn zasadowy. Zasadowy odczyn roztworu jest wynikiem hydrolizy powstałej soli octanu sodu. Po przekroczeniu tego punktu krzywa miareczkowania pokrywa się z krzywą miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Przy miareczkowaniu słabego kwasu mocną zasadą najlepszym wskaźnikiem jest fenoloftaleina zmieniająca barwę po przekroczeniu ph=8,1, a więc przy wartości ph bliskiej wartości punktu równoważnikowego; nie nadaje się natomiast do zastosowania oranż metylowy, który przyjmuje barwę przejściową w zakresie ph (3,1 4,4), a więc kiedy jeszcze ponad połowa kwasu nie została zobojętniona. 3

4 Krzywa miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem jest zwierciadlanym odbiciem wzdłuż linii zobojętnienia (neutralizacji) krzywej miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Odczyn roztworu w punkcie równoważnikowym, w wyniku hydrolizy soli powstałej w reakcji zobojętnienia będzie słabo kwaśny (rysunek 3). Skok krzywej miareczkowania w tym przypadku występuje między ph=6,2 a ph=4,3. Najlepszym wskaźnikiem takiego oznaczenia alkacymetrycznego jest więc oranż metylowy. Zastosowanie fenoloftaleiny prowadziłoby do uzyskania błędnych wyników. ph A 10 8 PR fenoloftaleina A B % zobojętnienia oranż metylowy Rysunek 2. AA krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą [CH 3 COOH - 0,1 mol/l] [NaOH - 0,1 mol/l] BA krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą [HCl - 0,1 mol/l] [NaOH - 0,1 mol/l] ph 14 B A fenoloftaleina 6 PR Rysunek % zobojętnienia A oranż metylowy AA krzywa miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem [NH 3 aq. - 0,1 mol/l] [HCl - 0,1 mol/l] BA krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem [NaOH - 0,1 mol/l] [HCl - 0,1 mol/l] 4

5 II. Część doświadczalna ALKALIMETRIA Alkalimetria ilościowe oznaczanie w roztworze kwasów przy pomocy mianowanego roztworu zasady. Do nastawiania miana roztworów zasad stosować można: kwas, którego stężenie ustalono wcześniej przy użyciu substancji podstawowej - boraksu substancję podstawową dwuwodny kwas szczawiowy (H 2 C 2 O 4 2H 2 O), który jest substancję stałą, rozpuszczalną w wodzie, odporną na działanie CO 2 i wilgoci A. Zasada doboru wskaźnika w alkacymetrii na przykładzie oznaczania zawartości środka konserwującego E260 (kwasu octowego). Kwas octowy Kwas octowy używany do celów spożywczych potocznie nazywany jest octem lub octem spirytusowym. Jest to zazwyczaj 3,5-do 10-procentowy roztwór kwasu octowego z towarzyszącymi mu pozostałościami składników zacieru octowniczego lub wina (przy produkcji octu winnego). Zacier octowniczy jest to wodny roztwór etanolu (6-12% obj.) z dodatkiem pożywki mineralnej (i ewentualnie organicznej). W przemyśle spożywczym kwas octowy klasyfikowany do grupy konserwantów w produktach oznaczany jest symbolem E260. Pełni funkcje: buforującą, regulującą kwasowość, konserwującą. Jest on dobrym stabilizatorem i rozcieńczalnikiem barwników i substancji smakowych. Zapobiega rozwojowi bakterii i grzybów, zwiększając trwałość produktów spożywczych. Do licznych zastosowań kwasu octowego należą: inaktywacja Salmonelli przy produkcji majonezu, wytrącanie kazeiny z mleka oraz rozcieńczanie polioctanu winylu