Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe

Save this PDF as:

Wielkość: px
Rozpocząć pokaz od strony:

Download "Ćwiczenie nr 1 Miareczkowanie kwasowo-zasadowe"

Transkrypt

1 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 badanej substancji tj. ustalenie z jakich pierwiastków, grup funkcyjnych lub związków chemicznych składa się dana substancja. Analiza ilościowa określa w jakich stosunkach ilościowych poszczególne składniki (pierwiastki i związki chemiczne) znajdują się w badanej substancji. Metody analizy ilościowej dzieli się na chemiczne i instrumentalne. Metody chemiczne, jako starsze zwane klasycznymi, obejmują metody wagowe i metody miareczkowe. Do metod chemicznych moŝna zaliczyć równieŝ metody spektrofotometryczne, ze względu na udział w nich reakcji chemicznych. Metody wagowe polegają na oznaczaniu składnika na podstawie masy trudno rozpuszczalnego związku tego składnika, strąconego z roztworu i odpowiednio wysuszonego lub wypraŝonego. W metodach miareczkowych zawartość składnika oznaczanego oblicza się z liczby mililitrów titranta (o znanym stęŝeniu tzw. roztwór mianowany), dodawanego z biurety do roztworu analitu do osiągnięcia punktu równowaŝnikowego. W punkcie równowaŝnikowym oznaczany składnik przereagował ilościowo (stechiometrycznie) z roztworem titranta. Metody analizy miareczkowej są dokładne i umoŝliwiają ustalenie wyniku z dokładnością do 0.1%, odznaczają się prostotą aparatury, szybkością wykonania. W analizie miareczkowej istnieje moŝliwość zastosowania reakcji kilku typów muszą spełniać następujące warunki: a) reakcja odczynnika z badaną substancją powinna przebiegać stechiometrycznie i do końca, b) przebiegać moŝliwie szybko, c) w pobliŝu punktu równowaŝnikowego (PR) powinna w sposób widoczny zmieniać którąś z właściwości miareczkowanego roztworu, d) dobranie wskaźnika (indykatora) wskazującego punkt PR dla danego oznaczenia. Metody miareczkowe opierają się na czterech podstawowych typach reakcji chemicznych: a) alkacymetryczne reakcje kwasowo-zasadowe (alkalimetria i acydymetria), b) kompleksometryczne reakcje kompleksowania, 1

2 c) redoksymetryczne reakcje utlenienia i redukcji (oksydymetria i reduktometria), d) analiza strąceniowa do oznaczania substancji trudno rozpuszczalnych. W analizie miareczkowej stosuje się przede wszystkim środowisko wodne. W wielu przypadkach stosuje się metody miareczkowe do oznaczeń w środowiskach niewodnych lub mieszanych. Oznaczając daną substancję w roztworze trzeba znaleźć odpowiedni czynnik reagujący z nią w sposób stechiometryczny (ilościowo i bez reakcji ubocznych) i dostatecznie szybko. Punkt miareczkowania, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo stechiometrycznie z dodawanym z biurety odczynnikiem, nazywa się punktem równowaŝnikowym (PR) miareczkowania. Istnieją róŝne metody pozwalające ustalić ten punkt. Tak wyznaczony doświadczalnie punkt nazywa się punktem końcowym (PK) miareczkowania. NaleŜy starać się, aby PK = PR, wtedy bowiem miareczkowanie pozwala wyznaczyć zawartość oznaczanego składnika bez błędu. Punkt końcowy miareczkowania określa się wizualnie, korzystając z barwnych wskaźników albo metodami instrumentalnymi. 1. ALKACYMETRIA Alkacymetria obejmuje alkalimetrię, tj. oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady, oraz acydymetrię, tj. oznaczanie zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu. Metody alkalimetryczne i acydymetryczne nazywa się równieŝ metodami zobojętniania w wyniku reakcji kwasu z zasadą powstaje sól i woda. Metody alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania kwasów i zasad nieorganicznych jak i organicznych. Zastosowanie miareczkowania alkacymetrycznego w środowiskach niewodnych znacznie poszerzyło moŝliwości tej metody do oznaczania związków organicznych. Są one na ogół lepiej rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych, poprzez dobór odpowiedniego rozpuszczalnika moŝna uzyskać większą względną kwasowość lub zasadowość. W praktyce w alkacymetrii wyróŝnia się trzy typy miareczkowania: - miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad, - miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad, - miareczkowanie mieszanin kwasów (zasad) o róŝnej mocy. We wszystkich przypadkach odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest roztwór mocnej zasady albo mocnego kwasu (w praktyce analitycznej nie stosuje się miareczkowania roztworami słabych kwasów lub zasad). 2

