ALKACYMETRIA. Ilościowe oznaczanie HCl metodą miareczkowania alkalimetrycznego

Transkrypt

1 Dwa pierwsze ćwiczenia, a mianowicie: Rozdział i identyfikacja mieszaniny wybranych kationów występujących w płynach ustrojowych oraz Rozdział i identyfikacja mieszaniny wybranych anionów ważnych w diagnostyce medycznej należy samodzielnie opracować na podstawie podręcznika Z.Szmal, T.Lipiec: Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Wydawnictwo Lekarskie PZWL, Warszawa 997 (lub wydania następne) lub skryptu, z którego korzystano na zajęciach z Chemii Ogólnej i Nieorganicznej: Chemia analityczna jakościowa. Podręcznik dla studentów I roku farmacji i analityki medycznej, red. A.Sobczak, J.Sochacka, Śląski Uniwersytet Medyczny w Katowicach, Katowice 200. ALKACYMETRIA Ilościowe oznaczanie HCl metodą miareczkowania alkalimetrycznego Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego roztworem wodorotlenku sodu jest przykładem miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą HCl + NaOH NaCl + H 2 O W wyniku zachodzącej reakcji powstaje roztwór obojętny. Wskaźnikiem w oznaczaniu jest oranż metylowy. W przypadku stosowania oranżu metylowego roztwór kwasu solnego należy miareczkować mianowanym roztworem wodorotlenku sodu do pierwszej zmiany barwy z czerwonej na żółtą. badany roztwór kwasu solnego, wodorotlenek sodu około 0, mol/dm 3, mianowany roztwór HCl, 0,% roztwór oranżu metylowego biureta 25 cm 3, kolba miarowa 00 cm 3, pipeta jednomiarowa 25 cm 3, cylinder miarowy 25 cm 3, kolba stożkowa 250 cm 3 Nastawianie miana titrantu roztworu wodorotlenku sodu na mianowany roztwór kwasu solnego. Podczas miareczkowania roztworu kwasu solnego wodorotlenkiem sodu zachodzi reakcja NaOH + HCl NaCl + H 2 O W celu nastawienia miana roztworu wodorotlenku sodu na mianowany roztwór kwasu solnego należy odmierzyć pipetą jednomiarową 25 cm 3 mianowanego roztworu HCl i przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 cm 3 oraz dodać 50 cm 3 wody destylowanej i w obecności -2 kropel oranżu metylowego miareczkować roztworem NaOH do momentu zmiany barwy z różowej na żółtą. Obliczyć stężenie molowe wodorotlenku sodu w [mol/dm 3 ] wg wzoru:

2 c V c f HCl HCl NaOH NaOH [mol/dm 3 ] VNaOH fhcl gdzie: f współczynnik równoważności odpowiednio NaOH i HCl, V HCl objętość roztworu HCl zużyta do nastawiania miana roztworu wodorotlenku sodu [dm 3 ], V NaOH objętość roztworu NaOH zużyta do miareczkowania roztworu HCl [dm 3 ] Próbkę kwasu solnego przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 00 cm 3 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Następnie pobrać 25 cm 3 tego roztworu i przenieść pipetą jednomiarową do kolby stożkowej, rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości około 50 cm 3, dodać -2 krople oranżu metylowego i miareczkować roztworem NaOH do chwili zmiany barwy próbki z czerwonej na żółtą. Obliczyć zawartość w [g] kwasu solnego w próbce wg wzoru: x = c NaOH V NaOH M HCl W [g] gdzie: c NaOH stężenie molowe roztworu wodorotlenku sodu [mol/dm 3 ], V NaOH objętość roztworu NaOH zużytego do miareczkowania próbki HCl [dm 3 ], M HCl masa molowa kwasu solnego [g/mol], W współmierność kolby i pipety.