przed nanoszeniem na powierzchnię serów. Największą skuteczność wykazuje kwas octowy przy niskim ph. Może być używany jako bufor w kwaśnych produktach, a także jako składnik zapachowy. Jest kwaśny w smaku i zwiększa kwasowość produktów spożywczych. Dopuszczalne dzienne spożycie kwasu octowego wynosi 3,7mg/kg masy ciała, jednak brak jest doniesień na temat skutków ubocznych zażycia większych ilości tego kwasu. Powinny unikać go osoby cierpiące na bardzo rzadką przypadłość - nietolerancję octu. W organicznie ludzkim nie działa toksycznie, miedzy innymi jest on produktem ostatecznym utlenienia alkoholu etylowego. Kwas octowy i jego sole są wchłaniane w przewodzie pokarmowym. Wchodzą w reakcje metaboliczne naturalnie zachodzące w ludzkim organizmie i na tej drodze są całkowicie utylizowane (np. synteza glikogenu, cholesterolu, metabolizm węglowodanów i kwasów tłuszczowych). Zasada oznaczenia Alkalimetryczne oznaczanie kwasu octowego jest przykładem miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą i zachodzi zgodnie z reakcjami: CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - + H 2 O (1) CH 3 COO + H 2 O CH 3 COOH + OH (odczyn zasadowy) (2) W punkcie równoważnikowym w roztworze znajduje się octan sodu czyli sól mocnej zasady i słabego kwasu. Z punktu widzenia teorii Brὅnsteda jest to roztwór słabej zasady CH 3 COO -, który ulega w wodzie hydrolizie (2), na skutek czego roztwór tej soli ma odczyn zasadowy. Na podstawie równania reakcji (2), stałą dysocjacji zasadowej można opisać następująco: 5

6 to: ph =1/2 pk w +1/2 pk a +1/2 log C s ph roztworu soli słabego kwasu i mocnej zasady rośnie ze wzrostem: stężenia soli C s pk a, tzn. wraz z obniżeniem mocy kwasu od którego pochodzi sól przy czym stężenie soli (jonu octanowego) jest związane z wyjściowym stężeniem kwasu zależnością: C s = C 0 k V k V 0 k + V z gdzie: V 0 k- początkowa objętość kwasu (ml); V z- objętość zasady (ml); C s- stężenie soli (mol/l); C k- stężenie kwasu (mol/l); pk a=4,8 Zasady doboru wskaźnika: zakres zmiany jego barwy powinien znajdować się w obrębie skoku krzywej miareczkowania (Tabela1); punkt końcowy miareczkowania powinien znajdować się możliwie najbliżej punktu równoważnikowego; jeśli jest to możliwe, w miareczkowaniu danego roztworu badanego należy stosować ten sam wskaźnik, co do nastawiania miana titranta i kończyć miareczkowanie po osiągnięciu identycznego zabarwienia. Wykonanie oznaczenia obliczyć ph w punkcie równoważnikowym miareczkowania 100 ml roztworu CH 3 COOH o stężeniu 0,1 mol/l roztworem NaOH o stężeniu 0,1 mol/l, którego do miareczkowania zużyto 100ml stosując w/w zasady doboru wskaźnika i na podstawie tabeli 1 dobrać dwa wskaźniki do oznaczenia: najwłaściwszy (++) i odpowiedni (+); wybór uzasadnić w sprawozdaniu otrzymany do analizy kwas octowy przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 ml, uzupełnić wodą do kreski i dokładnie wymieszać 10 ml tego roztworu przenieść ilościowo pipetą do kolby stożkowej i dodać 2 3 krople jednego z wybranych wskaźników przeprowadzać miareczkowanie mianowanym roztworem NaOH do momentu pojawienia się zmiany barwy roztworu od jednej kropli titranta; miareczkowanie powtórzyć jeszcze dwukrotnie średnia z trzech miareczkowań objętość NaOH służy do obliczenia masy kwasu octowego w analizowanym roztworze 6