3 MIARECZKOWANIE MOCNEGO KWASU (ZASADY) MOCNĄ ZASADĄ (KWASEM) Mocne kwasy i zasady są całkowicie zdysocjowane, a więc stęŝenie jonów H + (protonów) jest równe stęŝeniu grup OH - (wodorotlenowych). Przykładowo omówiono miareczkowanie roztworu kwasu solnego o stęŝeniu 1 mol/ dm 3 roztworem wodorotlenku sodu (I) o takim samym stęŝeniu. JeŜeli do roztworu kwasu będziemy dodawać roztwór wodorotlenku, to ph początkowo zmienia się bardzo mało, poniewaŝ dodawane do roztworu jony OH - łączą się z jonami H + tworząc niezdysocjowane cząsteczki wody. W chwili gdy ilość dodawanej zasady jest prawie równa ilości kwasu wówczas ph roztworu zmienia się gwałtownie. Spowodowane jest to zmniejszeniem stęŝenia wolnych jonów H +, które mogą utworzyć cząsteczki wody z jonami OH -, jednocześnie pojawia się większe stęŝenie wolnych jonów wodorotlenowych. Dodanie kaŝdej następnej kropli roztworu zasady powoduje coraz gwałtowniejszą zmianę ph roztworu. Zmiana wartości ph po dodaniu jednej kropli roztworu titranta, następująca w pobliŝu punktu równowaŝnikowego (PR) reakcji miareczkowania nazwana została skokiem miareczkowania. Wielkość tego skoku zaleŝy od stęŝenia substancji reagujących jest on większy, gdy miareczkuje się jednomolowy roztwór kwasu solnego jednomolowym roztworem zasady, niŝ w przypadku bardziej rozcieńczonych roztworów. Zmiany ph moŝna przedstawić graficznie za pomocą wykresu: na osi x oznacza się ilość zuŝytego roztworu mianowanego w ml, na osi y- ph. Otrzymany wykres nazywa się krzywą miareczkowania, którą przedstawiono na rysunku 1. Na krzywej tej występuje punkt przegięcia (PR) o stycznej równoległej do osi ph i przez dłuŝszy czas jest zbieŝna ze styczną. Dla uchwycenia punktu równowaŝnikowego moŝna stosować oranŝ metylowy jak i fenolotaleinę. Rys. 1 Krzywa miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. 3

4 Krzywa miareczkowania mocnej zasady mocnym kwasem jest podobna do krzywej na rysunku 1, ale rozpoczyna się przy ph w granicach 12, punkt PR znajduje się w granicach ph 7. MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU MOCNĄ ZASADĄ Do zobojętnienia roztworu słabego kwasu mocną zasadą krzywa miareczkowania będzie miała przebieg jak na rysunku 2. Wartość początkowa ph jest wyŝsza niŝ w przypadku miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Punkt K, któremu odpowiada połowiczne zobojętnienie, jest punktem przegięcia krzywej. Styczna do niej w tym punkcie ma najmniejsze nachylenie. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia krzywej (PR) o stycznej równoległej do osi ph. Krzywa odchyla się znacznie szybciej od stycznej w punkcie przegięcia, czyli skok wartości ph w pobliŝu punktu równowaŝnikowego jest stosunkowo niewielki. Punkt przegięcia odpowiada ph > 7. Wskaźnikiem, który moŝna zastosować jest fenoloftaleina. Rys. 2 Krzywa miareczkowania słaby kwas mocną zasadą. MIARECZKOWANIE SŁABEJ ZASADY MOCNYM KWASEM Do roztworu słabej zasady dodawać będziemy roztwór mocnego kwasu. W punkcie K, odpowiadającemu połowicznemu zobojętnieniu mamy punkt przegięcia o rzędnej równej 14 pk z. Całkowitemu zobojętnieniu odpowiada punkt przegięcia PR dla ph < 7. Wskaźnikiem uŝywanym jest czerwień metylowa. 4

5 Rys.3 Krzywa miareczkowania słaba zasada mocny kwas MIARECZKOWANIE SŁABEGO KWASU SŁABĄ ZASADĄ Gdy moc kwasu jest porównywalna z mocą zasady, to zobojętnienie zachodzi przy ph bliskim 7. W takich przypadkach krzywa odchyla się od swej stycznej w punkcie przegięcia, nachylonej względem osi ph. NaleŜy dobrać wskaźnik w obszarze zmiany barwy bliski ph= 7. Rys.4 Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą 2. DEFINICJA ph Czysta woda źle przewodzi prąd elektryczny, choć wykazuje znikomą przewodność. Woda jest zatem słabym elektrolitem, który ulega w minimalnym stopniu ulega dysocjacji H 2 O H + + OH - Proces dysocjacji wody polega, na oddziaływaniu ujemnym biegunem jednej cząsteczki wody na drugą powodując jej rozpad. Proton zostaje związany przez wolne elektrony tlenu i powstaje jon hydroniowy H 3 O + H + + H O H [H 3 O] + Dysocjacja wody (autodysocjacja) przebiega więc w rzeczywistej reakcji: H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH - 5

