ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych

Wielkość: px
Rozpocząć pokaz od strony:

Download "ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych"

Transkrypt

1 ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych LITERATURA: 1. Bielański A. Podstawy chemii nieorganicznej, T.1,2,3; Wyd. 6, PWN Warszawa Mastalerz P. Elementarna chemia nieorganiczna, Wyd. 3.Wydawnictwo chemiczne, Wrocław Cotton F.A., Wilkinson G., Gaus P.L. Chemia nieorganiczna PWN, Warszawa 2002, 4. Cox P.A. Chemia nieorganiczna. Wyd. I PWN, Warszawa Kocjan R.: Chemia analityczna. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna; tom 1, Wyd.1 PZWL, Warszawa, Celem ćwiczenia jest zapoznanie z właściwościami wodnych roztworów elektrolitów i związków kompleksowych oraz badanie równowag jonowych w roztworach wodnych w oparciu o w/w właściwości. ZAKRES MATERIAŁU OBOWIĄZUJĄCEGO NA ĆWICZENIE: 1. Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna, stała i stopień dysocjacji, prawo rozcieńczeń Ostwalda, teorie kwasów i zasad, iloczyn jonowy wody, stała dysocjacji, ph. 2. Hydroliza soli, stała i stopień hydrolizy, ph roztworu po hydrolizie, czynniki wpływające na stopień hydrolizy. 3. Równowagi jonowe w roztworach kompleksów, związki kompleksowe, pojęcie ligandu, atomu centralnego, liczby koordynacyjnej, woda jako ligand, kompleksy jedno- i wielordzeniowe, nomenklatura związków kompleksowych, równowagi jonowe w roztworach kompleksów, stała trwałości kompleksów. Znajomość podstawowych obliczeń chemicznych (przeliczanie jednostek, umiejętność obliczania/przeliczania stężeń procentowych i molowych w oparciu o wzory). 4. Zagadnienia z wykładu poprzedzającego ćwiczenie. I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA 1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad Elektrolitami są substancje o budowie jonowej oraz cząsteczki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych. Mechanizm dysocjacji cząsteczek o budowie jonowej (większość soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci krystalicznej pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o budowie jonowej są całkowicie zdysocjowane na jony. W związkach o wiązaniach kowalencyjnych pod wpływem polarnego rozpuszczalnika następuje wzrost polaryzacji wiązania, a następnie rozrywanie cząsteczki i tworzenie się oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy związków ustala się określona równowaga pomiędzy jonami a cząsteczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje mające silnie spolaryzowane wiązania ulegają dysocjacji prawie całkowicie (np. HCl, HNO 3 ), natomiast te, które mają wiązania słabo spolaryzowane (np. H 2 S, HCN) ulegają rozpadowi na jony tylko częściowo. Powstałe jony są zawsze otoczone dookoła cząsteczkami rozpuszczalnika, czyli ulegają solwatacji. Jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda proces ten nazywany jest hydratacją. W roztworach wodnych jony metali występują w postaci akwakompleksów [M(H 2 O) n ] q+ (jon wodorowy z cząsteczkami wody tworzy jon oksoniowy H 3 O + ). W równaniach chemicznych najczęściej zapisywane są jednak uproszczone formy jonów M q+ / M q+ (aq) oraz H +. 1

2 Obecność jonów, cząsteczek naładowanych elektrycznie, powoduje, że roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny. Roztwory wodne elektrolitów to głownie roztwory kwasów, zasad i soli. Elektrolity dzielimy na: mocne prawie wszystkie sole (oprócz soli rtęci, kadmu i cynku ) część kwasów nieorganicznych (solny, azotowy (V), nadchlorowy, siarkowy (VI), bromowodorowy jodowodorowy i inne ) wodorotlenki potasowców, wapniowców oraz srebra średniej mocy część kwasów i zasad organicznych i nieorganicznych (kwas ortofosforowy, arsenowy, wodorotlenek magnezu) słabe część kwasów nieorganicznych (siarkowy (IV), węglowy (IV), borowy, cyjanowy) część zasad nieorganicznych (roztwór amoniaku, większość wodorotlenków metali II i III wartościowych) kwasy i zasady organiczne (z wyjątkiem kwasów sulfonowych i szczawiowego). Im większy stopień dysocjacji tym elektrolit jest mocniejszy, np. woda jest bardzo słabo zdysocjowana na jony ( - bardzo małe): [H + ][OH - ] = 1, ,56mol/l = [mol 2 /l 2 ] [H + ][OH - ] = iloczyn jonowy wody Ponieważ w czystej wodzie [H + ] = [OH - ]=10-7 mol/l Iloczyn jonowy wody - stały we wszystkich wodnych roztworach soli, kwasów i zasad. Wykładnik stężenia jonów wodorowych: ph = - log[h + ] ph jest to tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych, wyraża się jako ujemny logarytm dziesiętny wartości stężenia jonów wodorowych (H + ). ph + poh = 14 [H + ] = [OH ] = 10 7 ph = poh = 7 - roztwór obojętny [H + ] > 10 7 ph < 7 - roztwór kwaśny [H + ] < 10 7 ph > 7 - roztwór zasadowy ph roztworu określa się przy użyciu wskaźników ph (indykatorów). Wskaźnikami ph (indykatorami) są słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają inne zabarwienie niż 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 + odpowiednie jony, anion lub kation wskaźnika 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 2

3 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 przykładowych wskaźników. Wybrane wskaźniki ph Wskaźnik Błękit tymolowy Zakres zmiany ph Zabarwienie w roztworze [H + ] barwa pośrednia [OH ] 1,2 2,8 czerwone pomarańczowe żółte 8,0 9,6 żółte zielone niebieskie Oranż metylowy 3,1 4,4 czerwone pomarańczowe żółte Czerwień metylowa 4,2 6,3 czerwone pomarańczowe żółte Lakmus 5,0 8,0 czerwone fioletowe niebieskie Czerwień fenolowa 6,8 8,4 żółte pomarańczowe czerwone Fenoloftaleina 8,1 10,0 bezbarwna jasnoróżowa malinowa 2. Hydroliza Jony powstające w wyniku dysocjacji soli pochodzących od słabych zasad, słabych kwasów reagują z wodą tworząc cząsteczki słabych zasad i słabych kwasów czyli ulegają hydrolizie. Proces ten powoduje, że roztwory w których zachodzi proces hydrolizy mają odczyn kwaśny (hydroliza jonów słabych zasad) lub zasadowy (hydroliza jonów słabych kwasów). Hydrolizie nie ulegają aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad. 3. Związki kompleksowe Związki złożone z atomu centralnego, zazwyczaj jonu metalu, i połączonych z nim innych atomów lub grup atomów (ligandów) nazywamy związkami koordynacyjnymi, związkami kompleksowymi lub kompleksami. Związki koordynacyjne mogą występować jako jony kompleksowe ujemne, jak [Fe(NCS) 6 ] 3 [CoCl 6 ] 3, jony dodatnie jak [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ [Ag(NH 3 ) 2 ] +, a także jako obojętne kompleksy, np. [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ]. Bez względu na to czy kompleks jest jonem czy cząsteczką obojętną, jednostkę koordynacyjną składającą się z atomu centralnego i ligandów przy zapisie należy wyodrębnić przez umieszczenie jej w nawiasie kwadratowym. Sumaryczny ładunek jednostki koordynacyjnej (kompleksu) jest równy sumie ładunków atomu centralnego i ligandów tworzących kompleks. Atom centralny jest tym atomem w kompleksie, który zajmując pozycję centralną wiąże inne atomy lub grupy atomów. Atomami centralnymi w [Fe(NCS) 6 ] 3, [CoCl 6 ] 3, [Ni(H 2 O) 6 ] 2+, [Ag(NH 3 ) 2 ] +, [PtCl 2 (NH 3 ) 2 ] są więc odpowiednio atomy: żelaza, kobaltu, niklu, srebra i platyny. Wiązanie pomiędzy atomem centralnym a ligandem nazywamy wiązaniem koordynacyjnym. Utworzenie wiązania koordynacyjnego jest możliwe gdy ligand rozporządza wolnymi parami elektronowymi, a atom centralny 3