7 powtórzyć oznaczenie przy użyciu drugiego wybranego wskaźnika obliczyć błędy i porównać dokładność oznaczeń wykonanych przy użyciu obu wskaźników ocenić, który wskaźnik jest najwłaściwszy do danego oznaczenia. porównać wnioski wynikające z eksperymentu z teoretycznymi założeniami doboru wskaźnika obserwacje umieścić sprawozdaniu Tabela 1. Wskaźniki alkacymetryczne ( Chemia analityczna, pod. red. R. Kocjana, PZWL, W-wa 2000) wskaźnik nieodpowiedni; + wskaźnik odpowiedni; ++ wskaźnik najwłaściwszy Rodzaje miareczkowania Mocny kwas mocna zasada HCl NaOH Słaba zasada-mocny kwas NH 3 H 2O - HCl Słaby kwas-mocna zasada CH 3COOH-NaOH Skok miareczkowania PR Oranż metylowy 3,1-4,4 Wskaźniki; zakres ph Czerwień Błękit bromotymolowy metylowa 4,4-6,3 6,2-7,6 Fenoloftaleina 8,0-9,8 o stęż. 4,3 10,7 1mol. l o stęż. 4,3 9,7 0,1 mol. l -1 o stęż. 5,9 7, ,001mol. l -1 6,3 4,3 5, ,7 9,7 Obliczenie zawartości kwasu octowego dla miareczkowania przy użyciu wybranych wskaźników [odpowiedniego (+) i najwłaściwszego (++)] Z reakcji (1) wynika, że kwas i zasada reagują ze sobą w stosunkach równomolowych. Liczbę n moli wodorotlenku sodu oblicza się ze wzoru NaOH =V NaOH C m NaOH octowego obliczyć można na podstawie następującej proporcji:, a zawartość kwasu 1 mol NaOH reaguje z 60 g CH 3 COOH V NaOH C mnaoh reaguje z x g CH 3 COOH UWAGA! V NaOH C mnaoh 60 x= 1 [ l mol l 1 g mol ] =[ g ] Obliczona wartość odpowiada 1/10 ogólnej ilości kwasu solnego w otrzymanej do analizy próbie. Całkowita zawartość kwasu octowego w próbce (y): y = 10 x Obliczenie błędu oznaczenia zawartości kwasu octowego Błąd bezwzględny: Błąd względny: E bwz. = y μ y μ μ 100 % E wz. = gdzie: y wyznaczona zawartość kwasu octowego w próbce μ wartość rzeczywista 7

8 Obliczenia wykonać także dla miareczkowania z drugim wybranym wskaźnikiem B. Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego w soku żołądkowym Jednym z płynów ustrojowych w organizmie człowieka jest sok żołądkowy bezbarwny, przeźroczysty płyn, o charakterze silnie kwasowym [ph~1,5-2]. Do najważniejszych składników soku żołądkowego należą: kwas solny, który nadaje sokowi żołądkowemu odczyn kwasowy, pepsynogen (w kwaśnym ph aktywowany do pepsyny, która rozpoczyna trawienie białek), podpuszczka trawiąca białka mleka (u niemowląt), lipaza, która rozpoczyna trawienie tłuszczów, śluz chroniący ściany żołądka przed kwasem solnym, czynnikami mechanicznymi, chemicznymi, termicznymi, biologicznymi, a także samostrawieniem; działa bakteriobójczo. Na czczo w żołądku znajduje się niewielka ilość soku żołądkowego. W większej ilości wydzielany jest on dopiero pod wpływem odpowiednich bodźców pokarmowych, psychonerwowych, chemicznych i hormonalnych. Ocena wydolności wydzielania soku żołądkowego ma duże znaczenie kliniczne, oznacza się zatem ilość soku na czczo i wydzielanie przez 1 godzinę oraz jego kwaśność. Kwas solny (HCl) jest składnikiem, który poprzez aktywację pepsynogenu przyczynia się do trawienia białek. Bierze również udział w aktywacji innych enzymów i hormonów ważnych dla