3 REDOKSYMETRIA Jodometryczne oznaczanie jonów miedzi (II) Oznaczanie jonów Cu 2+ metodą jodometryczną polega na ich redukcji do Cu + za pomocą jodku potasu. W wyniku tej reakcji strąca się osad CuI, dzięki czemu zachodzi ona w kierunku odwrotnym do tego, który wynikałby z porównania standardowych potencjałów redoks układów Cu 2+ /Cu + oraz I 2 /2I - ( E 0 (I / 2I ) E 0 (Cu 2 / Cu ) ) 2 2 Cu I - I CuI Wykorzystanie omawianej reakcji do jodometrycznego oznaczania miedzi jest możliwe przy zastosowaniu miareczkowania pośredniego (mianowanym roztworem Na 2 S 2 O 3 ), wydzielonego w równoważnej ilości wolnego jodu zamiast jonów Cu 2+ I S 2 O I - + S 4 O 2- Pod koniec miareczkowania dodaje się roztworu tiocyjanianiu potasu, który tworzy trudniej rozpuszczalny od jodku miedzi (I) osad tiocyjanianu miedzi (I) 6 CuI + SCN - CuSCN + I - Dzięki temu zmniejsza się roztworze, i tak już bardzo małe, stężenie jonów Cu + nad osadem CuI, a jednocześnie następuje dalszy wzrost potencjału utleniającego układu Cu 2+ /Cu + (od czego zależy zarówno kierunek, jak i w pełni ilościowy przebieg omawianej reakcji redukcji Cu 2+ do Cu + ) badany roztwór jonów Cu 2+, mol/dm 3 roztwór H 2 SO 4, 0, mol/dm 3 roztwór tiosiarczanu(vi) sodu, 0,5% roztwór skrobi, jodek potasu, 25% roztwór tiocyjanianu potasu lub amonu 0, mol/dm 3 dichromian (VI) potasu (odważka analityczna) Kolba miarowa 00 cm 3, kolba stożkowa- 300 cm 3, pipeta jednomiarowa 25 cm 3, biureta 25 cm 3, cylinder miarowy 00 cm 3, waga analityczna Nastawianie miana titrantu tio(ii) siarczanu(vi) sodu na 0, mol/dm 3 roztwór dichromianu (VI) potasu (odważka analityczna). Do kolby stożkowej o pojemności 300 cm 3 ( z doszlifowanym korkiem- uniknięcie strat jodu w wyniku jego sublimacji) przenieść 25 cm 3 roztworu dichromianu (VI) potasu pipetą jednomiarową, dodać 2 g jodku potasu, 50 cm 3 wody destylowanej oraz 20 cm 3 kwasu

4 siarkowego(vi) o stężeniu mol/dm 3. Zawartość kolby dokładnie wymieszać i odstawić w ciemne miejsce na 5 minut. Wydzielony jod miareczkować roztworem Na 2 S 2 O 3 do uzyskania żółtozielonego zabarwienia. Następnie dodać 3 cm 3 wodnego roztworu skrobi oraz 50 cm 3 wody destylowanej nadal miareczkować roztworem Na 2 S 2 O 3 (titrantem) do chwili zmiany zabarwienia z niebieskofioletowego na jasnozielone. Podczas nastawiania miana roztworu tio(ii)siarczanu(vi)sodu na dichromian(vi) potasu zachodzi reakcja: Cr 2 O I - + 4H + 3I 2 + 2Cr H 2 O Powyższe równanie pozwala na obliczanie stężenia [mol/dm 3 ] roztworu Na 2 S 2 O 3 ze wzoru: ( K2Cr2O 7 6 c c K2Cr2O 7 6 c - stężenie ułamkowo- molowe roztworu K 2 Cr 2 O 7 [mol/dm 3 ], v objętość roztworu K 2 Cr 2 O 7 pobranego do analizy [dm 3 ], v objętość roztworu Na 2 S 2 O 3 zużytego do miareczkowania). v v Próbkę roztworu zawierającego jony Cu 2+ przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 00 cm 3 i uzupełnić wodą do kreski. Następnie 25 cm 3 próbki odpipetować do kolby stożkowej o pojemności 300 cm 3 (z doszlifowanym korkiem), dodać 8 cm 3 mol/dm 3 roztworu H 2 SO 4 oraz 2 g stałego jodku potasu, całość energicznie wymieszać. Natychmiast miareczkować mianowanym roztworem Na 2 S 2 O 3 do uzyskania jasnożółtego zabarwienia. Następnie dodać 4ml roztworu skrobi i 6 cm 3 25% roztworu tiocyjanianu potasu i kontynuować miareczkowanie do zaniku niebieskofioletowego zabarwienia. Następnie obliczyć zawartość [g] miedzi ze wzoru: x = c v M f W gdzie: c stężenie molowe roztworu Na 2 S 2 O 3 [mol/dm 3 ], v objętość roztworu Na 2 S 2 O 3 zużytego do miareczkowania wydzielonego jodu [dm 3 ], M masa molowa miedzi [g/mol], f współczynnik równoważności miedzi w reakcji Cu 2+ do Cu +, W współmierność kolby i pipety. [] Andrzej Cygański, Chemiczne Metody Analizy Ilościowej, Wyd.4, 994