4 pustymi orbitalami atomowymi, które mogą te pary przyjąć. Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Lewisa ligand (donor pary lub par elektronowych) jest zasadą. Atom centralny (akceptor par elektronowych) jest kwasem. I tak np. w jonie kompleksowym [Fe(NCS) 6 ] 3 jon Fe 3+ jest kwasem Lewisa, natomiast każdy ligand (jon NCS ) jest zasadą Lewisa. Ligandami mogą być zarówno cząsteczki obojętne (NH 3, H 2 O, CO) jak i aniony (Cl, F Br, CN, SCN ) dostarczając jednego, dwu lub więcej atomów donorowych do utworzenia wiązania koordynacyjnego. Ligandy posiadające jeden atom donorowy nazywamy jednofunkcyjnymi. W przypadku gdy ligand koordynuje do atomu centralnego używając równocześnie dwu lub więcej atomów donorowych mówimy o ligandach chelatowych lub kleszczowych, a proces koordynacji nazywamy chelatowaniem. Kompleksy proste utworzone są z ligandów jednofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego tylko jedno miejsce, np. [Fe(SCN)] 2+. Kompleksy chelatowe są utworzone z ligandów wielofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego dwa lub więcej miejsc. Liczbę atomów donorowych połączonych bezpośrednio z atomem centralnym nazywamy liczbą koordynacji lub liczbą koordynacyjną (LK). Kompleksy o liczbie koordynacji 6 są najczęściej spotykanymi kompleksami jonów metali grup przejściowych. Liczba koordynacji 4 jest również często spotykana, szczególnie w kompleksach jonów metali przejściowych o dużej liczbie elektronów na orbitalach typu d. Związki o LK = 4 spotyka się też w kompleksach kationów grup głównych np.[alf 4 ], [BF 4 ]. Liczba koordynacji 2 spotykana jest gdy jonami centralnymi są Ag + czy Au +, np. [Ag(NH 3 ) 2 ] +, [Ag(CN) 2 ], [Au(CN) 2 ]. Związki kompleksowe o większych liczbach koordynacji (7, 8, 9) spotykane są rzadziej, wtedy gdy atomy centralne wykazują duże rozmiary. Nazewnictwo związków kompleksowych Zgodnie z obowiązującymi zasadami nazwy kompleksów tworzy się, stosując poniżej wymienione reguły: 1. Tworząc nazwę kompleksu wymienia się w pierwszej kolejności nazwy ligandów, a następnie nazwę atomu centralnego. We wzorach kompleksów obowiązuje kolejność odwrotna. Nazwy wybranych ligandów nieorganicznych H 2 O akwa I jodo NH 2 amido CO karbonyl NH 3 amina NO 2 nitrito N NO 3 azotano ONO nitrito O Br bromo NO nitrozyl Cl chloro O 2 okso CN cyjano SO 4 2 siarczano F fluoro C 2 O 4 2 szczawiano H hydro S 2 tio OH hydrokso SCN tiocyjaniano O 2 hyperokso S 2 O 3 2 tiosiarczano NH 2 imido CO 3 2 węglano 2. Stopień utlenienia atomu centralnego podaje się jako cyfrę rzymską w nawiasach okrągłych, po nazwie kompleksu, analogicznie jak to ma miejsce przy tworzeniu nazw wszystkich związków nieorganicznych, np. [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ jon heksaaminaniklu(ii). 4

5 3. W kompleksach anionowych do nazwy atomu centralnego dodaje się końcówkę an, natomiast w kompleksach kationowych nazwa pierwiastka, będącego atomem centralnym, pozostaje bez zmian. 4. Obowiązuje alfabetyczna kolejność wymieniania ligandów (zarówno w nazwie, jak we wzorze). 5. Nazwy ligandów anionowych kończą się na o z wyjątkiem H 2 O (akwa), NH 3 (amina), CO (karbonyl) i NO (nitrozyl). 6. Liczbę ligandów określa się liczebnikiem greckim. Poniżej podano kilka przykładów tworzenia nazw związków kompleksowych: K 4 [Fe(CN) 6 ] K 3 [Fe(CN) 6 ] [Cu(NH 3 ) 4 ]Cl 2 [Cu(H 2 O) 2 (NH 3 ) 2 ]Cl 2 [Cr(H 2 O) 5 Cl]SO 4 [Cr(NH 3 ) 6 ][Co(C 2 O 4 ) 3 ] [Fe(CO) 5 ] heksacyjanożelazian(ii) potasu heksacyjanożelazian(iii) potasu chlorek tetraaminamiedzi(ii) chlorek diakwadiaminamiedzi(ii) siarczan(vi) pentaakwachlorochromu(iii) triszczawianokobaltan(iii) heksaaminachromu(iii) pentakarbonylżelaza(0) Stałe trwałości kompleksów Równowagę między jonami metali, ligandami i utworzonymi kompleksami charakteryzują stałe trwałości kompleksu. Stała trwałości stała równowagi tworzenia związku kompleksowego - wyraża się stosunkiem stężenia kompleksu do iloczynu stężeń jonów tworzących dany kompleks w stanie równowagi. Ponieważ tworzenie kompleksów prostych zachodzi stopniowo, poprzez przyłączenie kolejnych ligandów aż do osiągnięcia maksymalnej liczy przyłączonych ligandów, kolejne stany równowagi charakteryzują stopniowe stałe trwałości kompleksów (często we wzorach pomijamy ładunek jonów). Im kompleks posiada wyższą wartość stałej trwałości tym jest trwalszy i bardziej stabilny. Akwakompleksy posiadają zazwyczaj bardzo niskie stałe trwałości i w obecności innych ligandów zachodzi reakcja wymiany ligandów (np. akwakompleks ma niższą wartość stałej trwałości niż kompleks cyjanożelazianowy). [Fe(H 2 O) 6 ] CN [Fe(CN) 6 ] H 2 O Wprowadzenie jonów CN do wodnego roztworu zawierającego jony [Fe(H 2 O) 6 ] 2+ powoduje całkowite wyparcie cząsteczek wody ze sfery koordynacyjnej akwakompleksu żelaza(ii). dla reakcji M + L ML K 1 = [ML] [M][L] dla reakcji ML + L ML 2 K 2 = [ML 2 ] [ML][L] dla reakcji ML n-1 + L ML n K n = [ML n ] [ML n-1 ][L] Sumaryczna stała trwałości charakteryzuje sumaryczną reakcję przyłączenia ligandów do wolnego jonu metalu: dla reakcji M + L ML β 1 = [ML] [M][L] dla reakcji M + 2L ML 2 β 2 = [ML 2 ] [M][L] 2 dla reakcji M + nl ML n β n = [ML n ] [M][L] n 5