organizmu. Jednocześnie chroni także przed rozwojem bakterii w przewodzie pokarmowym. Bezkwaśność żołądkowa (achlorhydria gastrica), czyli zanik kwasu żołądkowego lub jego niski poziom są bardzo często spotykanymi problemami gastrycznymi (40-90% populacji), niestety w większości wypadków niezdiagnozowanymi. Do najczęściej spotykanych symptomów niedoboru kwasu w żołądku możemy zaliczyć zgagę, niestrawność czy wzdęcia. W dodatku chroniczne dolegliwości takie jak alergie, astma, czy kamica żółciowa mogą być powiązane z upośledzeniem wydzielania soku żołądkowego. Nawet objawy demencji starczej mogą zostać zwielokrotnione właśnie przez brak kwasu w żołądku. Zasada oznaczenia Alkalimetrycznie, za pomocą mianowanego roztworu wodorotlenku sodu, można oznaczać ilościowo mocne kwasy, czego przykładem jest oznaczanie zawartości kwasu solnego. W czasie miareczkowania zachodzi następująca reakcja: H + + Cl + Na + + OH Na + + Cl + H 2 O W punkcie równoważnikowym odczyn roztworu jest obojętny i dlatego jako wskaźnika należy użyć oranżu metylowego, który w punkcie równoważnikowym powyższej reakcji zmienia barwę z czerwonej na pomarańczową. Wodorotlenek sodu jest higroskopijny i łatwo pochłania CO 2 z powietrza. Z tego powodu nie można przygotować mianowanego roztworu o wymaganym stężeniu przez odważenie stałego NaOH i rozpuszczenie go w określonej ilości wody destylowanej. Miano NaOH nastawia się przy użyciu kwasu solnego Przygotowanie mianowanego roztworu wodorotlenku sodu Przygotowanie roztworu NaOH obliczyć ile ml roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 2 mol l 1 należy dodać do wody, aby otrzymać 250 ml roztworu o stężeniu 0,1 mol l 1 8

9 do kolby miarowej o pojemności 250 ml za pomocą pipety odmierzyć obliczoną ilość NaOH o stężeniu 2 mol l 1 (z zachowaniem szczególnej ostrożności), uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać Nastawianie miana NaOH do kolby stożkowej na 100 ml odmierzyć ilościowo przy pomocy pipety 10 ml sporządzonego roztworu NaOH, dodać 3 krople czerwieni metylowej i miareczkować mianowanym roztworem kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol l 1 do zmiany barwy roztworu z żółtej na pomarańczową ze skali biurety objętość zużytego do miareczkowania roztworu kwasu solnego miareczkowanie powtórzyć jeszcze dwukrotnie; jeżeli różnica pomiędzy dwoma kolejnymi wynikami miareczkowań (objętościami titranta odczytanymi z biurety) jest większa niż 0,2 ml miareczkowanie należy wykonać ponownie obliczyć średnią objętość zużytego kwasu solnego podczas miareczkowania Obliczenie miana roztworu NaOH Podczas miareczkowania zachodzi następująca reakcja: H + + Cl + Na + + OH Na + + Cl + H 2 O z której wynika, że kwas i zasada reagują ze sobą w stosunkach równomolowych: n NaOH =n HCl. Liczbę moli wodorotlenku sodu i kwasu solnego przedstawia się jako n = V C m, a stężenie wodorotlenku sodu oblicza się następująco: stąd: V NaOH C mnaoh =V HCl C mhcl V HCl C mhcl [ C mnaoh = mol l 1 l ] V NaOH = l =mol l Oznaczenie zawartości kwasu solnego w soku żołądkowym otrzymany do analizy roztwór soku żołądkowego (zawierającego HCl) przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 ml, uzupełnić wodą do kreski