6 Równowagę między jonami H 3 O + i OH - a niezdysocjowaną cząsteczką wody moŝna wyrazić za pomocą stałej dysocjacji wody + [ H3O ][ OH K = 2 [ H O] gdzie [ ] oznacza stęŝenie. W równaniu stęŝenie wody moŝe być uwaŝane za wartość stałą, poniewaŝ liczba cząsteczek zdysocjowanych jest niewielka w stosunku do ogólnej liczby cząsteczek wody. Zatem iloczyn K [H 2 O] 2 = K w jest wielkością stałą i zwany jest iloczynem jonowym wody. K w = K [H 2 O] 2 = [H 3 O + ] [OH - ] 2 ] W temperaturze 25 C (298K) dla czystej wody stęŝenie jonów hydroniowych jest równe stęŝeniu jonów wodorotlenowych i wynosi [H 3 O + ] = [OH - ] = mol/ dm 3 stąd K w = [H 3 O + ] [OH - ] = mol/ dm 3 Miarą kwasowości roztworu wodnego jest stęŝenie jonów wodorowych. Dla wszystkich roztworów obojętnych [H 3 O + ] = 10-7 mol/dm 3, kwaśnych [H 3 O + ] > 10-7 mol/dm 3, a zasadowych [H 3 O + ] < 10-7 mol/dm 3. Dodanie jakiegokolwiek kwasu doprowadza do zwiększenia stęŝenia jonów wodorowych, a równocześnie ulega zmniejszeniu stęŝenie jonów wodorotlenowych, część z nich łączy się z jonami H + w niezdysocjowane cząsteczki wody. Analogicznie dodanie zasady zwiększa stęŝenie jonów OH - i zmniejsza stęŝenie jonów wodorowych. Wartość iloczynu jonowego wody pozostaje w obu przypadkach nie zmieniona (przy załoŝeniu stałości temperatury). Posługiwanie się tak małymi stęŝeniami jest niewygodne. W 1909 r. Sörensen zaproponował posługiwanie się tzw. wykładnikiem stęŝenia jonów wodorowych, zwanym ph czyli ujemny logarytm dziesiętny ze stęŝenia jonów wodorowych. ph = - log [H + ] lub ph = - log [H 3 O + ] analogicznie poh = - log [OH - ] Logarytmując obie strony iloczynu jonowego wody otrzymujemy zaleŝność w postaci ph + poh = 14 Skala ph obejmuje roztwory od ph = 0 ([H + ] = 1 mol/dm 3 ) do roztworów zasadowych o 6

7 ph = 14 ([H + ] = mol/dm 3 ): ph < 7 roztwory kwaśne ph = 7 - roztwory obojętne ph > 7 roztwory zasadowe. Dla roztworów mocnych kwasów i zasad skala ph moŝe sięgać poza podane granice 0 i POMIAR ph ROZTWORÓW Wartość ph badanego roztworu moŝna oznaczać kolorymetrycznie za pomocą wskaźników (zwane równieŝ indykatorami), metodą potencjometryczną (pomiar zmiany potencjału roztworu miareczkowanego) lub dokładniej pomiar pehametrem (pomiar ph roztworu za pomocą elektrody szklanej). WSKAŹNIKI Wskaźnikami ph są substancje ulegające przemianom lub modyfikacjom strukturalnym w pewnym obszarze stęŝenia jonów wodorowych. Wskaźnikami takimi są najczęściej związki organiczne (słabe kwasy lub zasady), które w roztworach wodnych ulegają dysocjacji kwasowej lub zasadowej (tworzą układy sprzęŝone kwas zasada) i są słabymi elektrolitami. Z przemianami najczęściej związana jest zmiana barwy wskaźnika. Wskaźniki moŝna podzielić na dwa podstawowe rodzaje: - wskaźniki dwubarwne oba człony układu kwas zasada są barwne (np. oranŝ metylowy), - wskaźniki jednobarwne tylko jeden człon układu jest zabarwiony (np. fenoloftaleina). Wskaźniki jednobarwne i dwubarwne stosuje się same lub w mieszaninie z obojętnym barwnikiem, na którego tle zmiana barwy właściwego wskaźnika jest łatwiej zauwaŝalna są to wskaźniki mieszane. Stosuje się teŝ mieszaniny wskaźników, które zmieniają barwę stopniowo w szerokim zakresie ph. Są to wskaźniki uniwersalne, pozwalające szybko orientacyjnie określać ph. Zaopatrzone są one w skalę barw odpowiadającym określonym wartościom ph. Wskaźniki stosuje się w celu wizualnego (kolorymetrycznego) uchwycenia punktu zobojętnienia reagujących ze sobą substancji. Wskaźniki stosuje się w postaci roztworów wodnych lub etanolowych oraz w postaci papierków wskaźnikowych. Są to wąskie paski 7

8 bibuły nasycone roztworem wskaźnika. Do wskaźników dołączona jest skala barw, jakie przybiera papierek w zaleŝności od ph roztworu. Po zanurzeniu papierka do badanego roztworu lub zwilŝeniu kroplą roztworu badanego, papierek zabarwia się na kolor odpowiadający ph tego roztworu. Aby dana substancja mogła być dobrym wskaźnikiem, musi spełniać następujące warunki: - zmiana barwy musi zachodzić ostro i zmieniona barwa musi kontrastować z pierwotną, - zmiana barwy musi następować w wąskim zakresie ph, przy czym zakres ten musi obejmować stan stechiometrycznego (całkowitego) zobojętnienia reagujących substancji. Znając zakres ph, przy którym wskaźnik zmienia barwę moŝna dobrać odpowiedni wskaźnik dla odpowiedniego układu kwas zasada. W tabeli podano kilka najczęściej stosowanych wskaźników. ZaleŜności barwy wskaźnika od ph roztworu Wskaźnik Obszar zmiany Roztwór wskaźnika Barwa w roztworze barwy ph % rozpuszczalnik kwaśnym zasadowym Błękit tymolowy woda czerwona Ŝółta OranŜ metylowy B woda czerwona pomarańczowa Zieleń bromokrezolowa woda Ŝółta niebieska Błękit bromotymolowy woda Ŝółta niebieska Czerwień krezolowa A woda Ŝółta czerwona Fenoloftaleina % alkohol bezbarwna czerwona Błękit Nilu woda niebieska czerwona Tropeolina OA woda Ŝółta brązowopomarańczowa 8