6 Stała sumaryczna równa jest iloczynowi stałych stopniowych β n = K 1 K 2. K n W przybliżonych obliczeniach często zaniedbujemy kolejne równowagi kompleksowania i oblicza się stężenie poszczególnych jonów lub cząsteczek jedynie w oparciu o sumaryczną reakcję równowagową i sumaryczną stałą trwałości β n. Obliczenia takie są tym bardziej poprawne, im trwalszy jest kompleks (a więc im stała trwałości jest większa) i im większy nadmiar wolnego ligandu znajduje się w roztworze. Oczywiście, gdy w tworzeniu kompleksu bierze udział tylko jedna cząsteczka lub jon ligandu na jeden jon metalu, wówczas jedna stała charakteryzuje równowagę istniejącą w roztworze i obliczenia oddają dobrze rzeczywiste zależności istniejące w roztworze. Wzory wybranych kompleksów i ich stałe trwałości Jon centralny LK Akwakompleks Aminakompleks Hydroksokompleks wzór jonu kompleksowego LK wzór jonu kompleksowego Lg stałych trwałości LK wzór jonu kompleksowego Lg stałych trwałości Zn 2+ 6 [Zn(H 2 O) 6 ] 2+ 4 [Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ lgβ 4 =9,1 4 [Zn(OH) 4 ] 2 lgβ 4 =9,1 Al 3+ 6 [Al(H 2 O) 6 ] 3+ 4 [Al(OH) 4 ] lgβ 4 =33,3 Co 2+ 6 [Co(H 2 O) 6 ] 2+ 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ lgβ 6 =4,8 Co 3+ 6 [Co(H 2 O) 6 ] 3+ 6 [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ lgβ 6 =35,2 Ni 2+ 6 [Ni(H 2 O) 6 ] 2+ 6 [Ni(NH 3 ) 6 ] 2+ lgβ 6 =8,5 Cu 2+ 4 [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ 4 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ lgβ 4 =12,6 4 [Cu(OH) 4 ] 2 Fe 3+ 6 [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ Jon centralny LK Fluorokompleks wzór kompleksu Lg stałych trwałości LK wzór jonu kompleksowego Kompleks tiocyjanianowy Lg stałych trwałości Fe 3+ 3 FeF 3 lgβ 3 =11,9 6 [Fe(NCS) 6 ] 3 lgβ 6 =4,0 Co 2+ 4 [Co(NCS) 4 ] 2 lgβ 4 =7,94 Reakcje związków koordynacyjnych Częstą reakcją, w jakiej biorą udział związki koordynacyjne, jest reakcja utleniania i redukcji. W reakcji tej może dojść do wymiany elektronu pomiędzy kompleksami, lecz ligandy pozostają bez zmiany. Na przykład reakcja tworzenia związku kompleksowego [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 przebiega prawdopodobnie z utworzeniem w pierwszym etapie kompleksu [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ a następnie jego utlenieniem: [Co(H 2 O) 6 ]Cl NH 3 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 2 + H 2 O jasnoróżowy różowy 4 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl NH 4 Cl + O 2 4 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl NH H 2 O różowy pomarańczowy 6

7 Maskowanie jonów Reakcje kompleksowania są często wykorzystywane do tzw. maskowania jonów przeszkadzających. Pod pojęciem maskowania jonu przeszkadzającego należy rozumieć przeprowadzenie go w związek kompleksowy o dość dużej trwałości, w wyniku reakcji kompleksowania z odpowiednim ligandem. Związany w tej postaci jon jest niezdolny do reakcji zaburzającej prawidłowy przebieg reakcji wykrywania lub oznaczania innego jonu. Np. aby zamaskować przeszkadzający jon żelaza(iii) dodaje się do roztworu kwasu winowego, w wyniku czego tworzy się trwały winianowy kompleks żelaza(iii), który zapobiega wytrąceniu się wodorotlenku żelaza podczas analizy prowadzonej w środowisku zasadowym. Maskowanie odgrywa również dużą role w reakcjach redox. Na przykład podczas redukcji jonów żelaza (III) jonami jodkowymi te ostatnie utleniają się do wolnego jodu. Jednak w obecności jonów fluorkowych jod utlenia jony żelaza(ii) a powstające jony żelaza(iii) są wiązane w trwały kompleks fluorkowy. II. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad Doświadczenie 1.1. Wskaźniki ph stosowane w laboratorium chemicznym a). do trzech probówek wlać po 1 ml następujących roztworów: 0,1M HCl; H 2 O (destylowana); 0,1M NaOH b). do każdej z probówek dodać po 2 krople roztworu fenoloftaleiny c). na podstawie zmiany barwy ocenić odczyn roztworu d). obserwować barwy roztworów w obecności wskaźnika e). przygotować następne trzy komplety trzech probówek z 1 ml roztworów: 0,1M HCl; H 2 O (destylowana); 0,1M NaOH f). doświadczenie wykonać dla oranżu metylowego, czerwieni metylowej, błękitu bromotymolowego. g). do każdej z probówek dodać po 2 krople wskaźnika h). na podstawie zmiany barwy ocenić odczyn roztworu i). zanotować obserwowane barwy roztworów w obecności stosowanych wskaźników 7

8 Doświadczenie 1.2. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów a). do probówki wlać 0,5 ml 2M NH 4 Cl i 0,5 ml wody, a następnie dodać kroplami 1 ml 1M NaOH b). sprawdzić zapach wydzielającego się w probówce gazu (zawartość probówki można lekko podgrzać umieszczając ją w łaźni wodnej) c). do wylotu probówki zbliżyć zwilżony wodą uniwersalny papierek wskaźnikowy (nie dotykać papierkiem ścianek probówki) i zbadać odczyn roztworu d). do drugiej probówki wlać 1 ml 1M Na 2 CO 3 a następnie dodać 1 ml 1M HCl. Obserwować gaz wydzielający się w probówce (zawartość probówki można lekko podgrzać umieszczając ją w łaźni wodnej) e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Doświadczenie 1.3. Dysocjacja słabych elektrolitów w obecności mocnych kwasów lub zasad a). do trzech probówek wlać po 2 ml 0,1M roztworu NH 3 H 2 O b). do pierwszej z probówek dodać 1 ml H 2 O, do drugiej 1 ml 0,1M roztworu HCl a do trzeciej 1 ml 0,1M roztworu NaOH c). określić odczyn roztworu za pomocą papierków wskaźnikowych Informacje dodatkowe: Równowagi jonowe NH 3. H 2 O NH OH NaOH Na + + OH zwiększenie stężenia jonów wodorotlenowych na skutek dodania zasady sodowej do roztworu amoniaku powoduje cofnięcie dysocjacji słabego elektrolitu. NH 3. H 2 O NH OH HCl H + + Cl NH 3. H 2 O + H + + Cl NH Cl + H 2 O w wyniku częściowego zobojętnienia roztworu amoniaku kwasem solnym powstaje bufor amonowy (pk b =4,8 NH 3. H 2 O / NH 4 + ) 2. Hydroliza soli Doświadczenie 2.1. Badanie odczynu soli a). do ponumerowanych probówek wsypać niewielkie ilości [szczyptę] soli: węglan(iv) potasu, chlorek sodu, chlorek amonu, siarczan (VI) sodu, fosforan (V) sodu, octan sodu b). do probówek dodać 2 ml wody destylowanej i sole rozpuścić c). za pomocą papierka wskaźnikowego określić odczyn otrzymanych roztworów soli 8

