MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Wielkość: px
Rozpocząć pokaz od strony:

Download "MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE"

Transkrypt

1 WPROWADZENIE MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE Miareczkowanie jest to kontrolowana reakcja nieznanej ilości (o nieznanym stężeniu) danej substancji w postaci stałej lub zawartej w roztworze o określonej objętości z inną substancją o znanym stężeniu (mianowaną). Substancję mianowaną dozuje się małymi porcjami (kropelkami, miarkami), aż jej ilość będzie stanowiła chemiczny ekwiwalent substancji miareczkowanej. Punkt stechiometrycznego przereagowania (zrównoważenia chemicznego, PR) można wyznaczyć przy pomocy wskaźników chemicznych lub przy użyciu określonych metod instrumentalnych. W laboratorium do miareczkowania najczęściej stosuje się biuretę (Ryc. 1). Ryc 1. Typowy sprzęt laboratoryjny do wykonania miareczkowania. Błąd paralaksy pokazuje jak należy sczytywać wartość objętości z biurety (autor dr hab. inż. Donizak Janusz, wykłady na AGH, ze strony Szczególnym przypadkiem miareczkowania jest alkacymetria, która jest reakcją zobojętniania kwasu stechiometryczną ilością zasady, bądź odwrotnie zasady stechiometryczną ilością kwasu. Reakcję tę da się łatwo kontrolować przy użyciu indykatorów kwasowo-zasadowych czułych na ph roztworu. Nazwę alkacymetria utworzono przez połączenie dwóch słów: alkalimetria, czyli miareczkowanie kwasów mianowanych roztworami zasad oraz acydymetria, czyli miareczkowanie zasad mianowanymi roztworami kwasów. Podczas miareczkowania 1

2 mianowane roztwory kwasu lub zasady wprowadza się do analizowanej próbki w takiej ilości, aby osiągnąć moment, w którym liczba moli dodanego odczynnika jest stechiometrycznie równoważna liczbie moli oznaczanego składnika w roztworze miareczkowanym. Stechiometrycznie równoważna liczba moli zobojętniającego reagenta użytego do miareczkowania przedstawia taką jego liczbę moli, którą osiąga się wprowadzając mianowany (o znanym stężeniu) roztwór reagenta zobojętniającego do analizowanej próbki kwasu lub zasady do momentu, kiedy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych. Ilustruje to przykład reakcji zobojętniania wodorotlenku wapnia Ca(OH) 2 przy użyciu kwasu fosforowego H 3 PO 4 : 3Ca(OH) 2 + 2H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6H 2 O Stechiometryczny zapis równania reakcji chemicznej podaje molowe stosunki pomiędzy reagującymi substratami i powstającymi w reakcji produktami. Należy mieć na uwadze, że stechiometria polega na porównywaniu ilości (liczby) moli reagentów, a nie ich stężenia molowego. Znając objętość zużytego odczynnika miareczkującego, jego stężenie molowe oraz opierając się o równanie reakcji chemicznej możemy wykonać obliczenia, które pozwolą na wyznaczenie: (1) Ilości moli lub masy (g) kwasu lub zasady w określonej objętości analizowanego roztworu (2) Zawartości procentowej (%) kwasu lub zasady w analizowanym roztworze (3) Stężenia molowego analizowanego roztworu W wyniku reakcji zobojętniania, czyli reakcji kwasu z zasadą, powstaje sól i woda. Według teorii kwasów i zasad Arrheniusa (bądź Brönsteda) reakcja zobojętnienia jest reakcją, w której jon wodorowy H + (hydroniowy H 3 O + ) kwasu HA reaguje z jonem wodorotlenowym OH - zasady MeOH, tworząc słabo zdysocjowaną wodę. Dlatego w czasie reakcji w roztworze wodnym czynnika miareczkowanego zanikają właściwości kwasowe lub zasadowe zgodnie z reakcją: H 3 O + + A - + Me + + OH - 2H 2 O + Me + + A - Roztwór obojętny (ph bliskie 7) tworzy się tylko w przypadku reakcji zobojętnienia kwasów i zasad o zbliżonej mocy po ich przereagowaniu w ilościach stechiometrycznych. Gdy kwas i zasada wykazują zróżnicowaną moc, czyli gdy kwas lub zasada są słabymi elektrolitami, to będąca produktem zobojętnienia utworzona sól, występująca w roztworze wodnym w postaci jonów (Me +, A - ), podlega reakcji z wodą. W wyniki tej reakcji (reakcji hydrolizy) ph roztworu miareczkowanego jest różne od obojętnego: A - + H 2 O HA + OH - Me + + 2H 2 O MeOH + H 3 O + Przebieg zobojętnienia kwasu przez zasadę lub odwrotnie obserwuje sie wizualnie przez zastosowanie odpowiednio dobranego wskaźnika (indykatora), którego zmiana barwy wskazuje na zakończenie reakcji. Wskaźnikami są substancje ulegające przemianom lub modyfikacjom strukturalnym w pewnym obszarze stężenia jonów H + (H 3 O + ). Z przemianami tymi związana jest 2

3 zmiana barwy wskaźnika. Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem kwasowozasadowym, musi wykazywać następujące własności: (1) Zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną (2) Zmiana barwy musi występować w wąskim zakresie zmian wartości ph, przy czym zakres ten musi obejmować stan, kiedy reagenty występują w ilościach stechiometrycznych. Najczęściej u używane wskaźniki oraz ich zakresy ph zmiany barwy to: błękit tymolowy (zakres ph 1,2-2,8; 8,0-9,6), oranż metylowy (3,0-4,4), błękit bromofenylowy (3,0-4,6), czerwień metylowa (4,4 6,2), lakmus (5,0-8,0), błękit bromotymolowy (6,0-7,6), fenoloftaleina (8,4-10,0). W zależności od mocy kwasu i zasady, ph punktu równoważnikowego, kiedy reagenty przereagują w ilościach stechiometrycznych, jest różne. Najbardziej odpowiedni wskaźnik do wyznaczenia PR miareczkowania jest taki, który zmienia barwę w zakresie ph, w którym następuje PR. Występują cztery przypadki miareczkowania alkacymetrycznego, czyli reakcji kwasu z zasadą: (1) Reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą (2) Reakcja słabego kwasu z mocną zasadą (3) Reakcja mocnego kwasu ze słabą zasadą (4) Reakcja słabego kwasu ze słabą zasadą W każdym z tych przypadków, w miarę wprowadzania substancji miareczkującej, w roztworze zachodzą zmiany stężenia jonów wodorowych lub wodorotlenowych. W trakcie miareczkowania następuje więc zmiana ph roztworu. Zmiany ph następujące w czasie miareczkowania można przedstawić na wykresach w układzie współrzędnych x-y. Gdy oś x przedstawia ilość zużytego roztworu mianowanego, a oś y ph, to ilościowy przebieg zmian ph w roztworze podczas miareczkowania odzwierciedla krzywa miareczkowania. Przedstawia ona przebieg zmian ph roztworu miareczkowanego w zależności od objętości zużytego roztworu miareczkującego. Ryc. 2 Zmiany ph podczas miareczkowania 100 ml 0,1M HCl roztworem NaOH o tym samym stężeniu (po lewej) oraz krzywe miareczkowania dla kilku stężeń substancji reagujących (po prawej). 3

4 W punkcie równoważnikowym reakcji przedstawionym na Ryc. 2 (po lewej) zużyto 100 ml roztworu miareczkującego. W PR ilość moli zasady zrównoważyła ilość moli kwasu reagenty NaOH i HCL przereagowały w ilościach stechiometrycznych. Produktami były sól nie ulegająca hydrolizie oraz woda, a więc stężenie jonów wodorowych w tym punkcie równe jest [H 3 O + ] = 0, mol/dm 3 (ph=7). Dalsze dodawanie nadmiaru zasady względem jej ilości stechiometrycznej spowoduje wzrost ph powyżej 7. Co jest charakterystyczne na Rycinie 2? W pobliżu punktu równoważnikowego następuje gwałtowny skok ph po dodaniu niewielkiej ilości roztworu mianowanego. Różnica wartości ph przed osiągnięciem i po przekroczeniu punktu równoważnikowego wywołana dodatkiem niewielkiej ilości odczynnika miareczkującego nazywa się skokiem miareczkowania. Wielkość tego skoku zależy od stężenia substancji reagujących jest on większy, gdy miareczkuje się roztwory o większym stężeniu (Ryc. 2 po prawej). Krzywe miareczkowania mocnych zasad przy użyciu mocnych kwasów są odbiciem krzywych miareczkowania mocnych kwasów mocnymi zasadami. zwierciadlanym Reakcja mocnego kwasu z mocną zasadą Mocne zasady i mocne kwasy są całkowicie zdysocjowane, a więc stężenie jonów wodorowych jest praktycznie równe stężeniu kwasu. Miareczkowanie mocnego kwasu przy użyciu mocnej zasady przedstawia np. reakcja jednego mola kwasu solnego z 1 molem wodorotlenku sodowego: lub jonowo HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 3 O + + Cl - + Na + + OH - 2H 2 O + Na + + Cl - Ponieważ jony Na + i Cl - występują po obu stronach równiania, można je opuścić w równaniu reakcji i otrzymać równanie: H 3 O + + OH - 2H 2 O Przy zmieszaniu stechiometrycznych ilości mocnego kwasu i mocnej zasady powstaje roztwór soli mocnego kwasu i mocnej zasady, który nie ulega hydrolizie. Odczyn roztworu jest więc obojętny (ph=7). Dla mocnych kwasów i mocnych zasad należy stosować wskaźniki zmieniające barwę w zakresie ph 3-10 np. oranż metylowy, lakmus, błękit bromotymolowy, fenoloftaleinę. Zmiany barwy odpowiednio w granicach 3,0-4,6; 4,5-8,3; 6,0-7,6; 8,4-10,0. Reakcja słabego kwasu z mocną zasadą Inny efekt wartości ph otrzymamy w stechiometrycznej reakcji zobojętnienia słabego kwasu mocną zasadą. Równanie ogólne takiej reakcji ma postać: HA + OH - H 2 O + A - 4