9 POMIAR ph Kroplę badanego roztworu nanosi się na papierek wskaźnikowy nasycony jednym z barwnych wskaźników lub ich mieszaniną. Po zaobserwowaniu zmiany zabarwienia porównuje się otrzymaną barwę ze skalą barw podaną w jednostkach ph. Dokładniejszą metodą oznaczania kwasowości roztworów jest metoda potencjometryczna, oparta na pomiarze siły elektromotorycznej ogniwa E ogn utworzonego z elektrody pomiarowa (odwracalna względem jonów wodorowych) i elektrody porównawczej. Najczęściej stosowane jako elektrody pomiarowe są: elektroda wodorowa, chinhydronowa, elektrody tlenkowe (np. antymonowa) oraz elektroda szklana. Elektrodę porównawczą stanowi najczęściej nasycona elektroda kalomelowa (NEK). Elektroda szklana utworzona jest z rurki szklanej, zakończonej u dołu cienkościenną banieczką. Wewnątrz elektrody znajduje się elektroda chlorosrebrowa zanurzona w roztworze chlorku(i) potasu (I) lub w kwasie solnym. Pomiar polega na zanurzeniu elektrody w roztworze wraz z odpowiednią elektrodą porównawczą, np. z kalomelową według schematu: Ag, AgCl, KCl aq szkło roztwór badany lub wzorcowy KCl aq, Hg 2 Cl 2, Hg Elektroda szklana Elektroda kalomelowa W ściance szklanej, po obu jej stronach powstają warstwy hydratowane. JeŜeli stęŝenie jonów wodorowych w roztworach po obu stronach bańki szklanej są róŝne, to ustala się odpowiedni gradient potencjału. Zmienia się on w zaleŝności od zmian stęŝenia jonów H + w jednym z roztworów. Działanie elektrody szklanej tłumaczy się tendencją jonów wodorowych do zastępowania niektórych jonów zdeformowanej siatki krystalicznej szkła i obsadzania wolnych miejsc tej siatki. Nie ma jednak przechodzenia jonów z jednej strony na drugą stronę ścianki szklanej. Potencjał elektrody zaleŝy od ustalającej się równowagi pomiędzy jonami wodoru znajdującymi się w siatce szkła i jonami wodorowymi H + w roztworze. Zmieniając roztwór, w którym zanurzona jest elektroda szklana, zmienia się tylko potencjał na granicy faz szkło roztwór badany. Dla jonów wodorowych spełnione jest równanie: o RT o + Ew = EH + ln c + = EH log[ H ] dla temperatury 25 C. H F Dla elektrody wodorowej przyjęto, Ŝe zapisać następująco: o E H = 0 i wiadomo, Ŝe log [H + ] = ph równanie moŝna 9

10 E w = ph Elektroda szklana nadaje się do pomiaru ph w granicach od 0 do 8.5 lub nawet 0 11, w zaleŝności od rodzaju szkła. Do pomiary ph słuŝą elektroniczne przyrządy zwane pehametrami. Potencjometryczny pomiar ph polega na zestawieniu układu zgodnie ze schematem podanym wyŝej, przy czym najpierw dobiera się roztwór wzorcowy o wartości ph zbliŝonej do spodziewanej wartości roztworu badanego i mierzy się SEM takiego układu E ogn wz dla temperatury 25 C (298K) E ognwz = E E = E ph (1) por w gdzie: E ogn wz - SEM badanego ogniwa zawierającego roztwór wzorcowy o znanym ph, E w potencjał elektrody wskaźnikowej (szklanej), E por potencjał elektrody porównawczej (np. kalomelowej), PH wz wartość ph roztworu wzorcowego. por wz Następnie buduje się drugie ogniwo, w którym na miejscu roztworu wzorcowego o znanej wartości ph wprowadza się roztwór badany i wyznacza SEM tego ogniwa: E ognbad = E E = E ph (2) Po odjęciu stronami równania drugiego od pierwszego E ognwz por ognbad w por wz bad E = ph ph bad a po przekształceniach otrzymujemy: ph bad = ph wz E + ognbad E ognwz ROZTWORY BUFOROWE Roztworami buforowymi nazywamy roztwory wykazujące stałe stęŝenie jonów wodorowych (ph), praktycznie niezaleŝne od rozcieńczania roztworu oraz dodawania niewielkich ilości kwasów lub zasad. Najczęściej są to mieszaniny słabych kwasów i ich soli z mocną zasadą lub słabych zasad i ich soli z mocnym kwasem. Przykładowym roztworem buforowym jest bufor octanowy, składający się z wodnego roztworu kwasu octowego i octanu sodu (I). Octan sodowy jest mocnym elektrolitem, więc jest całkowicie zdysocjowany na jony sodu (Na + ) i octanowy (CH 3 COO - ). Kwas octowy 10