i dokładnie wymieszać 10 ml przygotowanego roztworu przenieść ilościowo pipetą do kolby stożkowej, dodać do niej 2 3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem NaOH do zmiany barwy roztworu od jednej kropli titranta, z czerwonej na pomarańczową; miareczkowanie powtórzyć jeszcze dwukrotnie średnia objętość z trzech miareczkowań, zużytego na miareczkowanie roztworu NaOH służy do obliczenia masy HCl w analizowanym roztworze. Obliczenie zawartości kwasu solnego Z reakcji (1) wynika, że kwas i zasada reagują ze sobą w stosunku równomolowym. Liczbę moli n wodorotlenku sodu oblicza się ze wzoru NaOH =V NaOH C m NaOH, a zawartość kwasu solnego można obliczyć na podstawie następującej proporcji: 1mol NaOH reaguje z 36,5 g HCl V NaOH C mnaoh reaguje z x g HCl 9

10 V NaOH C mnaoh 36,5 [ x= l mol l 1 g ] 1 = mol =[ g ] UWAGA! Obliczona wartość odpowiada 1/10 ogólnej ilości kwasu solnego w otrzymanej do analizy próbie. Całkowita zawartość kwasu solnego w próbce (y): y = 10 x Obliczenie błędu oznaczenia zawartości kwasu solnego Błąd bezwzględny różnica pomiędzy wartością: rzeczywistą i otrzymaną jest w takich samych jednostkach jak wielkość mierzona. E bwz. = y μ Błąd względny różnica pomiędzy wartością rzeczywistą i otrzymaną dzielona przez wartość rzeczywistą i pomnożona przez 100%; wyrażony jest w %. y μ μ 100 % gdzie: y waznaczona zawartość kwasu w próbce μ wartość rzeczywista E wz. = C. Oznaczanie mieszaniny kwasów różnej mocy. Zasada oznaczenia W wodnym roztworze kwas octowy i solny ulegają dysocjacji według następujących reakcji: CH 3 COOH H + + CH 3 COO HCl H + + Cl W przypadku miareczkowania mieszaniny tych dwóch kwasów zwiększenie stężenia jonów wodorowych na skutek dodania kwasu solnego do octowego powoduje cofnięcie dysocjacji kwasu octowego. Występuje on zatem głównie w formie niezdysocjowanej, a istniejące w roztworze jony wodorowe pochodzą z dysocjacji kwasu solnego. W związku z tym w pierwszym etapie miareczkowania zobojętnia się jony wodorowe pochodzące od kwasu solnego (miareczkowanie w obecności oranżu metylowego). Po ich zmiareczkowaniu zachodzi dysocjacja kwasu octowego, który jest odmiareczkowywany w następnym etapie (miareczkowanie prowadzimy w obecności fenoloftaleiny). Wykonanie oznaczenia: badaną próbę przenieść ilościowo do kolby miarowej na 100 ml, uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać pobrać pipetą 10 ml uzyskanego roztworu, przenieść ilościowo do kolby stożkowej i dodać 2 3 krople oranżu metylowego przeprowadzić miareczkowanie za pomocą mianowanego roztworu NaOH do pojawienia się od jednej kropli titranta, barwy pomarańczowej (cebulkowej) odczytać z biurety ilość zużytego NaOH (V 1 ), a następnie dodać 2 3 krople fenoloftaleiny i miareczkować dalej zasadą do zmiany barwy na różową ponownie odczytać ilość zużytego NaOH (V 2 ); całe miareczkowanie powtórzyć jeszcze dwukrotnie średnia objętość z trzech miareczkowań zużytego NaOH służy do obliczenia mas kwasu solnego i octowego zawartych w analizowanym roztworze 10