5 Gdy np. 1 mol kwasu octowego (słaby kwas) zobojętnimy 1 molem wodorotlenku sodowego (mocna zasada), mamy następujące równanie reakcji: CH 3 COOH +NaOH CH 3 COONa + H 2 O lub jonowo: CH 3 COOH + Na + + OH - CH 3 COO - + Na + + H 2 O Utworzona sól octanu sodu (CH 3 COONa) jest elektrolitem mocnym i dlatego w roztworze ulega całkowitej dysocjacji na jony sodowe (Na + ) i octanowe (CH 3 COO - ). Ponieważ jony sodowe nie uczestniczą realnie w tej reakcji stąd powyższe równanie można zapisać w postaci: CH 3 COOH + OH - CH 3 COO - + H 2 O Kwas I + zasada II zasada I + kwas II Otrzymany roztwór po stechiometrycznym przereagowaniu reagentów nie jest obojętny, lecz słabo zasadowy. Dlaczego w tym przypadku nie uzyskuje się efektu zobojętnienia? Jest tak dlatego, że w reakcji tej powstaje sól słabego kwasu i mocnej zasady, która ulega reakcji hydrolizy. Zasadowy odczyn roztworu jest spowodowany powstaniem dodatkowych ilości jonów OH - w wyniku przebiegu reakcji odwrotnej, czyli reakcji hydrolizy: CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - zasada I + kwas II Kwas I + zasada II W tej reakcji, zgodnie z teorią Brönsteda, uczestniczą dwie mocne zasady (jony CH 3 COO - i OH - ), które konkurują ze sobą o przyjęcie protonu dając słabe kwasy: kwas octowy i wodę. Po zmieszaniu roztworów zawierających stechiometryczne ilości kwasu CH 3 COOH i zasady NaOH ustala się stan równowagi, w którym stężenie jonów wodorotlenowych będzie większe od stężenia jonów wodorowych pochodzących wyłącznie z dysocjacji cząsteczek wody, wobec tego odczyn otrzymanego roztworu będzie zasadowy (ph > 7). Roztwór ulega zalkalizowaniu, a więc wskaźnik, którego należy użyć do miareczkowania, powinien zmieniać barwę przy wartościach ph > 7, np. fenoloftaleina. Ryc. 3. Przebieg miareczkowania 100 ml 0,1M kwasu octowego 0,1M wodorotlenkiem sodu. 5

6 Na Rycinie 3 wyróżnia się charakterystyczne punkty A, B, PR, C i D, których znaczenie jest następujące: (1) punkt A podaje wartość ph słabego kwasu wziętego do miareczkowania (2) punkt B odpowiada połowicznemu zobojętnieniu słabego kwasu (3) punkt PR (punkt równoważnikowy) jest przesunięty w zakres wyższych wartości ph (4) punkty C i D określają zakres zmian zabarwienia wskaźnika kwasowo- zasadowego jaki został zastosowany do uchwycenia punktu równoważnikowego W początkowym punkcie (A) stężenie jonów wodorowych nie jest równe stężeniu molowemu kwasu, ponieważ miareczkowany kwas jest kwasem słabym, a to oznacza, że jest w niewielkim stopniu zdysocjowany. Stężenie jonów wodorowych w tym przypadku zależy od stałej dysocjacji kwasu K a i jego stężenia molowego c a : [H + ] = K a c a W punktcie A ph dla 0,1 molowego roztworu kwasu octowego (Ka = 1,8 10' ) wynosi 2,9. Po wprowadzeniu do roztworu pewnej ilości zasady tworzy się sól słabego kwasu i mocnej zasady oraz pozostaje nadmiar słabego kwasu. Tworzy się roztwór buforowy, w którym stężenie jonów wodorowych zależy od wartości stałej dysocjacji słabego kwasu oraz od stosunku stężenia kwasu do stężenia powstałej w reakcji zobojętnienia soli c a /c s. Stężenie powstałej soli jest stechiometrycznie równe ilości wprowadzonej zasady. Jeżeli więc na początku do v a c a moli kwasu wprowadzono v b c b moli zasady, to różnica (v a c a - v b c b ) odpowiada liczbie moli nie zobojętnionego kwasu, a v b c b jest równe liczbie powstałej soli (słuszne jedynie w przypadku kwasu jednoprotonowego). Stężenie jonów wodorowych w takim roztworze można obliczyć z zależności: [H 3 O + ] = K a c a / c s = K a (v a c a - v b c b )/ v b c b Wzór ten ma zastosowanie od początku miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą, aż do osiągnięcia punktu równoważnikowego (PR). Na krzywej miareczkowania przed osiągnięciem punktu równoważnikowego występuje przegięcie (B). Jest to punkt, w którym 50% stechiometrycznej ilości kwasu przereagowało z zasadą, co sprawia, że w roztworze miareczkowanym c a = c b ([CH 3 COOH] = [CH 3 COO - ]). W punkcie przegięcia B stężenie jonów wodorowych opisuje zależność: ph = pk a W tym punkcie stosunek stężenia kwasu octowego do stężenia utworzonej soli jest równy jedności, a stężenie jonów wodorowych dla tego punktu ma wartość ph = 3,2. W punkcie równoważnikowym miareczkowania (PR) reagenty w ilościach stechiometrycznych utworzyły sól pochodząca od słabego kwasu i mocnej zasady. Otrzymamy roztwór jest taki sam, jaki uzyskałoby się przez rozpuszczenie odpowiedniej ilości octanu sodowego (CH 3 COONa). który nadaje roztworowi odczyn zasadowy. Stężenie jonów wodorowych w tym punkcie określa zależność: 6

7 [H + ]= K H2O Ka Cs W PR dla omawianego przykładu miareczkowania 0,1 molowego kwasu octowego roztworem 0.1 molowego wodorotlenku sodowego stężenie utworzonej soli wynosi 0,05 mol/dm 3, a obliczona wartość ph=8,72. Fenoloftaleina (pk = 9, którego wartość odpowiada wartości ph przy którym następuje zmiana barwy wskaźnika) jest więc najlepszym wskaźnikiem do miareczkowania kwasu octowego. Po przekroczeniu punktu równoważnikowego (PR) w roztworze pojawia się nadmiar wprowadzonej zasady i jej sól. Stężenie jonów wodorowych dla tego zakresu miareczkowania będzie zmieniało się zgodnie ze wzorem: ph = pk H2O - Iog(v a + v b ) / (v b c b - v a c a ) Wzór ten jest dokładnie taki sam jak dla miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Z tego wynika, że po przekroczeniu punktu równoważnikowego (PR) przebieg krzywych dla obu przypadków będzie pokrywał się. Warunkiem jest zastosowanie do miareczkowania takiej samej zasady i o tym samym stężeniu. Podczas dodawania kolejnych porcji roztworu NaOH następuje gwałtowna zmiana ph, gdy liczba moli dodanego roztworu NaOH jest stechiometrycznie bliska liczbie moli oznaczanego kwasu octowego w analizowanym roztworze. Gdy stechiometryczne ilości obu reagentów są równe osiągnięty jest punkt równoważnikowy (PR). Reakcja mocnego kwasu z słabą zasadą Ogólne równanie reakcji mocnego kwasu ze słabą zasadą opisane jest równaniem: H + + MeOH Me + + 2H 2 O gdzie MeOH oznacza słabą zasadę. Mało jest słabych zasad typu MeOH. Znane słabe zasady to wodorotlenek amonu (NH 4 OH) czy aminy. Przykładem tego typu reakcji zobojętniania jest reakcja kwasu solnego z amoniakiem: Które w postaci uproszczonej można zapisać: HCI + NH 4 OH NH 4 CI + H 2 0 H + + NH 4 OH NH H 2 O W reakcji zobojętniania powstaje sól słabej zasady i mocnego kwasu (NH 4 CI). Podobnie jak i w reakcji słabego kwasu z mocną zasadą, również i w tej reakcji ustala się równowaga kasowozasadowa z udziałem jonu amonowego i wody: NH H 2 O H + + NH 4 OH 7