9 d). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Reakcje hydrolizy wybranych soli Doświadczenie 2.2. Hydroliza z wydzielaniem osadu a). do probówki wprowadzić około 0,5 ml roztworu 0,5M Bi(NO 3 ) 3 b). dodać 3 ml wody destylowanej i 5-10 kropli nasyconego roztworu NaCl* c). do 1 ml otrzymanego w ten sposób roztworu z osadem dodawać kroplami 1M roztwór HCl aż do całkowitego roztworzenia osadu d). otrzymany klarowny roztwór rozcieńczyć 2-3 krotnie wodą destylowaną e). obserwować wydzielanie osadu podczas hydrolizy jonów bizmutu (III) Informacje dodatkowe: W przypadku niektórych soli reakcja hydrolizy przebiega z wytrąceniem trudnorozpuszczalnych związków: Bi 3+ + H 2 O + Cl BiOCl + 2H + BiOCl + 2H + + 2Cl BiCl 3 + H 2 O *Dodanie chlorku sodowego do roztworu Bi(NO 3 ) 3 powoduje zwiększenie stopnia hydrolizy jonów bizmutu (III). Doświadczenie 2.3. Wpływ temperatury na hydrolizę a). do dwóch probówek o pojemności 10 ml wprowadzić po około 10 kropli 0,5M roztworu amidu kwasu tiooctowego (AKT) oraz 2 ml wody destylowanej b). jedną probówkę ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej przez około 10 minut, a następnie u wylotu probówki umieścić kawałek bibuły zwilżonej 0,1M roztworem AgNO 3 c). nad drugą, nie ogrzewaną probówką umieścić również kawałek bibuły zwilżonej roztworem AgNO 3 Informacje dodatkowe: Reakcja hydrolizy AKT CH 3 CSNH 2 + 2H 2 O CH 3 COO + NH H 2 S 9

10 3. Związki kompleksowe Doświadczenie 3.1. Akwakompleksy i aminakompleksy a). do trzech ponumerowanych, suchych probówek wsypać szczyptę CuSO 4 5H 2 O, ZnSO 4 7H 2 O, CoSO 4 7H 2 O b). kolejno ogrzewać probówki w płomieniu palnika i obserwować zmiany barwy tworzenie soli bezwodnych c). ostudzić probówki, a po ostygnięciu do każdej probówki dodać 2 ml wody i dokładnie wymieszać d). przy pomocy papierka wskaźnikowego określić ph roztworów akwakompleksów e). zakwasić roztwory kilkoma kroplami H 2 SO 4 (*) f). do każdej probówki dodawać kroplami 2M NH 3 aq, aż do otrzymania odczynu słabo zasadowego obserwować zachodzące zmiany g). do każdej probówki dać 1-2 ml stężonego NH 3 aq obserwować zachodzące zmiany h). do probówek, w których osad uległ rozpuszczeniu, dodawać kroplami 2M HNO 3, do momentu wytrącenia się osadu (1,5-3 ml) obserwować zachodzące zmiany i). do probówek w których powstał osad dodawać 6M HNO 3, aż do rozpuszczenia osadu j). obserwacje przedstawić w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Dodanie stosunkowo małej ilości rozcieńczonego roztworu NH 3 H 2 O, w którym obecne są akwajony miedzi(ii), kobaltu(ii) i cynku(ii) prowadzi do reakcji konkurencyjnej względem reakcji kompleksowania. Wytrąca się osad wodorotlenosoli, który następnie roztwarza się w nadmiarze amoniaku. Jony Co 2+ (aq), Cu 2+ (aq) i Zn 2+ (aq) są kationami słabych zasad. Aby uniknąć ich hydrolizy roztwór należy zakwasić kilkoma kroplami H 2 SO 4 (*). Jon [Co(NH 3 ) 6 ] 2+ jest bardzo nietrwały. Na powietrzu utlenia się do jonu heksaaminakobaltu(iii) - [Co(NH 3 ) 6 ] 3+ o barwie brązowo-żółtej **. Reakcje tworzenia wybranych aminakompleksów 2Cu 2+ + SO (NH 3 H 2 O) Cu 2 (OH) 2 SO 4 + 2NH 4 + Cu 2 (OH) 2 SO 4 +8(NH 3 H 2 O) 2[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ +2OH + SO H 2 O Co NO NH 3 H 2 O Co(OH)NO 3 + NH NO 3 - Co(OH)NO 3 + 7(NH 3 H 2 O) [Co(NH 3 ) 6 ](OH) 2 + NH 4 NO 3 + 6H 2 O ** Zn (NH 3 H 2 O) Zn(OH) 2 + 2NH 4 + Zn(OH) 2 + 4NH 3 [Zn(NH 3 ) 4 ] OH Reakcje tworzenia i hydrolizy wybranych akwakompleksów 10