11 Obliczenie zawartości kwasu solnego i octowego Podczas miareczkowania zachodzą reakcje: H + + Cl + Na + + OH Na + + Cl + H 2 O (wobec oranżu metylowego) CH 3 COOH + Na + + OH CH 3 COO + Na + + H 2 O(wobec fenoloftaleiny) Z reakcji wynika, że oba kwasy reagują z zasadą w stosunkach równomolowych. Ilość zużytego NaOH z pierwszego odczytu odnosi się do kwasu solnego (V 1 ). Różnica (w ml) w ilości zużytego NaOH między drugim a pierwszym odczytem (V 2 V 1 ), stanowi ilość NaOH zużytego na zmiareczkowanie kwasu octowego. Liczbę moli NaOH reagującego z kwasem solnym oblicza się ze wzoru n NaOH =V 1NaOH C m NaOH. Zawartość kwasu solnego oblicza się z następującej proporcji: 1 mol NaOH reaguje z 36,5 g HCl V 1NaOH C m NaOH reaguje z x g HCl x= V 1 NaOH C mnaoh 36,5 1 = [ l mol l 1 g mol ] =[ g ] Zawartość kwasu octowego obliczyć w sposób analogiczny do obliczeń zawartości HCl, objętość wodorotlenku sodu na zmiareczkowanie kwasu octowego (V 2 V 1 ). UWAGA! Obliczona wartość odpowiada 1/10 ogólnej ilości kwasów w otrzymanej do analizy próbie. Całkowita zawartość kwasu solnego w próbce (y 1 ): y 1 = 10 x 1 Całkowita zawartość kwasu octowego w próbce (y 2 ): y 2 = 10 x 2 Obliczenie błędów oznaczenia zawartości kwasu solnego oraz kwasu octowego Błąd bezwzględny: Błąd względny: gdzie: y wyznaczona zawartość kwasów w próbce μ wartość rzeczywista E bwz. = y μ y μ μ 100 % E wz. = 11

12 ACYDYMETRIA Acydymetria ilościowe oznaczanie zasady za pomocą mianowanego roztworu mocnego kwasu. Mianowany roztwór kwasu można przygotować: rozcieńczając roztwór kwasu o wyższym stężeniu nastawiając miano za pomocą substancji podstawowej bezwodnego węglanu sodu boraksu [Na 2 B 4 O 7. 10H 2 O] Przygotowanie roztworu HCl: D. Przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego obliczyć ile ml kwasu solnego o stężeniu 2 mol l 1 potrzebne jest do sporządzenia 100 ml kwasu o stężeniu 0,1 mol l 1 obliczoną objętość kwasu solnego 2 mol l 1 przenieść do kolby miarowej o pojemności 100 ml, uzupełnić wodą do kreski i zawartość dobrze wymieszać Nastawianie miana HCl przy użyciu boraksu: obliczyć masę odważki boraksu potrzebną do sporzadzenia 100 ml roztworu o stężeniu 0,04 mol l 1 odważyć obliczoną ilość boraksu, przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 ml i rozpuścić w niewielkiej ilości wody; dopełnić kolbę wodą do kreski i wymieszać 10 ml przygotowanego roztworu przenieść ilościowo do kolbki stożkowej, dodać 20 ml wody destylowanej i 3 krople czerwieni metylowej za pomocą przygotowanego kwasu solnego przeprowadzić miareczkowanie do zmiany barwy wskaźnika, od jednej kropli titranta, z żółtej na pomarańczową ze skali biurety odczytać ilość zużytego do miareczkowania HCl, miareczkowanie powtórzyć jeszcze dwukrotnie obliczyć średnią objętość roztworu kwasu zużytego na zmiareczkowanie roztworu boraksu Obliczenie miana roztworu HCl Podczas miareczkowania zachodzi reakcja: 2HCl + Na 2 B 4 O 7 + 5H 2 O 4 H 3 BO 3 + 2NaCl Wynika z niej, że kwas solny reaguje z boraksem w stosunku molowym 2:1. Liczbę moli boraksu i kwasu solnego można obliczyć ze wzoru oblicza się na podstawie proporcji: n=v C m i w związku z tym stężenie kwasu solnego 1 mol Na 2 B 4 O 7 reaguje z 2 molami HCl to: V Na2 B 4 O 7 C mna 2 B 4 O 7 V Na2 B 4 O C 7 m 2 [ Na 2 C mhcl = B 4 O 7 V HCl reaguje z mol l 1 l l ] =[ mol l 1 ] V HCl C m HCl 12