8 W tej reakcji część kationów soli ulega przekształceniu w niezdysocjowane cząsteczki słabej zasady i powstaje dodatkowa liczba jonów wodorowych (hydroniowych) - stąd ph roztworu w PR będzie mniejsze od 7. Na krzywej miareczkowania dla tej reakcji również występuje punkt B nazywany punktem połowicznego zobojętnienia, co ilustruje Ryc.4: Ryc. 4. Przebieg miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem. Osiągnięcie punktu równowagi miareczkowania będzie określone przez punkt równoważnikowy dla ph < 7. Dla tego przypadku najodpowiedniejszym wskaźnikiem jest czerwień metylowa lub oranż metylowy, dla których zmiana barwy zachodzi w granicach skoku miareczkowania tj. zakresu ph odpowiednio 4,4-6,2 oraz 3,0-4,4. Reakcja słabego kwasu z słabą zasadą Równanie ogólne dla reakcji słabego kwasu i słabej zasady jest następujące: HA + MeOH Me + + A - + H 2 O Przykładem może być reakcja kwasu octowego i wodorotlenku amonu: CH 3 COOH + NH 4 OH CH 3 COO - + NH H 2 O Na podstawie tego równania nie można bezpośrednio określić odczynu otrzymanego roztworu po zmieszaniu słabego kwasu i słabej zasady w stechiometrycznych ilościach. Jeżeli moc słabego kwasu i moc słabej zasady są porównywalne, to ph otrzymanego roztworu zobojętnionego jest bliskie 7. W takich przypadkach krzywa odchyla się ostro od swej stycznej w punkcie równoważnikowym (PR), jak zilustrowano na Ryc. 5. W przypadku, kiedy moc kwasu jest porównywalna z mocą zasady, należy dobrać odpowiedni wskaźnik o zakresie zmiany barwy bliskiej ph = 7. 8

9 Ryc. 3. Przebieg miareczkowania słabej zasady słabym kwasem. Gdy jeden z substratów jest nieznacznie mocniejszy, to on będzie decydował o lekko kwasowym lub lekko zasadowym ph roztworu zmiareczkowanego w PR i tym samym o nieznacznym przesunięciu punktu równoważnikowego na krzywej miareczkowania odpowiednio w kierunku ph < 7 lub ph > 7. Pytania kontrolne: (1) Przedstaw klasyfikację metod, w których stosuje się miareczkowanie: (a)według zachodzącej reakcji i związku będącego titrantem (b)według sposobu prowadzenia oznaczenia miareczkowego (2) Miareczkowanie alkacymetryczne mocnych i słabych kwasów i zasad (reakcje, wskaźniki, krzywe miareczkowania, obliczanie błędów). (3) Trwałość mianowanych roztworów NaOH. (4) Nastawianie miana roztworu NaOH na kwas solny i kwas szczawiowy. (5) Nastawianie miana roztworu HCI na Na 2 CO 3 i na boraks. (6) Przygotowywanie odważek (7) Metoda oznaczania zawartości węglanów w materiale geologicznym. Dolomit i jego składniki. (8) Metodologia obliczeń związanych z oznaczaniem mieszaniny węglanów w materiałach geologicznych metodą miareczkowania acydymetrycznego. 9

10 OPIS DOŚWIADCZEŃ (1) Nastawienie miana kwasu solnego na węglan sodowy Najczęściej stosowana, substancją podstawową do nastawiania miana kwasu solnego jest bezwodny węglan sodu, Na 2 CO 3, jako pierwotny standard, który jest łatwy do otrzymania w stanie wysokiej czystości. Określona jego masa jest uważana jako dokładna miara liczby moli wziętych do reakcji z kwasem solnym, która może być wiarygodnie przeniesiona na liczbę moli przereagowanego kwasu solnego. W analizie miareczkowej dąży się do tego, aby oba roztwory - mianowany i miareczkowany - miały w przybliżeniu jednakowe stężenie, gdyż rozcieńczenie wpływa na wielkość skoku miareczkowania. Do ustalenia miana 0,1 M kwasu solnego jest potrzebny roztwór Na 2 CO 3 o dwukrotnie mniejszym stężeniu tj. 0,05 M, którego miareczkowanie kwasem solnym do zmiany barwy oranżu metylowego przebiega zgodnie z reakcja; 2 HCI + Na 2 CO 3 = 2 NaCI + H 2 O + CO 2 Typowy zestaw naczyń szklanych używanych w analizie miareczkowej składa się z biurety, pipety, kolby miarowej, kolb stożkowych, zlewki i lejka do napełniania biurety. Wykonanie oznaczenia: (1) Odważyć około 0,15 g Na 2 CO 3 (z dokładnością, do 0,0001 g!!!) (2) Przesypać sól do kolby stożkowej (naczyńko zważyć ponownie) i rozpuścić w 40 cm3 wody destylowanej. (3) Do roztworu dodać 2 krople oranżu metylowego (4) Miareczkować kwasem solnym (czy można wlać mianowany roztwór HCI do biurety z resztką wody - ścianki zwilżone wodą?) do zmiany barwy z żółtej na cebulkową. (5) Podgrzać roztwór do wrzenia w celu usunięcia dwutlenku węgla, ostudzić do temperatury pokojowej i w przypadku żółtej barwy roztworu dodawać ostrożnie po kropli, kwas solny aż do pojawienia się ponownie barwy cebulkowej. (6) Oznaczenie powtórzyć 2 razy. (7) Na podstawie ilości odważonej soli oraz objętości zużytego kwasu solnego obliczyć molowe stężenie kwasu solnego (miano kwasu solnego). Jako wynik końcowy przyjąć średnią arytmetyczna, dwóch oznaczeń. Odważanie węglanu sodu: Masa brutto (naczynko + węglan sodu) Masa tara (naczynko) Masa odważonego węglanu sodu Liczba moli węglanu sodu.,. g.,. g.,. g 0,. mola Mianowanie kwasu solnego Średnia objętość zużytego HCl Obliczone kalkulatorem stężenie HCl Zaokrąglona wartość stężenia molowego HCl.,.. ml 0,.. mola/l 0,..mola/L 10

11 (2) Oznaczenie zawartości NaOH metodą acydymetryczną Oznaczyć w gramach zawartość NaOH w roztworze poprzez miareczkowanie kwasem solnym z ćwiczenia poprzedniego. Należy użyć błękitu bromotymolowego jak wskaźnika. Badany roztwór znajduje się w kolbie miarowej o pojemności 250 cm 3. Do tego doświadczenia używany jest HCl, którego stężenie zostało oznaczone w pierwszym ćwiczeniu. (1) Zawartość kolby uzupełnić wodą destylowaną do kreski, dodając pod koniec wodę kroplami tak, aby dolny poziom menisku pokrył się z kreską. (2) Wymieszać dokładnie roztwór wielokrotnie przechylając zatkaną kolbę dnem do góry. (3) Przepłukać trzykrotnie wewnętrzną powierzchnię pipety o pojemności 25 cm 3 pobierając po około 5 cm 3 roztworu z kolby za pomocą gumowej gruszki. Popłuczyny odrzucić. (4) Przepłukaną pipetą pobrać za pomocą gruszki dokładnie 25 cm 3 roztworu z kolby i przenieść do kolby stożkowej. Pobrać w ten sposób jeszcze dwie próbki badanego roztworu. (5) Do każdej kolby stożkowej dodać po 3-4 krople roztworu błękitu bromotymolowego. (6) Przepłukać trzykrotnie biuretę niewielką ilością roztworu kwasu solnego, który był miareczkowany w poprzednim ćwiczeniu. HCl należy wlewać przez mały lejek po około 5 cm 3, popłuczyny należy odrzucić. (7) Napełnić biuretę mianowanym roztworem kwasu solnego powyżej kreski oznaczającej 0,0 cm 3. Usunąć lejek, a następnie wypuścić nadmiar kwasu do małej zlewki, zwracając uwagę aby poniżej kranu biurety nie było banieczek powietrza. Dolny poziom menisku powinien pokrywać się z kreską. (8) Miareczkować roztwór NaOH w kolbie stożkowej roztworem HCl, którego stężenie zostało oznaczone w poprzednim ćwiczeniu, aż barwa roztworu zmieni się z niebieskiej na zieloną. Miareczkowanie powtórzyć dla pozostałych dwóch próbek. Do obliczeń przyjąć średni wynik. Rozrzut wyników nie powinien być większy niż 0,1 cm 3. Przykład obliczeń: Na miareczkowanie 25 cm 3 roztworu, pobranego z kolby o pojemności 250 cm 3 zawierającego m gramów NaOH, zużyto 26,23 cm 3 kwasu solnego o stężeniu 0,1000M. Stężenie NaOH w badanym roztworze obliczamy ze wzoru: C NaOH = (C HCl *V HCl )/V NaOH = (0,1000 *26,23)/25 = 0,1049 M Znając z powyższego wzoru stężenie molowe NaOH (C NaOH = 0,1049M) oraz masę molową wodorotlenku sodu (M NaOH = 40g) i objętość roztworu w kolbie (250 cm 3 ) można łatwo wyliczyć zawartość NaOH w gramach. 11