11 jest słabym elektrolitem a więc jego cząsteczki w roztworze wodnym są w niewielkim stopniu zdysocjowane. JeŜeli stęŝenie kwasu oznaczymy jako [kwas], a stęŝenie molowe soli [sól]. Kwas dysocjuje zgodnie z równaniem: CH 3 COOH H + + CH 3 COO - stała równowagi wynosi wówczas po przekształceniu otrzymujemy [ K c [ H ] [ CH3COO ] = [ CH COOH ] ] = K + H c + 3 [ CH3COOH ] [ CH COO ] 3 Kwas octowy jest zdysocjowany w małym stopniu, wobec tego moŝna przyjąć, Ŝe stęŝenie części niezdysocjowanej równa się całkowitemu stęŝeniu kwasu [CH 3 COOH] = [kwas]. Podobnie moŝna przyjąć, Ŝe jony octanowe pochodzą tylko z dysocjacji octanu sodowego, czyli ich stęŝenie jest równe stęŝeniu soli [CH 3 COO - ] = [sól]. Wobec tego równanie przyjmie postać: [ H + ] = K c [ kwas] [ sól] Z równania wynika, Ŝe stęŝenie jonów wodorowych zaleŝy od stosunku stęŝeń kwasu i soli, a nie zaleŝy od rozcieńczania roztworu. Dodatek niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady do roztworu buforowego niewiele zmienia wartość ph tego roztworu. JeŜeli do 1 dm 3 buforu octanowego o stęŝeniu 1 mol/dm 3 dodamy 0.01 mola HCl, to z tym kwasem przereaguje tylko 0.01 mola soli zawartej w tym roztworze zgodnie z równaniem: CH 3 COONa + HCl CH 3 COOH + NaCl Po reakcji stęŝenie kwasu octowego wyniesie [kwas] = 1.01 mola a stęŝenie octanu sodu (I) [sól] = 0.99 mola. Zatem [ H ] = K c czyli stęŝenie jonów H + zmieni się tylko o 2.2% JeŜeli tę samą ilość HCl dodamy do czystej wody o ph = 7, to stęŝenie jonów wodorowych wynosiłoby 10-2 czyli ph = 2, zmiana nastąpiła o pięć rzędów wielkości. 11

12 4. HYDROLIZA SOLI Większość roztworów wodnych wykazuje właściwości mocnych elektrolitów, tzn. są całkowicie zdysocjowane na jony. Równocześnie roztwory duŝej części soli wykazują odczyn kwaśny lub zasadowy. Kwaśny odczyn wykazują roztwory soli powstałych z mocnych kwasów i słabych zasad, odczyn zasadowy roztwory soli mocnych zasad i słabych kwasów. Odczyn słabo zasadowy lub słabo kwaśny roztwory soli słabych kwasów i zasad. Zjawisko to nazywamy reakcją hydrolizy. Hydroliza jest reakcją odwracalną i odwrotną do reakcji zobojętnienia. CH 3 COONa + H 2 O CH 3 COOH + NaOH W prawo przebiega reakcja hydrolizy, a w lewo reakcja zobojętnienia. Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad Przykładem tej grupy soli moŝe być chlorek (I) amonu NH 4 Cl NH 4 Cl + H 2 O NH 4 OH + HCl Chlorek amonu ulega całkowitej dysocjacji, gdyŝ jest mocnym elektrolitem. Uwalniające się podczas dysocjacji jony amonowe łączą się z jonami wodorotlenowymi, pochodzącymi z autodysocjacji wody. + NH 4 + Cl - + H + + OH - NH 4 OH + H + +Cl - Powstanie słabego elektrolitu NH 4 OH przesuwa stan równowagi dysocjacji wody w prawo, w wyniku suwania produktu reakcji. Powoduje to dysocjację dalszych cząsteczek wody i łączenie się jonów amonowych (NH + 4 ) z jonami OH -. Uwalniane jony wodorowe (H + ) nie wchodzą w reakcję z jonami chlorkowymi, poniewaŝ HCl jest mocnym elektrolitem. Nagromadzone w nadmiarze jony wodorowe powodują jego kwaśny odczyn. Właściwą reakcję przebiegającą w roztworze jest: NH H 2 O NH 4 OH + H + Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad Hydrolizę tę przedstawia równanie: NaNO 2 + H 2 O HNO 2 + NaOH a jonowo Na + + NO H + + OH - HNO 2 + Na + + OH - 12