11 Doświadczenie 3.2. Wymiana ligandów w jonie kompleksowym i maskowanie jonów Probówka 1 a). do probówki wlać 5 kropli 10% roztworu FeCl 3 b). dodać1 kroplę 1% KSCN c). do probówki zawierającej [Fe(SCN) 6 ] 3- dodawać kroplami 2M NH 4 F d). obserwować wymianę ligandów w kompleksie i towarzyszące temu zmiany barwy Probówka 2 a). w probówce umieścić 1 ml 0,5M roztworu CoCl 2 b). dodać 3-4 krople 4M KSCN c). do probówki zawierającej [Co(SCN) 4 ] 2- dodać 1 ml alkoholu izoamylowego. Energicznie wymieszać zawartość probówki. Obserwować zabarwienie warstwy organicznej. Probówka 3 a). w probówce zmieszać 1-2 krople roztworu FeCl 3 i 4-5 kropli roztworu CoCl 2, dodać 2 ml wody oraz szczyptę KSCN obserwować powstawanie kompleksu b). dodać 1 ml alkoholu izoamylowego, zawartość probówki dokładnie wymieszać, aby wykryć obecność jonów [Co(SCN) 4 ] 2- c). dodać kroplami 2M NH 4 F (do odbarwienia warstwy wodnej w probówce) - obserwować zabarwienie warstwy organicznej d). obserwować wymianę ligandów w kompleksie żelaza (III) i towarzyszące temu zmiany barwy e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotować w sprawozdaniu Informacje dodatkowe: Reakcje kompleksowania pozwalające zamaskować jony przeszkadzające stosowane są w celu zwiększenia selektywności odczynników stosowanych w reakcjach analitycznych. Są one przykładem jednego z ważniejszych zastosowań związków kompleksowych chemii analitycznej. Maskowanie jonu przeszkadzającego polega na przeprowadzeniu go w wyniku reakcji kompleksowania z odpowiednim ligandem w odpowiednio trwały kompleks. Związany w tej postaci jon jest niezdolny do reakcji zakłócającej prawidłowy przebieg reakcji wykrywania innego jonu. Zarówno jon Fe 3+ (aq) jak i Co 2+ (aq) reagują w środowisku wodnym z tiocyjanianem potasu dając barwne jony kompleksowe. Jony Fe (III) tworzą z jonami F jon kompleksowy (bezbarwny), bardziej trwały niż z jonami tiocyjanianowymi (krwistoczerwony). Pozwala to wykryć jony kobaltu (II) w obecności jonów żelaza(iii) i F za pomocą reakcji z tiocyjanianem potasu. Alkohol izoamylowy ułatwia wymianę cząsteczek wody w otoczeniu Co 2+ (aq) na jony SCN, co prowadzi do powstania pewnej ilości trwałych jonów [Co(NCS) 4 ] 2 (logβ 4 =7,94). Reakcje tworzenia kompleksów żelaza (III) i kobaltu (II): Fe 3+ + xscn [Fe(SCN) x ] 3-x x=1 6 3F + Fe(SCN) 3 FeF 3 + 3SCN Co SCN [Co(SCN) 4 ] 2 4. Sporządzanie roztworów Znaczenie roztworów w chemii wynika przede wszystkim z tego, że duża część reakcji chemicznych w laboratoriach chemicznych zachodzi w ciekłych (najczęściej wodnych) roztworach substancji. Rozpuszczalność to maksymalna ilość substancji, która rozpuściła się w danych warunkach w określonej ilości cieczy (określana jest ona liczbą gramów substancji, która rozpuszcza się, tworząc roztwór nasycony, w 100 g lub 100 cm 3 rozpuszczalnika). Rozpuszczalność danej substancji zależna jest od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury. Jest to inaczej wyrażone stężenie roztworu nasyconego w danej temperaturze. 11

12 Najczęściej stosowane sposoby wyrażania składu to: stężenie procentowe (wagowo-wagowe w/w; objętościowo-objętościowe v/v) i stężenie masowe (wagowe) stężenie molowe, jednostki ppm, ppb, Doświadczenie 4.1. Sporządzanie roztworu chlorku sodu [NaCl] o określonym stężeniu molowym W celu sporządzenia 25 ml 0,154 M roztworu NaCl należy: a). obliczyć, ile soli należy odważyć i posługując się wagą analityczną, przygotować stosowną odważkę, b). odważkę soli przenieść ilościowo do kolby miarowej na 25 ml, rozpuścić w niewielkiej ilości wody mieszając, po czym uzupełnić wodą do kreski, c). stężenie roztworu wyrazić również w jednostkach stężenia procentowego. Doświadczenie 4.2. Rozcieńczanie roztworu. Obliczanie stężenia roztworów chlorku sodu [NaCl] Obliczenia: a). obliczyć ile ml wody należy dodać do 5 ml roztworu NaCl o stężeniu 0,154mol/l (roztwór z doświadczenia 4.4.), aby uzyskać roztwór o stężeniu 0,03 mol/l, b). obliczyć stężenie roztworu w mol/l oraz w % (m/v) otrzymanego w wyniku rozcieńczenia 5 ml 0,154 M roztworu NaCl do objętości 55 ml 12

I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA

I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych Celem ćwiczenia jest zapoznanie z właściwościami wodnych roztworów elektrolitów i związków kompleksowych oraz badanie równowag jonowych w roztworach

Bardziej szczegółowo

I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA

I. CZĘŚĆ WPROWADZAJĄCA ĆWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych Celem ćwiczenia jest zapoznanie z właściwościami wodnych roztworów elektrolitów i związków kompleksowych oraz badanie równowag jonowych w roztworach

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

KOMPLEKSY. Wzory strukturalne kompleksów Ni 2+ oraz Cu 2+ z dimetyloglioksymem.

KOMPLEKSY. Wzory strukturalne kompleksów Ni 2+ oraz Cu 2+ z dimetyloglioksymem. KOMPLEKSY Kompleksem nazywamy układ złożony z centralnego atomu lub jonu metalu otoczonego ligandami. Ligandy łączą się z atomem centralnym za pomocą wiązań koordynacyjnych, w których atom/jon centralny

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

Piotr Chojnacki 1. Cel: Celem ćwiczenia jest wykrycie jonu Cl -- za pomocą reakcji charakterystycznych.

Piotr Chojnacki 1. Cel: Celem ćwiczenia jest wykrycie jonu Cl -- za pomocą reakcji charakterystycznych. SPRAWOZDANIE: REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH ANIONÓW. Imię Nazwisko Klasa Data Uwagi prowadzącego 1.Wykrywanie obecności jonu chlorkowego Cl - : Cel: Celem ćwiczenia jest wykrycie jonu Cl -- za pomocą

Bardziej szczegółowo

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. dr Henryk Myszka - Uniwersytet Gdański - Wydział Chemii ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE Sole podwójne - to sole zawierające więcej niż jeden rodzaj kationów lub więcej niż jeden rodzaj anionów. Należą do nich m. in. ałuny, np. siarczan amonowo-żelazowy(ii),

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

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

Reakcje utleniania i redukcji Reakcje metali z wodorotlenkiem sodu (6 mol/dm 3 )

Reakcje utleniania i redukcji Reakcje metali z wodorotlenkiem sodu (6 mol/dm 3 ) Imię i nazwisko.. data.. Reakcje utleniania i redukcji 7.1 Reaktywność metali 7.1.1 Reakcje metali z wodą Lp Metal Warunki oczyszczania metalu Warunki reakcji Obserwacje 7.1.2 Reakcje metali z wodorotlenkiem

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

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE SOLE PODWÓJNE Sole podwójne - to sole zawierające więcej niż jeden rodzaj kationów lub więcej niż jeden rodzaj anionów. Należą do nich m. in. ałuny, np. ałun glinowo-potasowy K 2 Al

Bardziej szczegółowo

OTRZYMYWANIE I WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH

OTRZYMYWANIE I WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH Ćwiczenie 3 semestr 2 OTRZYMYWANIE I WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH Obowiązujące zagadnienia: Chemia koordynacyjna - budowa strukturalna i nazewnictwo prostych związków kompleksowych, atom centralny,

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

8. Trwałość termodynamiczna i kinetyczna związków kompleksowych

8. Trwałość termodynamiczna i kinetyczna związków kompleksowych 8. Trwałość termodynamiczna i kinetyczna związków kompleksowych Tworzenie związku kompleksowego w roztworze wodnym następuje poprzez wymianę cząsteczek wody w akwakompleksie [M(H 2 O) n ] m+ na inne ligandy,

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

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

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 01/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 1-617-59 Katedra Fizykochemii