12 m NaOH = (250*40*0,1049)/1000 = 1,049 g (3) Oznaczenie węglanu sodu w mieszaninie z wodorotlenkiem sodu Metoda Wardera zasada oznaczenia: (1) Roztwór zawierający mieszaninę wodorotlenku sodu i węglanu sodu w pierwszym etapie miareczkuje się mianowanym kwasem solnym w obecności fenoloftaleiny. W miarę dodawania kwasu zachodzą następujące reakcje: fenoloftaleina NaOH + HCI NaCl + H 2 O (1) oraz Na 2 CO 3 + HCI NaCI + NaHCO 3 (2) Miareczkowanie wobec fenoloftaleiny prowadzi się do momentu, gdy barwa miareczkowanego roztworu przejdzie z intensywnie różowej w blado-różową (ph około 8,3). (2) Następnie (w drugim etapie) do miareczkowanego roztworu należy dodać oranżu metylowego i w dalszym ciągu miareczkować kwasem solnym, aż do zmiany barwy z żółtej na cebulkową. Następuje wtedy zobojętnienie NaHCO 3 do H 2 CO 3, zgodnie z reakcją: oranż metylowy NaHCO 3 +HCI NaCl + H 2 CO 3 (3) Jeśli wobec fenoloftaleiny zużyto a ml kwasu solnego, zaś wobec oranżu metylowego b ml, to z tej ilości na zobojętnienie NaOH przypada (a - b) ml, a na zobojętnienie Na 2 CO 3-2b ml kwasu. Metoda Wardera jest bardzo prosta, jednak otrzymanie dokładnych wyników przy jej użyciu wymaga uwzględnienia wielu warunków. Metoda ta daje zupełnie dobre wyniki tylko w przypadku, gdy zawartość Na 2 CO 3 jest znacznie mniejsza od zawartości NaOH. Dokładność wyników miareczkowania jest uzależniona od prawidłowego uchwycenia punktu równoważnikowego. ph roztworu w punkcie równoważnikowym, odpowiadającym zobojętnieniu Na 2 CO 3 do NaHCO 3, wynosi 8,31, tymczasem barwa fenoloftaleiny zanika przy ph=8,1. Wobec niezbyt wyraźnego skoku wartości ph na krzywej miareczkowania w pobliżu tego punktu równoważnikowego, taka różnica powoduje już pewien błąd; otrzymuje się wyniki za wysokie w stosunku do NaOH, a za niskie w stosunku do Na 2 CO 3. Innymi źródłami błędów przy oznaczaniu NaOH obok Na 2 CO 3 mogą być: Pochłanianie CO 2 z powietrza przez roztwór alkaliczny; powoduje to ubytek zawartości NaOH na korzyść zwiększonej zawartości węglanu. W celu uniknięcia tego błędu należy miareczkować roztwór zaraz po jego przeniesieniu pipetą do kolby stożkowej. Miejscowy (w mikroobjętości) nadmiar kwasu solnego podczas miareczkowania wobec fenoloftaleiny, spowodowany zbyt powolnym mieszaniem roztwory miareczkowanego oraz zbyt szybkim wkraplaniem kwasu solnego. Powoduje to zobojętnienie Na 2 CO 3 bezpośrednio do H 2 CO 3 z pominięciem NaHCO 3. Powstały kwas węglowy częściowo ulatnia się w postaci CO 2 i dlatego w tych warunkach zużycie kwasu wobec fenoloftaleiny jest za wysokie. 12

13 Zamiast fenoloftaleiny, której barwa zmienia się powoli, można użyć wskaźnika mieszanego - błękitu tymolowego z czerwienią krezolową; zmiana barwy tego wskaźnika zachodzi w przedziale ph od 8,0 do 8,4, a więc bardzo blisko punktu równoważnikowego reakcji (1) i (2). Wykonanie analizy Otrzymany w kolbie stożkowej roztwór do anaiizy przenieść do kolby miarowej (100 cm 3 ) i uzupełnić wodą destylowaną do kreski, po czym dokładnie wymieszać (czy można w tym celu. użyć kolby miarowej, w której jest resztka wody?). Następnie pobrać pipetą jednomiarową 25mL roztworu do kolbki stożkowej z szeroka, szyjką o pojemności 250mL. Roztwór rozcieńczyć wodą świeżo przedestylowaną do 50 ml, dodać 3-4 krople 0,5%-owego alkoholowego roztworu fenoloftaleiny i natychmiast miareczkować mianowanym roztworem kwasu solnego łagodnie mieszając do momentu gdy miareczkowany roztwór osiągnie barwę blado-różową. W tym punkcie odczytuje się objętość zużytego kwasu (a ml). Następnie należy dodać 1-2 krople 0,1%-owego roztworu oranżu metylowego i miareczkować dalej 0,1 M kwasem solnym do pierwszej zmiany zabarwienia wskaźnika z żółtego na cebulkową i wtedy ponownie odczytać objętość zużytego kwasu (b ml). Oznaczenie należy powtórzyć przynajmniej 2-krotnie i obliczyć średnią zawartość NaOH i Na 2 CO 3 (w gramach) w próbce otrzymanej do analizy. Obliczenia Oznaczoną zawartość NaOH (w gramach) obliczyć z wzoru: X = (a - b)c HCl *0,040 Oznaczoną zawartość Na 2 CO 3 (w gramach) obliczyć z wzoru: X1 = 2bc HCl *0,053 a - objętość (ml) kwasu solnego zużytego na zmiareczkowanie wobec fenoloftaleiny, b - objętość (ml) kwasu solnego zużytego na zmiareczkowanie wobec oranżu metylowego, C HCl - stężenie kwasu solnego(mol/l), 0, milirównoważnik NaOH (g/mmol) 0, milirównoważnik Na 2 CO 3 (g/mmol) Wyjaśnij, skąd wynikają wartości współczynników 0,040 oraz 0,053 we wzorach na obliczenie zawartości NaOH oraz Na 2 CO 3? 13

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE

MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE WPROWADZENIE MIARECZKOWANIE ALKACYMETRYCZNE Miareczkowanie jest to kontrolowana reakcja nieznanej ilości (o nieznanym stężeniu) danej substancji w postaci stałej lub zawartej w roztworze o określonej objętości

Bardziej szczegółowo

http://www.dami.pl/~chemia/wyzsza/rozdzial_viii/elektrolity5.htm Miareczkowanie Tutaj kliknij Alkacymetria - pojęcia ogólne Zobojętnianie mocny kwas - mocna zasada słaby kwas - mocna zasada mocny kwas

Bardziej szczegółowo

ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA

ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA Grażyna Gryglewicz ANALIZA MIARECZKOWA. ALKACYMERIA l. Wiadomości ogólne Analiza miareczkowa jest jedną z ważniejszych metod analizy ilościowej. Metody analizy miareczkowej polegają na oznaczeniu ilości

Bardziej szczegółowo

MIANOWANE ROZTWORY KWASÓW I ZASAD, MIARECZKOWANIE JEDNA Z PODSTAWOWYCH TECHNIK W CHEMII ANALITYCZNEJ

MIANOWANE ROZTWORY KWASÓW I ZASAD, MIARECZKOWANIE JEDNA Z PODSTAWOWYCH TECHNIK W CHEMII ANALITYCZNEJ 4 MIANOWANE ROZTWORY KWASÓW I ZASAD, MIARECZKOWANIE JEDNA Z PODSTAWOWYCH TECHNIK W CHEMII ANALITYCZNEJ CEL ĆWICZENIA Poznanie podstawowego sprzętu stosowanego w miareczkowaniu, sposoby przygotowywania

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie 5 Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego.

Ćwiczenie 5 Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego. Ćwiczenie 5 Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego. Zasada doboru wskaźnika w alkacymetrii na przykładzie alkalimetrycznego oznaczania kwasu octowego zawartego w środku konserwującym E60. Alkalimetryczne

Bardziej szczegółowo

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów

Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów ANALIZA ILOŚCIOWA ALKACYMETRIA Materiały dodatkowe do zajęć z chemii dla studentów Opracowała dr Anna Wisła-Świder ANALIZA MIARECZKOWA Analiza miareczkowa - metodą ilościowego oznaczania substancji. Polega

Bardziej szczegółowo

Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH

Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH ĆWICZENIE 8 Analiza miareczkowa. Alkalimetryczne oznaczenie kwasu siarkowego (VI) H 2 SO 4 mianowanym roztworem wodorotlenku sodu NaOH 1. Zakres materiału Pojęcia: miareczkowanie alkacymetryczne, krzywa

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA. DZIAŁ: Alkacymetria

ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA. DZIAŁ: Alkacymetria ĆWICZENIE 2 WSPÓŁOZNACZANIE WODOROTLENKU I WĘGLANÓW METODĄ WARDERA DZIAŁ: Alkacymetria ZAGADNIENIA Prawo zachowania masy i prawo działania mas. Stała równowagi reakcji. Stała dysocjacji, stopień dysocjacji

Bardziej szczegółowo

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity

6. ph i ELEKTROLITY. 6. ph i elektrolity 6. ph i ELEKTROLITY 31 6. ph i elektrolity 6.1. Oblicz ph roztworu zawierającego 0,365 g HCl w 1,0 dm 3 roztworu. Odp 2,00 6.2. Oblicz ph 0,0050 molowego roztworu wodorotlenku baru (α = 1,00). Odp. 12,00