13 Jony Na + i OH - nie łączą się ze sobą, poniewaŝ NaOH jest mocnym elektrolitem. Reakcja łączenia się jonów azotanowych (III) z jonami wodorowymi z powstaniem kwasu azotowego (III) powoduje usuwanie jonów H + z roztworu. Wywołuje to dysocjację cząsteczek wody, a jony wodorowe łączą się z jonami NO - 2. Jony wodorotlenowe wywołują zasadowy odczyn roztworu. Reakcję hydrolizy moŝna zapisać: NO H 2 O HNO 2 + OH - Hydroliza soli słabych zasad i słabych kwasów W tym przypadku zarówno kation i anion soli reaguje z jonami powstałymi na skutek dysocjacji wody NH H 2 O NH 4 OH + H + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - + sumując: NH 4 + CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + NH 4 OH Odczyn roztworu tego typu soli zaleŝy od względnej mocy kwasu i zasady. JeŜeli zasada jest słabsza od kwasu, to stęŝenie jonów H + jest nieco większa od stęŝenia jonów OH -, a odczyn słabo kwaśny. W przypadku odwrotnym odczyn jest słabo kwaśny. Gdy kwas i zasada są tej samej mocy np. octan amonu, to wówczas odczyn jest obojętny. Część praktyczna Ćwiczenie 1 Miareczkowanie mocny kwas - mocna zasada ( lub odwrotne) Celem ćwiczenia jest określenie stęŝenia roztworu kwasu lub zasady otrzymanej do miareczkowania. Sprzęt i odczynniki: - biureta szklana o objętości 50 ml, - kolba miarowa o objętości 100 ml, - pipeta szklana o objętości 20 ml, - 3 kolby stoŝkowe o objętości 200 ml, - cylinder miarowy o objętości 100 ml, - zlewka, - lejek, - statyw z łącznikiem, - tryskawka, - roztwór mianowany HCl (lub NaOH) o stęŝeniu 0.1 mol/dm 3, - roztwór wskaźnika (fenoloftaleina lub oranŝ metylowy). 13

14 Opis ćwiczenia: Otrzymany w kolbie miarowej roztwór kwasu (lub zasady), którego stęŝenie będzie oznaczane naleŝy uzupełnić wodą destylowaną do kreski za pomocą tryskawki do tzw. menisku wklęsłego. Roztwór naleŝy wymieszać, aby w kolbie było jednakowe stęŝenie oznaczanej substancji. Z kolby pobiera się 3 próbki za pomocą pipety o objętości 20 ml i przenosi się je do kolb stoŝkowych. Do kaŝdej kolby dodaje się po 3 krople wskaźnika (kwas fenoloftaleina z bezbarwnej na fioletowe, zasada oranŝ metylowy z Ŝółtego na pomarańczowe). Następnie naleŝy przygotować biuretę do miareczkowania. W tym celu do cylindra miarowego nalewa się roztworu mianowanego i za pomocą lejka wlewa się do biurety. Odkręca się kranik i wylewa się do zlewki, celu przepłukania biurety z zanieczyszczeń. Ponownie nalewa się roztwór do biurety powyŝej 0 i spuszczając ustawia się menisk wklęsły na zerze. Zdejmujemy lejek, aby zebrana ciecz nie kapała w trakcie miareczkowania do biurety (odczyt wyniku na skali mógłby być zafałszowany). Zdejmujemy kroplę wiszącą na końcu biurety zlewką i podstawiamy kolbę stoŝkową. Spuszczając roztwór z biurety małymi porcjami miareczkujemy do zmiany zabarwienia wskaźnika w roztworze badanym. Przy pierwszej zmianie zabarwienia dodajemy po kropli roztworu mianowanego, w celu uzyskania barwy w całej objętości próbki. Ze skali na biurecie odczytujemy objętość zuŝytego roztworu mianowanego. Ponownie napełniamy biuretę, ustawiamy 0 i miareczkujemy dwie pozostałe próbki. Otrzymane wyniki nie powinny róŝnić się między sobą więcej niŝ 0.2 ml. W przypadku duŝych rozbieŝności miareczkuje się jeszcze jedną próbkę. Obliczenie stęŝenia badanego roztworu ze wzoru: C x = C 2 V V gdzie: C x stęŝenie roztworu badanego, C 2 stęŝenie roztworu mianowanego, V 1 średnia objętość wyliczona z trzech miareczkowań, V 2 objętość roztworu pobrana z kolby miarowej

15 Ćwiczenie 2 Hydroliza i pomiar ph Celem ćwiczenia jest określenie odczynu soli oraz wyjaśnienie za pomocą reakcji hydrolizy wartości otrzymane podczas pomiary pehametrem i papierkami wskaźnikowymi. Sprzęt i odczynniki: - 6 zlewek o objętości 50 ml, - 3 roztwory buforowe o róŝnym ph, - 3 roztwory soli (chlorek (I) sodu (I), siarczan (VI) glinu (III), węglan (IV) sodu (I)), - tryskawka, - pehametr z elektrodą szklaną, - papierki wskaźnikowe, - bibuła. Opis ćwiczenia: Do 3 zlewek nalać roztwory buforowe, w celu wzorcowania pehametru. Wykonać wzorcowanie zgodnie z instrukcją obsługi sprzętu. Następnie wlać do 3 zlewek roztwory róŝnych soli i zmierzyć ph roztworów za pomocą papierka wskaźnikowego a następnie pehametru. Porównać ze sobą otrzymane wyniki. Zastanowić się nad reakcjami przebiegającymi w roztworach soli. Napisać równania reakcji. 15

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K

dla której jest spełniony warunek równowagi: [H + ] [X ] / [HX] = K RÓWNOWAGI W ROZTWORACH Szwedzki chemik Svante Arrhenius w 1887 roku jako pierwszy wykazał, że procesowi rozpuszczania wielu substancji towarzyszy dysocjacja, czyli rozpad cząsteczek na jony naładowane

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

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

PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE

PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE 4. PEHAMETRIA I ROZTWORY BUFOROWE 1. Sporządzanie i oznaczanie buforu octanowego Pehametria jest analizą instrumentalną, słuŝącą do potencjometrycznego bezpośredniego pomiaru wskaźnika stęŝenia jonów H