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

Identyfikacja wybranych kationów i anionów

Identyfikacja wybranych kationów i anionów Identyfikacja wybranych kationów i anionów ZACHOWAĆ SZCZEGÓLNĄ OSTRORZNOŚĆ NIE ZATYKAĆ PROBÓWKI PALCEM Zadanie 1 Celem zadania jest wykrycie jonów Ca 2+ a. Próba z jonami C 2 O 4 ZACHOWAĆ SZCZEGÓLNĄ OSTRORZNOŚĆ

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

Związki nieorganiczne

Związki nieorganiczne strona 1/8 Związki nieorganiczne Dorota Lewandowska, Anna Warchoł, Lidia Wasyłyszyn Treść podstawy programowej: Typy związków nieorganicznych: kwasy, zasady, wodorotlenki, dysocjacja jonowa, odczyn roztworu,

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

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

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

4. Związki kompleksowe.

4. Związki kompleksowe. 4. Związki kompleksowe. Jeżeli bezbarwny, bezwodny siarczan(vi) miedzi(ii) CuSO4 rozpuścimy w wodzie, jon miedzi Cu ulega hydratacji przyłączając czasteczki wody. Jon [Cu(H2O)4] przyjmuje barwę niebieską.

Bardziej szczegółowo

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka

WARSZTATY olimpijskie. Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna Kinetyka WARSZTATY olimpijskie Co już było: Atomy i elektrony Cząsteczki i wiązania Stechiometria Gazy, termochemia Równowaga chemiczna inetyka WARSZTATY olimpijskie Co będzie: Data Co robimy 1 XII 2016 wasy i

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

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 5 RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ZWIĄZKÓW KOMPLEKSOWYCH Data wykonania ćwiczenia: Skład zespołu (imię i nazwisko):

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

ETAP II heksacyjanożelazian(iii) potasu, siarczan(vi) glinu i amonu (tzw. ałun glinowo-amonowy).

ETAP II heksacyjanożelazian(iii) potasu, siarczan(vi) glinu i amonu (tzw. ałun glinowo-amonowy). ETAP II 04.0.006 Zadanie laboratoryjne W probówkach opisanych literami A i B masz roztwory popularnych odczynników stosowanych w analizie jakościowej, przy czym każda z tych probówek zawiera roztwór tylko

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie 1. Reakcje charakterystyczne miedzi(ii)

Ćwiczenie 1. Reakcje charakterystyczne miedzi(ii) IX. Analiza jakościowa biopierwiastków Zagadnienia Biopierwiastki: mikro i makroelementy Reakcje charakterystyczne biopierwiastków Ćwiczenie 1 Reakcje charakterystyczne miedzi(ii) 2 mol/dm 3 CuSO 4 0,5

Bardziej szczegółowo

5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ

5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ 5. RÓWNOWAGI JONOWE W UKŁADACH HETEROGENICZNYCH CIAŁO STAŁE - CIECZ Proces rozpuszczania trudno rozpuszczalnych elektrolitów można przedstawić ogólnie w postaci równania A m B n (stały) m A n+ + n B m-

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

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

REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE

REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE 7 REAKCJE UTLENIAJĄCO-REDUKCYJNE CEL ĆWICZENIA Zapoznanie się z reakcjami redoks. Zakres obowiązującego materiału Chemia związków manganu. Ich właściwości red-ox. Pojęcie utleniania, redukcji oraz stopnia

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

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

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak

Opracowała: mgr inż. Ewelina Nowak Materiały dydaktyczne na zajęcia wyrównawcze z chemii dla studentów pierwszego roku kierunku zamawianego Inżynieria Środowiska w ramach projektu Era inżyniera pewna lokata na przyszłość Opracowała: mgr

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

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE WPROWADZENIE

ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE WPROWADZENIE Chemia - laboratorium Geologia, I rok studia licencjackie ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE WPROWADZENIE Związki złożone z atomu centralnego, zazwyczaj atomu metalu i połączonych z nim innych atomów lub grup atomów

Bardziej szczegółowo

Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH KATIONÓW.

Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH KATIONÓW. Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH KATIONÓW. CHEMIA KATIONÓW W ROZTWORACH WODNYCH Do kationów zaliczamy drobiny związków chemicznych obdarzone dodatnim ładunkiem elektrycznym. W stałych związkach

Bardziej szczegółowo

Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH ANIONÓW.

Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH ANIONÓW. Instrukcja do ćwiczenia WŁAŚCIWOŚCI WYBRANYCH ANIONÓW. CHEMIA ANIONÓW W ROZTWORACH WODNYCH Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami chemicznymi wybranych anionów pierwiastków I oraz II okresu

Bardziej szczegółowo

Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH

Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH Fragmenty Działu 5 z Tomu 1 REAKCJE W ROZTWORACH WODNYCH Podstawy dysocjacji elektrolitycznej. Zadanie 485 (1 pkt.) V/2006/A2 Dysocjacja kwasu ortofosforowego(v) przebiega w roztworach wodnych trójstopniowo:

Bardziej szczegółowo

Obliczenia chemiczne. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny

Obliczenia chemiczne. Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny Obliczenia chemiczne Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny 1 STĘŻENIA ROZTWORÓW Stężenia procentowe Procent masowo-masowy (wagowo-wagowy) (% m/m) (% w/w) liczba gramów substancji rozpuszczonej

Bardziej szczegółowo

PODSTAWY CHEMII INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA. Wykład 2

PODSTAWY CHEMII INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA. Wykład 2 PODSTAWY CEMII INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA Wykład Plan wykładu II,III Woda jako rozpuszczalnik Zjawisko dysocjacji Równowaga w roztworach elektrolitów i co z tego wynika Bufory ydroliza soli Roztwory (wodne)-

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

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

Spis treści. Wstęp. Struktura związków kompleksowych

Spis treści. Wstęp. Struktura związków kompleksowych Spis treści 1 Wstęp 1.1 Struktura związków kompleksowych 1.1.1 Nomenklatura związków kompleksowych 1.1.1.1 Przykłady: 1.2 Izomeria związków kompleksowych 1.3 Równowagi kompleksowania 2 Część doświadczalna

Bardziej szczegółowo

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki

Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki Zajęcia 10 Kwasy i wodorotlenki Według teorii Brönsteda-Lowrego kwasy to substancje, które w reakcjach chemicznych oddają protony, natomiast zasady to substancje, które protony przyłączają. Kwasy, które

Bardziej szczegółowo

CHEMIA 1. Podział tlenków

CHEMIA 1. Podział tlenków INSTYTUT MEDICUS Kurs przygotowawczy do matury i rekrutacji na studia medyczne Rok 2017/2018 www.medicus.edu.pl tel. 501 38 39 55 CHEMIA 1 SYSTEMATYKA ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH. ZWIĄZKI KOMPLEKSOWE. Tlenki

Bardziej szczegółowo

Część I. TEST WYBORU 18 punktów

Część I. TEST WYBORU 18 punktów Część I TEST WYBORU 18 punktów Test zawiera zadania, w których podano propozycje czterech odpowiedzi: A), B), C), D). Tylko jedna odpowiedź jest prawidłowa. Prawidłową odpowiedź zaznacz znakiem X. W razie