Bardziej szczegółowo

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 2 PODSTAWY CHEMICZNEJ ANALIZY ILOŚCIOWEJ OZNACZANIE STĘŻENIA WODOROTLENKU SODU METODĄ MIARECZKOWANIA ALKACYMETRYCZNEGO WSTĘP TEORETYCZNY Analiza ilościowa Analiza ilościowa

Bardziej szczegółowo

SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA

SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA Zagadnienia, których znajomość umożliwi rozwiązanie zadań: Znajomość pisania reakcji w oznaczeniach alkacymetrycznych, stopień i stała dysocjacji, wzory na obliczanie ph buforów SEMINARIUM Z ZADAŃ ALKACYMETRIA

Bardziej szczegółowo

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE

HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE Ćwiczenie 9 semestr 2 HYDROLIZA SOLI. ROZTWORY BUFOROWE Obowiązujące zagadnienia: Hydroliza soli-anionowa, kationowa, teoria jonowa Arrheniusa, moc kwasów i zasad, równania hydrolizy soli, hydroliza wieloetapowa,

Bardziej szczegółowo

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

HYDROLIZA SOLI. 1. Hydroliza soli mocnej zasady i słabego kwasu. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco: HYDROLIZA SOLI Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo zdysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady. Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące

Bardziej szczegółowo

W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia. Do reakcji tego typu należą:

W rozdziale tym omówione będą reakcje związków nieorganicznych w których pierwiastki nie zmieniają stopni utlenienia. Do reakcji tego typu należą: 221 Reakcje w roztworach Wiele reakcji chemicznych przebiega w roztworach. Jeżeli są to wodne roztwory elektrolitów wtedy faktycznie reagują między sobą jony. Wśród wielu reakcji chemicznych zachodzących

Bardziej szczegółowo

Inżynieria Środowiska

Inżynieria Środowiska ROZTWORY BUFOROWE Roztworami buforowymi nazywamy takie roztwory, w których stężenie jonów wodorowych nie ulega większym zmianom ani pod wpływem rozcieńczania wodą, ani pod wpływem dodatku nieznacznych

Bardziej szczegółowo

Równowagi w roztworach elektrolitów

Równowagi w roztworach elektrolitów Do doświadczeń stosować suche szkło i sprzęt laboratoryjny. Po użyciu szkło i sprzęt laboratoryjny należy wstępnie opłukać, a po zakończonych eksperymentach dokładnie umyć (przy użyciu detergentów) i pozostawić

Bardziej szczegółowo

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI

STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI Ćwiczenie 8 Semestr 2 STĘŻENIE JONÓW WODOROWYCH. DYSOCJACJA JONOWA. REAKTYWNOŚĆ METALI Obowiązujące zagadnienia: Stężenie jonów wodorowych: ph, poh, iloczyn jonowy wody, obliczenia rachunkowe, wskaźniki

Bardziej szczegółowo

Obliczanie stężeń roztworów

Obliczanie stężeń roztworów Obliczanie stężeń roztworów 1. Ile mililitrów stężonego, ok. 2,2mol/l (M) roztworu NaOH należy pobrać, aby przygotować 800ml roztworu o stężeniu ok. 0,2 mol/l [ M ]? {ok. 72,7ml 73ml } 2. Oblicz, jaką

Bardziej szczegółowo

HYDROLIZA SOLI. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco:

HYDROLIZA SOLI. Przykładem jest octan sodu, dla którego reakcja hydrolizy przebiega następująco: HYDROLIZA SOLI Hydroliza to reakcja chemiczna zachodząca między jonami słabo zdysocjowanej wody i jonami dobrze zdysocjowanej soli słabego kwasu lub słabej zasady. Reakcji hydrolizy mogą ulegać następujące

Bardziej szczegółowo

KONDUKTOMETRIA. Konduktometria. Przewodnictwo elektrolityczne. Przewodnictwo elektrolityczne zaleŝy od:

KONDUKTOMETRIA. Konduktometria. Przewodnictwo elektrolityczne. Przewodnictwo elektrolityczne zaleŝy od: KONDUKTOMETRIA Konduktometria Metoda elektroanalityczna oparta na pomiarze przewodnictwa elektrolitycznego, którego wartość ulega zmianie wraz ze zmianą stęŝenia jonów zawartych w roztworze. Przewodnictwo

Bardziej szczegółowo

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

Ważniejsze wskaźniki ph. 1,2 2,8 1,7 czerwone pomarańczowe żółte. 8,0 9,6 8,9 żółte zielone niebieskie Ćwiczenie 3 Zasada doboru wskaźnika w alkacymetrii na przykładzie oznaczania zawartości środka konserwującego E260 (kwasu octowego). Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego w soku żołądkowym. Oznaczanie

Bardziej szczegółowo

10. ALKACYMETRIA. 10. Alkacymetria

10. ALKACYMETRIA. 10. Alkacymetria 10. ALKACYMETRIA 53 10. Alkacymetria 10.1. Ile cm 3 40 % roztworu NaOH o gęstości 1,44 g cm 3 należy zużyć w celu przygotowania 1,50 dm 3 roztworu o stężeniu 0,20 mol dm 3? Odp. 20,8 cm 3 10.2. 20,0 cm

Bardziej szczegółowo

Roztwory buforowe (bufory) (opracowanie: dr Katarzyna Makyła-Juzak)

Roztwory buforowe (bufory) (opracowanie: dr Katarzyna Makyła-Juzak) Roztwory buforowe (bufory) (opracowanie: dr Katarzyna Makyła-Juzak) 1. Właściwości roztworów buforowych Dodatek nieznacznej ilości mocnego kwasu lub mocnej zasady do czystej wody powoduje stosunkowo dużą

Bardziej szczegółowo

PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ

PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ PRZYKŁADOWE ROZWIĄZANIA ZADAŃ 1. Odważono 1.0 g mieszaniny zawierającej NaOH, Na 2 CO 3 oraz substancje obojętną i rozpuszczono w kolbie miarowej o pojemności 250 ml. Na zmiareczkowanie próbki o objętości

Bardziej szczegółowo

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ

POLITECHNIKA POZNAŃSKA ZAKŁAD CHEMII FIZYCZNEJ ĆWICZENIA PRACOWNI CHEMII FIZYCZNEJ WARTOŚĆ ph ROZTWORÓW WODNYCH WSTĘP 1. Wartość ph wody i roztworów Woda dysocjuje na jon wodorowy i wodorotlenowy: H 2 O H + + OH (1) Stała równowagi tej reakcji, K D : wyraża się wzorem: K D = + [ Η ][

Bardziej szczegółowo

roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY

roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY roztwory elektrolitów KWASY i ZASADY nieelektrolit słaby elektrolit mocny elektrolit Przewodnictwo właściwe elektrolitów < 10-2 Ω -1 m -1 dla metali 10 6-10 8 Ω -1 m -1 Pomiar przewodnictwa elektrycznego

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAŻNIKI W REAKCJACH UTLENIAJĄCO- REDUKCYJNYCH

RÓWNOWAŻNIKI W REAKCJACH UTLENIAJĄCO- REDUKCYJNYCH 8 RÓWNOWAŻNIKI W REAKCJACH UTLENIAJĄCO- REDUKCYJNYCH CEL ĆWICZENIA Wyznaczenie gramorównoważników chemicznych w procesach redoks na przykładzie KMnO 4 w środowisku kwaśnym, obojętnym i zasadowym z zastosowaniem

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW.

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW. RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW. Zagadnienia: Zjawisko dysocjacji: stała i stopień dysocjacji Elektrolity słabe i mocne Efekt wspólnego jonu Reakcje strącania osadów Iloczyn rozpuszczalności Odczynnik

Bardziej szczegółowo

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy...

SPRAWOZDANIE 2. Data:... Kierunek studiów i nr grupy... SPRAWOZDANIE 2 Imię i nazwisko:... Data:.... Kierunek studiów i nr grupy..... Doświadczenie 1.1. Wskaźniki ph stosowane w laboratorium chemicznym. Zanotować obserwowane barwy roztworów w obecności badanych

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 3. I. Analiza miareczkowa mocnych i słabych elektrolitów

ĆWICZENIE 3. I. Analiza miareczkowa mocnych i słabych elektrolitów ĆWICZENIE 3 I. Analiza miareczkowa mocnych i słabych elektrolitów Alkacymetria jest metodą opartą na reakcji zobojętniania jonów hydroniowych jonami wodorotlenowymi lub odwrotnie. H 3 O+ _ + OH 2 O Metody

Bardziej szczegółowo

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 7

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 7 CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ Ćwiczenie 7 Wykorzystanie metod jodometrycznych do miedzi (II) oraz substancji biologicznie aktywnych kwas askorbinowy, woda utleniona.