Bardziej szczegółowo

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

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

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

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

Ćwiczenie 8 (studenci biotechnologii) Potencjometria Potencjometryczne wyznaczanie PK miareczkowania słabego kwasu

Ćwiczenie 8 (studenci biotechnologii) Potencjometria Potencjometryczne wyznaczanie PK miareczkowania słabego kwasu Ćwiczenie 8 (studenci biotechnologii) Potencjometria Potencjometryczne wyznaczanie PK miareczkowania słabego kwasu Potencjometria Klasyczne miareczkowanie od miareczkowania potencjometrycznego różni się

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

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

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

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

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 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

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

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

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

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

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa

Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. Krystyna Moskwa CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie (lub innych

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

- 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

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

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

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

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

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

ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ

ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ ODCZYN WODY BADANIE ph METODĄ POTENCJOMETRYCZNĄ Instrukcja do ćwiczeń opracowana w Katedrze Chemii Środowiska Uniwersytetu Łódzkiego. 1. Wprowadzenie 1.1. Odczyn wody Odczyn roztworu określa stężenie,

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

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

1. za pomocą pomiaru SEM (siła elektromotoryczna róŝnica potencjałów dwóch elektrod) i na podstawie wzoru wyznaczenie stęŝenia,

1. za pomocą pomiaru SEM (siła elektromotoryczna róŝnica potencjałów dwóch elektrod) i na podstawie wzoru wyznaczenie stęŝenia, Potencjometria Potencjometria instrumentalna metoda analityczna, wykorzystująca zaleŝność pomiędzy potencjałem elektrody wzorcowej, a aktywnością jonów lub cząstek w badanym roztworze (elektrody wskaźnikowej).

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

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

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

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

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

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH

RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH RÓWNOWAGI W ROZTWORACH ELEKTROLITÓW WODNYCH I NIEWODNYCH Opracowanie: dr Jadwiga Zawada, dr inż. K. Moskwa CZĘŚĆ TEORETYCZNA 1. Dysocjacja elektrolityczna Substancje, które podczas rozpuszczania w wodzie

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

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

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

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

ETAP III B r. Godz Analiza objętościowa alkacymetria i redoksometria

ETAP III B r. Godz Analiza objętościowa alkacymetria i redoksometria Wprowadzenie ETAP III B 06.04.2019 r. Godz. 11.00-14.00 Analiza objętościowa alkacymetria i redoksometria Miareczkowania są powszechnie stosowane w chemii analitycznej do oznaczania kwasów, zasad, utleniaczy,

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

1 Kinetyka reakcji chemicznych

1 Kinetyka reakcji chemicznych Podstawy obliczeń chemicznych 1 1 Kinetyka reakcji chemicznych Szybkość reakcji chemicznej definiuje się jako ubytek stężenia substratu lub wzrost stężenia produktu w jednostce czasu. ν = c [ ] 2 c 1 mol

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

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

WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI p-nitrofenolu METODĄ SPEKTROFOTOMETRII ABSORPCYJNEJ

WYZNACZANIE STAŁEJ DYSOCJACJI p-nitrofenolu METODĄ SPEKTROFOTOMETRII ABSORPCYJNEJ Ćwiczenie nr 13 WYZNCZNIE STŁEJ DYSOCJCJI p-nitrofenolu METODĄ SPEKTROFOTOMETRII BSORPCYJNEJ I. Cel ćwiczenia Celem ćwiczenia jest wyznaczenie metodą spektrofotometryczną stałej dysocjacji słabego kwasu,

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

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

A4.05 Instrukcja wykonania ćwiczenia

A4.05 Instrukcja wykonania ćwiczenia Katedra Chemii Fizycznej Uniwersytetu Łódzkiego A4.05 nstrukcja wykonania ćwiczenia Wyznaczanie współczynników aktywności soli trudno rozpuszczalnej metodą pomiaru rozpuszczalności Zakres zagadnień obowiązujących

Bardziej szczegółowo

PRACOWNIA ANALIZY ILOŚCIOWEJ. Analiza substancji biologicznie aktywnej w preparacie farmaceutycznym kwas acetylosalicylowy

PRACOWNIA ANALIZY ILOŚCIOWEJ. Analiza substancji biologicznie aktywnej w preparacie farmaceutycznym kwas acetylosalicylowy PRACOWNIA ANALIZY ILOŚCIOWEJ Analiza substancji biologicznie aktywnej w preparacie farmaceutycznym kwas acetylosalicylowy Ćwiczenie obejmuje: 1. Oznaczenie jakościowe kwasu acetylosalicylowego 2. Przygotowanie

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

Ćw. 2 Miareczkowanie potencjometryczne

Ćw. 2 Miareczkowanie potencjometryczne Ćw. 2 Miareczkowanie potencjometryczne Podstawy teoretyczne Miareczkowanie jest w analizie ilościowej jedną z najwaŝniejszych metod oznaczania stęŝenia związków chemicznych. Metoda ta polega na dodawaniu

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów

Spis treści. Wstęp. Roztwory elektrolitów Spis treści 1 Wstęp 1.1 Roztwory elektrolitów 1.2 Aktywność elektrolitów 1.3 Teorie kwasów i zasad 1.3.1 Teoria Arrheniusa 1.3.2 Teoria Lowry ego-brönsteda 1.3.3 Teoria Lewisa 1.4 Roztwory buforowe 1.5