Bardziej szczegółowo

Ćwiczenie 1. Badanie wypierania wodoru z wody za pomocą metali

Ćwiczenie 1. Badanie wypierania wodoru z wody za pomocą metali VII. Reakcje utlenienia i redukcji Zagadnienia Szereg napięciowy metali Przewidywanie przebiegu reakcji w oparciu o szereg napięciowy Stopnie utlenienie Utleniacz, reduktor, utlenianie, redukcja Reakcje

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

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

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

MECHANIZMY REAKCJI CHEMICZNYCH. REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE GRUP FUNKCYJNYCH ZWIĄZKÓW ORGANICZNYCH

MECHANIZMY REAKCJI CHEMICZNYCH. REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE GRUP FUNKCYJNYCH ZWIĄZKÓW ORGANICZNYCH Ćwiczenie 2 semestr 2 MECHANIZMY REAKCJI CHEMICZNYCH. REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE GRUP FUNKCYJNYCH ZWIĄZKÓW ORGANICZNYCH Obowiązujące zagadnienia: Związki organiczne klasyfikacja, grupy funkcyjne, reakcje

Bardziej szczegółowo

Chemia klasa VII Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny Semestr II

Chemia klasa VII Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny Semestr II Chemia klasa VII Wymagania edukacyjne na poszczególne oceny Semestr II Łączenie się atomów. Równania reakcji Ocena dopuszczająca [1] Ocena dostateczna [1 + 2] Ocena dobra [1 + 2 + 3] Ocena bardzo dobra

Bardziej szczegółowo

1. OBSERWACJE WSTĘPNE

1. OBSERWACJE WSTĘPNE SPRAWOZDANIE 8 Imię i nazwisko:.. Data:... Kierunek studiów i nr grupy: Nr próby...... PRÓBKA 1 1. OBSERWACJE WSTĘPNE Właściwość fizyczna substancji Barwa Rodzaj mieszaniny (jednorodna, niejednorodna)

Bardziej szczegółowo

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 2013/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 12-617-5229 Katedra

Bardziej szczegółowo

Analiza ilościowa. Kompleksometria Opracowanie: mgr inż. Przemysław Krawczyk

Analiza ilościowa. Kompleksometria Opracowanie: mgr inż. Przemysław Krawczyk Analiza ilościowa. Kompleksometria Opracowanie: mgr inż. Przemysław Krawczyk Kompleksometria to dział objętościowej analizy ilościowej, w którym wykorzystuje się reakcje tworzenia związków kompleksowych.

Bardziej szczegółowo

XIV Konkurs Chemiczny dla uczniów gimnazjum województwa świętokrzyskiego. II Etap - 18 stycznia 2016

XIV Konkurs Chemiczny dla uczniów gimnazjum województwa świętokrzyskiego. II Etap - 18 stycznia 2016 XIV Konkurs Chemiczny dla uczniów gimnazjum województwa świętokrzyskiego II Etap - 18 stycznia 2016 Nazwisko i imię ucznia: Liczba uzyskanych punktów: Drogi Uczniu, przeczytaj uważnie instrukcję i postaraj

Bardziej szczegółowo

REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW

REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW REAKCJE CHARAKTERYSTYCZNE WYBRANYCH KATIONÓW Chemia analityczna jest działem chemii zajmującym się ustalaniem składu jakościowego i ilościowego badanych substancji chemicznych. Analiza jakościowa bada

Bardziej szczegółowo

WŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

WŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH WŁAŚCIWOŚCI NIEKTÓRYCH PIERWIASTKÓW I ICH ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH PODZIAŁ ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH Tlenki (kwasowe, zasadowe, amfoteryczne, obojętne) Związki niemetali Kwasy (tlenowe, beztlenowe) Wodorotlenki

Bardziej szczegółowo

RÓWNOWAGA I SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ

RÓWNOWAGA I SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ Ćwiczenie 7 semestr RÓWNOWAGA I SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ Obowiązujące zagadnienia: Kinetyka (szybkość) reakcji, czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych, reguła van t Hoffa, rzędowość reakcji,

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

Reakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy

Reakcje chemiczne. Typ reakcji Schemat Przykłady Reakcja syntezy Reakcje chemiczne Literatura: L. Jones, P. Atkins Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje. Lesław Huppenthal, Alicja Kościelecka, Zbigniew Wojtczak Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii.

Bardziej szczegółowo

Analiza anionów nieorganicznych (Cl, Br, I, F, S 2 O 3, PO 4,CO 3

Analiza anionów nieorganicznych (Cl, Br, I, F, S 2 O 3, PO 4,CO 3 ĆWICZENIE 12 Analiza anionów nieorganicznych (Cl, Br, I, F, S 2 O 3, PO 4 3,CO 3, SCN, CH 3 COO, C 2 O 4 ) 1. Zakres materiału Pojęcia: Podział anionów na grupy analityczne, sposoby wykrywania anionów;

Bardziej szczegółowo

Dysocjacja elektrolityczna, przewodność elektryczna roztworów

Dysocjacja elektrolityczna, przewodność elektryczna roztworów tester woda destylowana tester Ćwiczenie 1a woda wodociągowa tester 5% roztwór cukru tester 0,1 M HCl tester 0,1 M CH 3 COOH tester 0,1 M tester 0,1 M NH 4 OH tester 0,1 M NaCl Dysocjacja elektrolityczna,

Bardziej szczegółowo

Zadanie: 2 Zbadano odczyn wodnych roztworów następujących soli: I chlorku baru II octanu amonu III siarczku sodu

Zadanie: 2 Zbadano odczyn wodnych roztworów następujących soli: I chlorku baru II octanu amonu III siarczku sodu Zadanie: 1 Sporządzono dwa wodne roztwory soli: siarczanu (VI) sodu i azotanu (III) sodu Który z wyżej wymienionych roztworów soli nie będzie miał odczynu obojętnego? Uzasadnij odpowiedź i napisz równanie

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

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

Ćwiczenia laboratoryjne 2

Ćwiczenia laboratoryjne 2 Ćwiczenia laboratoryjne 2 Ćwiczenie 5: Wytrącanie siarczków grupy II Uwaga: Ćwiczenie wykonać w dwóch zespołach (grupach). A. Przygotuj w oddzielnych probówkach niewielką ilość roztworów zawierających

Bardziej szczegółowo

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 1

CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 1 CHEMIA BUDOWLANA ĆWICZENIE NR 1 PODSTAWY CHEMICZNEJ ANALIZY JAKOŚCIOWEJ ANALIZA IDENTYFIKACYJNA WYBRANYCH KATIONÓW WSTĘP TEORETYCZNY Znajomość składu chemicznego materiałów daje informacje o tym jaki to

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

ĆWICZENIA LABORATORYJNE WYKRYWANIE WYBRANYCH ANIONÓW I KATIONÓW.