Bardziej szczegółowo

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ):

Kwas HA i odpowiadająca mu zasada A stanowią sprzężoną parę (podobnie zasada B i kwas BH + ): Spis treści 1 Kwasy i zasady 2 Rola rozpuszczalnika 3 Dysocjacja wody 4 Słabe kwasy i zasady 5 Skala ph 6 Oblicznie ph słabego kwasu 7 Obliczanie ph słabej zasady 8 Przykłady obliczeń 81 Zadanie 1 811

Bardziej szczegółowo

OBLICZANIE WYNIKÓW ANALIZ I

OBLICZANIE WYNIKÓW ANALIZ I OBLICZANIE WYNIKÓW ANALIZ I 1. Ile gramów zasady sodowej zawiera próbka roztworu, jeżeli na jej zmiareczkowanie zużywa się średnio 53,24ml roztworu HCl o stężeniu 0,1015mol/l? M (NaOH) - 40,00 2. Ile gramów

Bardziej szczegółowo

TWARDOŚĆ WODY. Ca(HCO 3 ) HCl = CaCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2. Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2

TWARDOŚĆ WODY. Ca(HCO 3 ) HCl = CaCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2. Mg(HCO 3 ) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O + 2CO 2 TWARDOŚĆ WODY Ćwiczenie 1. Oznaczanie twardości przemijającej wody wodociągowej Oznaczenie twardości przemijającej wody polega na miareczkowaniu określonej ilości badanej wody roztworem kwasu solnego o

Bardziej szczegółowo

OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD

OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD OZNACZANIE WŁAŚCIWOŚCI BUFOROWYCH WÓD POWIERZCHNIOWYCH WPROWADZENIE Właściwości chemiczne wód występujących w przyrodzie odznaczają się dużym zróżnicowaniem. Zależą one między innymi od budowy geologicznej

Bardziej szczegółowo

Oznaczanie kwasu fosforowego w Coca-Coli

Oznaczanie kwasu fosforowego w Coca-Coli Oznaczanie kwasu fosforowego w Coca-Coli Instrukcja do ćwiczeń opracowana w Katedrze Chemii Środowiska Uniwersytetu Łódzkiego. Miareczkowanie jest jedną z podstawowych czynności laboratoryjnych. Polega

Bardziej szczegółowo

Mechanizm działania buforów *

Mechanizm działania buforów * Mechanizm działania buforów * UNIWERSYTET PRZYRODNICZY Z doświadczenia nabytego w laboratorium wiemy, że dodanie kropli stężonego kwasu do 10 ml wody powoduje gwałtowny spadek ph o kilka jednostek. Tymczasem

Bardziej szczegółowo

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe.

- w nawiasach kwadratowych stężenia molowe. Cz. VII Dysocjacja jonowa, moc elektrolitów, prawo rozcieńczeń Ostwalda i ph roztworów. 1. Pojęcia i definicja. Dysocjacja elektroniczna (jonowa) to samorzutny rozpad substancji na jony w wodzie lub innych

Bardziej szczegółowo

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3.

Zad: 5 Oblicz stężenie niezdysocjowanego kwasu octowego w wodnym roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm 3, jeśli ph tego roztworu wynosi 3. Zad: 1 Oblicz wartość ph dla 0,001 molowego roztworu HCl Zad: 2 Oblicz stężenie jonów wodorowych jeżeli wartość ph wynosi 5 Zad: 3 Oblicz stężenie jonów wodorotlenkowych w 0,05 molowym roztworze H 2 SO

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA

ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA ĆWICZENIE 2 KONDUKTOMETRIA 1. Oznaczanie słabych kwasów w sokach i syropach owocowych metodą miareczkowania konduktometrycznego Celem ćwiczenia jest ilościowe oznaczenie zawartości słabych kwasów w sokach

Bardziej szczegółowo

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 6. Manganometryczne oznaczenia Mn 2+ i H 2 O 2

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 6. Manganometryczne oznaczenia Mn 2+ i H 2 O 2 CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ Ćwiczenie 6 Manganometryczne oznaczenia Mn 2+ i H 2 O 2 Ćwiczenie obejmuje: 1. Oznaczenie miana roztworu KMnO 4 2. Manganometryczne

Bardziej szczegółowo

Roztwory elekreolitów

Roztwory elekreolitów Imię i nazwisko:... Roztwory elekreolitów Zadanie 1. (2pkt) W teorii Brönsteda sprzężoną parą kwas-zasada nazywa się układ złożony z kwasu oraz zasady, która powstaje z tego kwasu przez odłączenie protonu.

Bardziej szczegółowo

ARKUSZ EGZAMINACYJNY ETAP PRAKTYCZNY EGZAMINU POTWIERDZAJĄCEGO KWALIFIKACJE ZAWODOWE CZERWIEC 2010

ARKUSZ EGZAMINACYJNY ETAP PRAKTYCZNY EGZAMINU POTWIERDZAJĄCEGO KWALIFIKACJE ZAWODOWE CZERWIEC 2010 Zawód: technik analityk Symbol cyfrowy zawodu: 311[02] Numer zadania: Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu 311[02]-0-102 Czas trwania egzaminu: 240 minut ARKUSZ EGZAMINACYJNY

Bardziej szczegółowo

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 5

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 5 CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ Ćwiczenie 5 Kompleksometryczne oznaczanie twardości wody w próbce rzeczywistej oraz mleczanu wapnia w preparacie farmaceutycznym Ćwiczenie

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli.

ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA. Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli. ĆWICZENIE NR 4 PEHAMETRIA Cel ćwiczenia Poznanie metod pomiaru odczynu roztworów wodnych kwasów, zasad i soli. Zakres wymaganych wiadomości 1. Dysocjacja elektrolityczna.. Iloczyn jonowy wody.. Pojęcie

Bardziej szczegółowo

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW Wstęp W przypadku trudno rozpuszczalnej soli, mimo osiągnięcia stanu nasycenia, jej stężenie w roztworze jest bardzo małe i przyjmuje się, że ta

Bardziej szczegółowo

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph

Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Temat 7. Równowagi jonowe w roztworach słabych elektrolitów, stała dysocjacji, ph Dysocjacja elektrolitów W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie 1. Technika ważenia oraz wyznaczanie błędów pomiarowych. Ćwiczenie 2. Sprawdzanie pojemności pipety

Ćwiczenie 1. Technika ważenia oraz wyznaczanie błędów pomiarowych. Ćwiczenie 2. Sprawdzanie pojemności pipety II. Wagi i ważenie. Roztwory. Emulsje i koloidy Zagadnienia Rodzaje wag laboratoryjnych i technika ważenia Niepewność pomiarowa. Błąd względny i bezwzględny Roztwory właściwe Stężenie procentowe i molowe.

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe Część teoretyczna Analiza chemiczna dzieli się na analizę jakościową i analizę ilościową. Analiza jakościowa ma za zadanie określenie jakościowego składu

Bardziej szczegółowo

Chemiczne metody analizy ilościowej (laboratorium)

Chemiczne metody analizy ilościowej (laboratorium) Chemiczne metody analizy ilościowej (laboratorium) Alkacymetria 1. Przygotowanie i nastawianie miana roztworu o stężeniu 0,1 mol/l Mianowany roztwór w naszym laboratorium otrzymuje się przez rozcieńczenie

Bardziej szczegółowo

Własności kwasów i zasad

Własności kwasów i zasad Własności kwasów i zasad Większośd związków nieorganicznych możemy podzielid na pięd grup: tlenku, wodorotlenku, kwasy, sole i inne (wodorki, węgliki, azotki). Kwasy możemy zdefiniowad jako związki chemiczne

Bardziej szczegółowo

Chemia nieorganiczna Zadanie Poziom: podstawowy

Chemia nieorganiczna Zadanie Poziom: podstawowy Zadanie 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 (Nazwisko i imię) Punkty Razem pkt % Chemia nieorganiczna Zadanie 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 Poziom: podstawowy Punkty Zadanie 1. (1 pkt.) W podanym

Bardziej szczegółowo

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa

Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa Wykład 11 Równowaga kwasowo-zasadowa JS Skala ph Skala ph ilościowa skala kwasowości i zasadowości roztworów wodnych związków chemicznych. Skala ta jest oparta na aktywności jonów hydroniowych [H3O+] w

Bardziej szczegółowo

Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny

Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny Scenariusz lekcji w technikum zakres podstawowy 2 godziny Temat : Hydroliza soli. Cele dydaktyczno wychowawcze: Wyjaśnienie przyczyn różnych odczynów soli Uświadomienie różnej roli wody w procesach dysocjacji

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH

RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH RÓWNOWAGI KWASOWO-ZASADOWE W ROZTWORACH WODNYCH Większość reakcji chemicznych (w tym również procesy zachodzące w środowisku naturalnym) przebiegają w roztworach wodnych. Jednym z ważnych typów reakcji

Bardziej szczegółowo

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2019 ZASADY OCENIANIA

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2019 ZASADY OCENIANIA Układ graficzny CKE 2019 EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2019 ZASADY OCENIANIA Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu Nazwa kwalifikacji: Przygotowywanie

Bardziej szczegółowo

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 9

CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ. Ćwiczenie 9 CHEMIA ŚRODKÓW BIOAKTYWNYCH I KOSMETYKÓW PRACOWNIA CHEMII ANALITYCZNEJ Ćwiczenie 9 Zastosowanie metod miareczkowania strąceniowego do oznaczania chlorków w mydłach metodą Volharda. Ćwiczenie obejmuje:

Bardziej szczegółowo

1. Stechiometria 1.1. Obliczenia składu substancji na podstawie wzoru

1. Stechiometria 1.1. Obliczenia składu substancji na podstawie wzoru 1. Stechiometria 1.1. Obliczenia składu substancji na podstawie wzoru Wzór związku chemicznego podaje jakościowy jego skład z jakich pierwiastków jest zbudowany oraz liczbę atomów poszczególnych pierwiastków

Bardziej szczegółowo

OCHRONA ŚRODOWISKA W ENERGETYCE NEUTRALIZACJA ŚCIEKÓW

OCHRONA ŚRODOWISKA W ENERGETYCE NEUTRALIZACJA ŚCIEKÓW KIiChŚ OCHRONA ŚRODOWISKA W ENERGETYCE NEUTRALIZACJA ŚCIEKÓW Ćwiczenie nr 2 I WPROWADZENIE Reakcja zobojętniania (neutralizacji) - jest to proces chemiczny, mający na celu doprowadzenie odczynu cieczy

Bardziej szczegółowo

WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO

WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO 10 WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI SŁABEGO KWASU ORGANICZNEGO CEL ĆWICZENIA Poznanie podstawowych zagadnień teorii dysocjacji elektrolitycznej i problemów związanych z właściwościami kwasów i zasad oraz

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELETROLITÓW Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. rystyna Moskwa, mgr Magdalena Bisztyga 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych

Bardziej szczegółowo

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii

Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii Repetytorium z wybranych zagadnień z chemii Mol jest to liczebność materii występująca, gdy liczba cząstek (elementów) układu jest równa liczbie atomów zawartych w masie 12 g węgla 12 C (równa liczbie

Bardziej szczegółowo

AKADEMIA GÓRNICZO-HUTNICZA im. Stanisława Staszica w Krakowie OLIMPIADA O DIAMENTOWY INDEKS AGH 2017/18 CHEMIA - ETAP I

AKADEMIA GÓRNICZO-HUTNICZA im. Stanisława Staszica w Krakowie OLIMPIADA O DIAMENTOWY INDEKS AGH 2017/18 CHEMIA - ETAP I Związki manganu i manganometria AKADEMIA GÓRNICZO-HUTNICZA 1. Spośród podanych grup wybierz tą, w której wszystkie związki lub jony można oznaczyć metodą manganometryczną: Odp. C 2 O 4 2-, H 2 O 2, Sn

Bardziej szczegółowo

III A. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych

III A. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych III A. Roztwory i reakcje zachodzące w roztworach wodnych III-A Przygotowywanie roztworów o różnym stężeniu III-A.1. Przygotowanie naważki substancji III-A.2. Przygotowanie 70 g 10% roztworu NaCl III-A.3.

Bardziej szczegółowo

Część laboratoryjna. Sponsorzy

Część laboratoryjna. Sponsorzy XXVII Ogólnopolski Konkurs Chemiczny dla młodzieży szkół średnich Politechnika Śląska Wydział Chemiczny Polskie Towarzystwo Chemiczne Stowarzyszenie Przyjaciół Wydziału Chemicznego Gliwice, 23 marca 2019

Bardziej szczegółowo

Wodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M)

Wodorotlenki. n to liczba grup wodorotlenowych w cząsteczce wodorotlenku (równa wartościowości M) Wodorotlenki Definicja - Wodorotlenkami nazywamy związki chemiczne, zbudowane z kationu metalu (zazwyczaj) (M) i anionu wodorotlenowego (OH - ) Ogólny wzór wodorotlenków: M(OH) n M oznacza symbol metalu.

Bardziej szczegółowo

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 3 HYDROLIZA SOLI I WYZNACZANIE ph ROZTWORÓW WSTĘP TEORETYCZNY Kwasy są to substancje zdolne do oddawania protonów. Zasady są zdolne do wiązania protonów. Definicję kwasów

Bardziej szczegółowo

g % ,3%

g % ,3% PODSTAWOWE PRAWA I POJĘCIA CHEMICZNE. STECHIOMETRIA 1. Obliczyć ile moli stanowi: a) 2,5 g Na; b) 54 g Cl 2 ; c) 16,5 g N 2 O 5 ; d) 160 g CuSO 4 5H 2 O? 2. Jaka jest masa: a) 2,4 mola Na; b) 0,25 mola

Bardziej szczegółowo

1 Hydroliza soli. Hydroliza soli 1

1 Hydroliza soli. Hydroliza soli 1 Hydroliza soli 1 1 Hydroliza soli Niektóre sole, rozpuszczone w wodzie, reagują z cząsteczkami rozpuszczalnika. Reakcja ta nosi miano hydrolizy. Reakcję hydrolizy soli o wzorze BA, można schematycznie

Bardziej szczegółowo

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2019 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2019 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu Układ graficzny CKE 2018 Nazwa kwalifikacji: Przygotowywanie sprzętu, odczynników chemicznych i próbek do badań analitycznych

Bardziej szczegółowo

Miareczkowanie alkacymetryczne Coca-Coli i soków owocowych

Miareczkowanie alkacymetryczne Coca-Coli i soków owocowych Mariusz Pietrzak - UW, Piotr Bernatowicz - UW - (KCh 3/92) Miareczkowanie alkacymetryczne Coca-Coli i soków owocowych Miareczkowanie jest jedną z podstawowych czynności laboratoryjnych. Polega ono na dodawaniu

Bardziej szczegółowo

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW

WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW WPŁYW SUBSTANCJI TOWARZYSZĄCYCH NA ROZPUSZCZALNOŚĆ OSADÓW Wstęp Mianem rozpuszczalności określamy maksymalną ilość danej substancji (w gramach lub molach), jaką w danej temperaturze można rozpuścić w określonej

Bardziej szczegółowo

Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić dane osoby piszącej sprawozdanie):

Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić dane osoby piszącej sprawozdanie): Wydział Chemii Katedra Chemii Ogólnej i Nieorganicznej pracownia studencka prowadzący: ĆWICZENIE 3 RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW Data wykonania ćwiczenia: Skład zespołu (imię i nazwisko): (podkreślić

Bardziej szczegółowo

Sporządzanie roztworów buforowych i badanie ich właściwości

Sporządzanie roztworów buforowych i badanie ich właściwości Sporządzanie roztworów buforowych i badanie ich właściwości (opracowanie: Barbara Krajewska) Celem ćwiczenia jest zbadanie właściwości roztworów buforowych. Przygotujemy dwa roztwory buforowe: octanowy

Bardziej szczegółowo

STAłA I STOPIEŃ DYSOCJACJI; ph MIX ZADAŃ Czytaj uważnie polecenia. Powodzenia!

STAłA I STOPIEŃ DYSOCJACJI; ph MIX ZADAŃ Czytaj uważnie polecenia. Powodzenia! STAłA I STOPIEŃ DYSOCJACJI; ph MIX ZADAŃ Czytaj uważnie polecenia. Powodzenia! 001 Obliczyć stężenie molowe jonów Ca 2+ w roztworze zawierającym 2,22g CaCl2 w 100 ml roztworu, przyjmując a = 100%. 002

Bardziej szczegółowo

Równowagi jonowe - ph roztworu

Równowagi jonowe - ph roztworu Równowagi jonowe - ph roztworu Kwasy, zasady i sole nazywa się elektrolitami, ponieważ przewodzą prąd elektryczny, zarówno w wodnych roztworach, jak i w stanie stopionym (sole). Nie wszystkie wodne roztwory

Bardziej szczegółowo

Zakres wymagań z przedmiotu CHEMIA ANALITYCZNA dla II roku OML

Zakres wymagań z przedmiotu CHEMIA ANALITYCZNA dla II roku OML Zakres wymagań z przedmiotu CHEMIA ANALITYCZNA dla II roku OML Znajomości klasycznych metod analizy ilościowej: wagowej i objętościowej (redoksymetrii, alkacymetrii, argentometrii i kompleksometrii) Zagadnienia

Bardziej szczegółowo

XXIII KONKURS CHEMICZNY DLA GIMNAZJALISTÓW ROK SZKOLNY 2015/2016

XXIII KONKURS CHEMICZNY DLA GIMNAZJALISTÓW ROK SZKOLNY 2015/2016 IMIĘ I NAZWISKO PUNKTACJA SZKOŁA KLASA NAZWISKO NAUCZYCIELA CHEMII I LICEUM OGÓLNOKSZTAŁCĄCE Inowrocław 21 maja 2016 Im. Jana Kasprowicza INOWROCŁAW XXIII KONKURS CHEMICZNY DLA GIMNAZJALISTÓW ROK SZKOLNY

Bardziej szczegółowo

ARKUSZ EGZAMINACYJNY ETAP PRAKTYCZNY EGZAMINU POTWIERDZAJĄCEGO KWALIFIKACJE ZAWODOWE CZERWIEC 2010

ARKUSZ EGZAMINACYJNY ETAP PRAKTYCZNY EGZAMINU POTWIERDZAJĄCEGO KWALIFIKACJE ZAWODOWE CZERWIEC 2010 Zawód: technik analityk Symbol cyfrowy zawodu: 311[02] Numer zadania: Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu 311[02]-0-102 Czas trwania egzaminu: 240 minut ARKUSZ EGZAMINACYJNY

Bardziej szczegółowo

ALKACYMETRIA. Ilościowe oznaczanie HCl metodą miareczkowania alkalimetrycznego

ALKACYMETRIA. Ilościowe oznaczanie HCl metodą miareczkowania alkalimetrycznego Dwa pierwsze ćwiczenia, a mianowicie: Rozdział i identyfikacja mieszaniny wybranych kationów występujących w płynach ustrojowych oraz Rozdział i identyfikacja mieszaniny wybranych anionów ważnych w diagnostyce

Bardziej szczegółowo

Kinetyka chemiczna jest działem fizykochemii zajmującym się szybkością i mechanizmem reakcji chemicznych w różnych warunkach. a RT.