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

Analiza ilościowa ustalenie składu ilościowego badanego materiału. Można ją prowadzić: metodami chemicznymi - metody wagowe - metody miareczkowe

Analiza ilościowa ustalenie składu ilościowego badanego materiału. Można ją prowadzić: metodami chemicznymi - metody wagowe - metody miareczkowe ANALIZA ILOŚCIOWA Analiza ilościowa ustalenie składu ilościowego badanego materiału. Można ją prowadzić: metodami chemicznymi - metody wagowe - metody miareczkowe analiza klasyczna metodami fizycznymi

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

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

Miareczkowanie potencjometryczne Na 2 CO 3 roztworem HCl

Miareczkowanie potencjometryczne Na 2 CO 3 roztworem HCl Miareczkowanie potencjometryczne Na 2 CO 3 roztworem HCl (opracowanie: Barbara Krajewska) Celem ćwiczenia jest oznaczenie zawartości Na 2 CO 3 w próbce (w gramach) drogą potencjometrycznego otrzymanej

Bardziej szczegółowo

Bufory ph. Pojemność buforowa i zakres buforowania

Bufory ph. Pojemność buforowa i zakres buforowania Bufory ph. Pojemność buforowa i zakres buforowania 1. Wstęp Roztworami buforowymi nazywane są roztwory wodne, składające się z mieszaniny słabego kwasu i sprzężonej z nim zasady (protonodawca protonobiorca),

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

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

Odczyn roztworu Skala ph. Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka

Odczyn roztworu Skala ph. Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka Odczyn roztworu Skala ph Piotr Zawadzki i Aleksandra Jarocka Wskaźniki a odczyn Ph Wskaźniki, to związki, które w zależności od odczynu roztworu zmieniają barwę. Najczęściej spotykanymi w naszym otoczeniu

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

ODNAWIALNE ŹRÓDŁA ENERGII I GOSPODARKA ODPADAMI STUDIA STACJONARNE

ODNAWIALNE ŹRÓDŁA ENERGII I GOSPODARKA ODPADAMI STUDIA STACJONARNE PROGRAM ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII (SEMESTR ZIMOWY) ODNAWIALNE ŹRÓDŁA ENERGII I GOSPODARKA ODPADAMI STUDIA STACJONARNE Ćwiczenie 1 (Karty pracy laboratoryjnej: 1a, 1b, 1d, 1e) 1. Organizacja ćwiczeń.

Bardziej szczegółowo

Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej

Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej Zagadnienia z chemii na egzamin wstępny kierunek Technik Farmaceutyczny Szkoła Policealna im. J. Romanowskiej 1) Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne 2) Roztwory (zadania rachunkowe zbiór zadań Pazdro

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

LABORATORIUM Z CHEMII FIZYCZNEJ POTENCJOMETRYCZNY POMIAR PH POLITECHNIKA ŚLĄSKA WYDZIAŁ CHEMICZNY. Agata Blacha-Grzechnik.

LABORATORIUM Z CHEMII FIZYCZNEJ POTENCJOMETRYCZNY POMIAR PH POLITECHNIKA ŚLĄSKA WYDZIAŁ CHEMICZNY. Agata Blacha-Grzechnik. POLITCHNIKA ŚLĄSKA WYDZIAŁ CHMICZNY KATDRA IZYKOCHMII I TCHNOLOGII POLIMRÓW POTNCJOMTRYCZNY POMIAR PH Prowadzący: Miejsce ćwiczenia: Agata Blacha-Grzechnik Katedra izykochemii i Technologii Polimerów,

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

KWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to:

KWASY I WODOROTLENKI. 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to: KWASY I WODOROTLENKI 1. Poprawne nazwy kwasów H 2 S, H 2 SO 4, HNO 3, to: 1. kwas siarkowy (IV), kwas siarkowy (VI), kwas azotowy, 2. kwas siarkowy (VI), kwas siarkowy (IV), kwas azotowy (V), 3. kwas siarkowodorowy,

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

Chemia - laboratorium

Chemia - laboratorium Chemia - laboratorium Wydział Geologii, Geofizyi i Ochrony Środowisa Studia stacjonarne, Ro I, Semestr zimowy 01/14 Dr hab. inż. Tomasz Brylewsi e-mail: brylew@agh.edu.pl tel. 1-617-59 atedra Fizyochemii

Bardziej szczegółowo

Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego i chlorooctowego

Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego i chlorooctowego Wyznaczanie stałej i stopnia dysocjacji kwasu octowego i chlorooctowego (opracowanie: Barbara Krajewska) Celem ćwiczenia jest: 1) wyznaczenie stałych dysocjacji K a dwóch słabych kwasów: octowego CH 3

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

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

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

Maria Bełtowska-Brzezinska, Tomasz Węsierski

Maria Bełtowska-Brzezinska, Tomasz Węsierski Ćwiczenie 28 Maria Bełtowska-Brzezinska, Tomasz Węsierski BADANIE ELEKTRONODONOROWYCH I ELEKTRONOAKCEPTOROWYCH WŁAŚCIWOŚCI PODSTAWNIKÓW W OPARCIU O RÓWNANIE HAMMETTA Zagadnienia: Korelacja Hammetta, korelacja

Bardziej szczegółowo