ĆWICZENIA LABORATORYJNE WYKRYWANIE WYBRANYCH ANIONÓW I KATIONÓW. ĆWICZENIA LABORATORYJNE WYKRYWANIE WYBRANYCH ANIONÓW I KATIONÓW. Chemia analityczna jest działem chemii zajmującym się ustalaniem składu jakościowego i ilościowego badanych substancji chemicznych. Analiza

Bardziej szczegółowo

Wymagania edukacyjne na poszczególne roczne oceny klasyfikacyjne z przedmiotu chemia dla klasy 7 w r. szk. 2019/2020

Wymagania edukacyjne na poszczególne roczne oceny klasyfikacyjne z przedmiotu chemia dla klasy 7 w r. szk. 2019/2020 Wymagania edukacyjne na poszczególne roczne oceny klasyfikacyjne z przedmiotu chemia dla klasy 7 w r. szk. 2019/2020 Ocenę niedostateczną otrzymuje uczeń, który nie opanował wymagań na ocenę dopuszczającą.

Bardziej szczegółowo

Scenariusz lekcji chemii z wykorzystaniem metody JIGSAW (grupy eksperckie)

Scenariusz lekcji chemii z wykorzystaniem metody JIGSAW (grupy eksperckie) Grażyna Konar grazyna.konar@wp.pl chemia XX LO im. Bolesława Chrobrego Warszawa, ul. Objazdowa 3 Scenariusz lekcji chemii z wykorzystaniem metody JIGSAW (grupy eksperckie) Temat: Związki kompleksowe. Cele

Bardziej szczegółowo

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyki i Ochrony Środowiska Studia stacjonarne, Rok I, Semestr zimowy 2013/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewski e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 1617-5229 Katedra Fizykochemii

Bardziej szczegółowo

X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12

X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12 ŁÓDZKIE CENTRUM DOSKONALENIA NAUCZYCIELI I KSZTAŁCENIA PRAKTYCZNEGO X Konkurs Chemii Nieorganicznej i Ogólnej rok szkolny 2011/12 Imię i nazwisko Szkoła Klasa Nauczyciel Uzyskane punkty Zadanie 1. (10

Bardziej szczegółowo

Równowaga kwasowo-zasadowa

Równowaga kwasowo-zasadowa Równowaga kwasowo-zasadowa Elektrolity - substancje, które rozpuszczając się w wodzie lub innych rozpuszczalnikach rozpadają się na jony dodatnie i ujemne, czyli ulegają dysocjacji elektrolitycznej Stopień

Bardziej szczegółowo

1. OBSERWACJE WSTĘPNE

1. OBSERWACJE WSTĘPNE SPRAWOZDANIE 8 Imię i nazwisko:.. Data:... Kierunek studiów i nr grupy: Nr próby...... PRÓBKA 1 1. OBSERWACJE WSTĘPNE Właściwość fizyczna substancji Barwa Rodzaj mieszaniny (jednorodna, niejednorodna)

Bardziej szczegółowo

Wizualne i instrumentalne metody wyznaczania punktu końcowego miareczkowania

Wizualne i instrumentalne metody wyznaczania punktu końcowego miareczkowania Pracownia analizy ilościowej dla studentów II roku Chemii specjalność Chemia podstawowa i stosowana Wizualne i instrumentalne metody wyznaczania punktu końcowego miareczkowania Ilościowe oznaczanie zawartości

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

WYMAGANIA EDUKACYJNE

WYMAGANIA EDUKACYJNE GIMNAZJUM NR 2 W RYCZOWIE WYMAGANIA EDUKACYJNE niezbędne do uzyskania poszczególnych śródrocznych i rocznych ocen klasyfikacyjnych z CHEMII w klasie II gimnazjum str. 1 Wymagania edukacyjne niezbędne do

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

ĆWICZENIE I - BIAŁKA. Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi.

ĆWICZENIE I - BIAŁKA. Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi. ĆWICZENIE I - BIAŁKA Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z właściwościami fizykochemicznymi białek i ich reakcjami charakterystycznymi. Odczynniki: - wodny 1% roztwór siarczanu(vi) miedzi(ii), - 10% wodny

Bardziej szczegółowo

ETAP II Za dani e l ab or at or y j n e Razem czy osobno? Nazwa substancji, wzór Stężenie roztworu

ETAP II Za dani e l ab or at or y j n e Razem czy osobno? Nazwa substancji, wzór Stężenie roztworu ETAP II 0.0.0 Zadanie laboratoryjne Razem czy osobno? W dziesięciu probówkach opisanych liczbami 0 znajdują się wodne roztwory substancji wymienionych w pierwszej kolumnie tabeli. W kolumnie drugiej podano

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

VI Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2013/2014

VI Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2013/2014 VI Podkarpacki Konkurs Chemiczny 01/01 ETAP I 1.11.01 r. Godz. 10.00-1.00 KOPKCh Uwaga! Masy molowe pierwiastków podano na końcu zestawu. Zadanie 1 1. Znając liczbę masową pierwiastka można określić liczbę:

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

XI Ogólnopolski Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2018/2019. ETAP I r. Godz Zadanie 1 (10 pkt)

XI Ogólnopolski Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2018/2019. ETAP I r. Godz Zadanie 1 (10 pkt) XI Ogólnopolski Podkarpacki Konkurs Chemiczny 2018/2019 ETAP I 9.11.2018 r. Godz. 10.00-12.00 Uwaga! Masy molowe pierwiastków podano na końcu zestawu. KOPKCh 27 Zadanie 1 (10 pkt) 1. W atomie glinu ( 1Al)

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

Chemia I Semestr I (1 )

Chemia I Semestr I (1 ) 1/ 6 Inżyniera Materiałowa Chemia I Semestr I (1 ) Osoba odpowiedzialna za przedmiot: dr inż. Maciej Walewski. 2/ 6 Wykład Program 1. Atomy i cząsteczki: Materia, masa, energia. Cząstki elementarne. Atom,

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

SZCZEGÓŁOWE KRYTERIA OCENIANIA Z CHEMII DLA KLASY II GIMNAZJUM Nauczyciel Katarzyna Kurczab

SZCZEGÓŁOWE KRYTERIA OCENIANIA Z CHEMII DLA KLASY II GIMNAZJUM Nauczyciel Katarzyna Kurczab SZCZEGÓŁOWE KRYTERIA OCENIANIA Z CHEMII DLA KLASY II GIMNAZJUM Nauczyciel Katarzyna Kurczab CZĄSTECZKA I RÓWNANIE REKCJI CHEMICZNEJ potrafi powiedzieć co to jest: wiązanie chemiczne, wiązanie jonowe, wiązanie

Bardziej szczegółowo

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2016/2017 eliminacje rejonowe

WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2016/2017 eliminacje rejonowe kod ŁÓDZKIE CENTRUM DOSKONALENIA NAUCZYCIELI I KSZTAŁCENIA PRAKTYCZNEGO Uzyskane punkty.. WOJEWÓDZKI KONKURS PRZEDMIOTOWY Z CHEMII DLA UCZNIÓW GIMNAZJÓW - rok szkolny 2016/2017 eliminacje rejonowe Zadanie

Bardziej szczegółowo

MAŁOPOLSKI KONKURS CHEMICZNY

MAŁOPOLSKI KONKURS CHEMICZNY Kod ucznia MAŁOPOLSKI KONKURS CHEMICZNY dla uczniów szkół podstawowych 24 października 2018 r. Etap I (szkolny) Wypełnia Komisja Etapu Szkolnego Zadanie 1 2 3 4 5 6 7 Maksymalna liczba 1 2 1 6 4 9 2 Liczba

Bardziej szczegółowo