Kinetyka chemiczna jest działem fizykochemii zajmującym się szybkością i mechanizmem reakcji chemicznych w różnych warunkach. a RT. Ćwiczenie 12, 13. Kinetyka chemiczna. Kinetyka chemiczna jest działem fizykochemii zajmującym się szybkością i mechanizmem reakcji chemicznych w różnych warunkach. Szybkość reakcji chemicznej jest związana

Bardziej szczegółowo

Miareczkowanie potencjometryczne

Miareczkowanie potencjometryczne Miareczkowanie potencjometryczne Miareczkowanie potencjometryczne polega na mierzeniu za pomocą pehametru zmian ph zachodzących w badanym roztworze pod wpływem dodawania do niego mol ściśle odmierzonych

Bardziej szczegółowo

Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych.

Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych. Zmiana barwy wskaźników w roztworach kwaśnych, obojętnych i zasadowych. Doświadczenie1: Poznanie barwy wskaźników w roztworach kwasów, zasad i wody. Wykonanie doświadczenia: Do pięciu probówek wlewamy

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie nr 4 PRZYKŁADY OZNACZEŃ ANALITYCZNYCH

Ćwiczenie nr 4 PRZYKŁADY OZNACZEŃ ANALITYCZNYCH Ćwiczenie nr 4 PRZYKŁADY OZNACZEŃ ANALITYCZNYCH Analiza chemiczna dzieli się na analizę jakościową i analizę ilościową. Analiza jakościowa ma za zadanie określenie jakościowego składu badanej substancji,

Bardziej szczegółowo

ROZPORZĄDZENIE MINISTRA ŚRODOWISKA 1)

ROZPORZĄDZENIE MINISTRA ŚRODOWISKA 1) ROZPORZĄDZENIE MINISTRA ŚRODOWISKA 1) z dnia 6 listopada 2002 r. w sprawie metodyk referencyjnych badania stopnia biodegradacji substancji powierzchniowoczynnych zawartych w produktach, których stosowanie

Bardziej szczegółowo

Odpowiedź:. Oblicz stężenie procentowe tlenu w wodzie deszczowej, wiedząc, że 1 dm 3 tej wody zawiera 0,055g tlenu. (d wody = 1 g/cm 3 )

Odpowiedź:. Oblicz stężenie procentowe tlenu w wodzie deszczowej, wiedząc, że 1 dm 3 tej wody zawiera 0,055g tlenu. (d wody = 1 g/cm 3 ) PRZYKŁADOWE ZADANIA Z DZIAŁÓW 9 14 (stężenia molowe, procentowe, przeliczanie stężeń, rozcieńczanie i zatężanie roztworów, zastosowanie stężeń do obliczeń w oparciu o reakcje chemiczne, rozpuszczalność)

Bardziej szczegółowo

INŻYNIERIA PROCESÓW CHEMICZNYCH

INŻYNIERIA PROCESÓW CHEMICZNYCH INŻYNIERIA PROCESÓW CHEMICZNYCH PLAN ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH z CHEMII ANALITYCZNEJ 1. Alkacymetria Oznaczanie kwasowości ogólnej wody 2. Redoksymetria Redoksymetryczne oznaczania miedzi. 3. Kompleksometria

Bardziej szczegółowo

XLVII Olimpiada Chemiczna

XLVII Olimpiada Chemiczna M P IA O L I D A 47 1954 2000 CH N A E M Z I C XLVII Olimpiada Chemiczna Etap III KOMITET GŁÓWNY OLIMPIADY CHEMICZNEJ Zadania laboratoryjne Zadanie 1 Analiza miareczkowa jest użyteczną metodą ilościową,

Bardziej szczegółowo

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU

DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU DYSOCJACJA ELEKTROLITYCZNA, ph ROZTWORU WSTĘP TEORETYCZNY Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innym rozpuszczalniku polarnym rozpadają się na jony dodatnie i ujemne,

Bardziej szczegółowo

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2018 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2018 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu Układ graficzny CKE 2017 Nazwa kwalifikacji: Wykonywanie badań analitycznych Oznaczenie kwalifikacji: A.60 Numer zadania: 02

Bardziej szczegółowo

Chemia - B udownictwo WS TiP

Chemia - B udownictwo WS TiP Chemia - B udownictwo WS TiP dysocjacja elektrolityczna, reakcje w roztworach wodnych, ph wykład nr 2b Teoria dys ocjacji jonowej Elektrolity i nieelektrolity Wpływ polarnej budowy cząsteczki wody na proces

Bardziej szczegółowo

LICEALIŚCI LICZĄ PRZYKŁADOWE ZADANIA Z ROZWIĄZANIAMI

LICEALIŚCI LICZĄ PRZYKŁADOWE ZADANIA Z ROZWIĄZANIAMI Zadanie 1: Słaby kwas HA o stężeniu 0,1 mol/litr jest zdysocjowany w 1,3 %. Oblicz stałą dysocjacji tego kwasu. Jeżeli jest to słaby kwas, można użyć wzoru uproszczonego: K = α C = (0,013) 0,1 = 1,74 10-5

Bardziej szczegółowo

Wyznaczanie stałej dysocjacji pk a słabego kwasu metodą konduktometryczną CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA. Tabela wyników pomiaru

Wyznaczanie stałej dysocjacji pk a słabego kwasu metodą konduktometryczną CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA. Tabela wyników pomiaru Wyznaczanie stałej dysocjacji pk a słabego kwasu metodą konduktometryczną Cel ćwiczenia Celem ćwiczenia jest wyznaczenie stałej dysocjacji pk a słabego kwasu metodą konduktometryczną. Zakres wymaganych

Bardziej szczegółowo

Spis treści. Wstęp... 9

Spis treści. Wstęp... 9 Spis treści Wstęp... 9 1. Szkło i sprzęt laboratoryjny 1.1. Szkła laboratoryjne własności, skład chemiczny, podział, zastosowanie.. 11 1.2. Wybrane szkło laboratoryjne... 13 1.3. Szkło miarowe... 14 1.4.

Bardziej szczegółowo

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2017 ZASADY OCENIANIA

EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2017 ZASADY OCENIANIA Układ graficzny CKE 2016 EGZAMIN POTWIERDZAJĄCY KWALIFIKACJE W ZAWODZIE Rok 2017 ZASADY OCENIANIA Arkusz zawiera informacje prawnie chronione do momentu rozpoczęcia egzaminu Nazwa kwalifikacji: Przygotowywanie

Bardziej szczegółowo

Laboratorium 3 Toksykologia żywności

Laboratorium 3 Toksykologia żywności Laboratorium 3 Toksykologia żywności Literatura zalecana: Orzeł D., Biernat J. (red.) 2012. Wybrane zagadnienia z toksykologii żywności. Wydawnictwo Uniwersytetu Przyrodniczego we Wrocławiu. Wrocław. Str.:

Bardziej szczegółowo

ĆWICZENIE 1: BUFORY 1. Zapoznanie z Regulaminem BHP 2. Oznaczanie ph 2.1. metoda z zastosowaniem papierków wskaźnikowych

ĆWICZENIE 1: BUFORY 1. Zapoznanie z Regulaminem BHP 2. Oznaczanie ph 2.1. metoda z zastosowaniem papierków wskaźnikowych ĆWICZENIE 1: BUFORY 1. Zapoznanie z Regulaminem BHP 2. Oznaczanie ph 2.1. metoda z zastosowaniem papierków wskaźnikowych Zasada metody Wykrywanie stęŝenia jonów wodorowych przy zastosowaniu papierków wskaźnikowych

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenia nr 2: Stężenia

Ćwiczenia nr 2: Stężenia Ćwiczenia nr 2: Stężenia wersja z 5 listopada 2007 1. Ile gramów fosforanu(v) sodu należy zużyć w celu otrzymania 2,6kg 6,5% roztworu tego związku? 2. Ile należy odważyć KOH i ile zużyć wody do sporządzenia

Bardziej szczegółowo

Katedra Chemii Fizycznej Uniwersytetu Łódzkiego. Wpływ stężenia kwasu na szybkość hydrolizy estru

Katedra Chemii Fizycznej Uniwersytetu Łódzkiego. Wpływ stężenia kwasu na szybkość hydrolizy estru Katedra Chemii Fizycznej Uniwersytetu Łódzkiego Wpływ stężenia kwasu na szybkość hydrolizy estru ćwiczenie nr 25 opracowała dr B. Nowicka, aktualizacja D. Waliszewski Zakres zagadnień obowiązujących do

Bardziej szczegółowo