5 KOMPLEKSOMETRIA Kompleksometryczne oznaczanie jonów Fe 3+ Jony Fe 3+ tworzą bardzo trwałe kompleksy z EDTA, nawet w silnie kwaśnych roztworach. Umożliwia to ich kompleksonometryczne oznaczenie w obecności innych kationów. Oznaczenie to przeprowadza się w roztworach o ph -3, wobec wskaźników- kwasu salicylowego lub sulfosalicylowego. Są to bezbarwne metalowskaźniki, tworzące z jonami żelaza czerwonofioletowy kompleks. Kompleksowanie Fe 3+ przez EDTA Fe 3+ + H 2 Y 2- = FeY - + 2H + zachodzi szybciej w podwyższonej temperaturze. badany roztwór jonów Fe 3+, mianowany roztwór EDTA (odważka analityczna), 5% alkoholowy roztwór kwasu salicylowego, papierki wskaźnikowe (ph -0) kolba miarowa - 00 cm 3, biureta - 25 cm 3, pipeta jednomiarowa - 25 cm 3, cylinder miarowy - 00 cm 3, łaźnia wodna, kolba miarowa Erlenmayera cm 3 Próbkę roztworu Fe 3+ przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 00 cm 3 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Pipetą jednomiarową pobrać 25 cm 3 roztworu, przenieść do kolby stożkowej o pojemności 300 cm 3 i rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości około 50 cm 3. Wprowadzić cm 3 alkoholowego roztworu kwasu salicylowego, ogrzać do temperatury 40 o C i miareczkować ostrożnie roztworem EDTA, do momentu zmiany barwy z czerwono- fioletowej na żółtą. Następnie obliczyć zawartość (g) Fe 3+ w próbce ze wzoru: x = c v M W [g] gdzie: c stężenie molowe roztworu EDTA (mol/dm 3 ), v- objętość roztworu EDTA zużytego do miareczkowania próbki jonów Fe 3+ (dm 3 ), M - masa molowa żelaza (g/mol), W- współmierność kolby i pipety.

6 PRECYPITOMETRIA Precypitometryczne oznaczanie zawartości jonów Cl - w soli fizjologicznej dobór metody analitycznej przez studenta Oznaczanie chlorków metodą Fajansa Przy precypitometrycznym oznaczaniu Cl - metodą Fajansa, podczas miareczkowania badanego roztworu mianowanym roztworem azotanu (V) srebra, zachodzi wytrącanie trudno rozpuszczalnego osadu chlorku srebra Ag + + Cl - AgCl Miareczkowanie prowadzi się wobec wskaźnika adsorpcyjnego, np. fluoresceinianu sodu. Pierwsza kropla nadmiaru titrantu wprowadzona do roztworu powoduje powstanie fluoresceinianu srebra, który adsorbuje się na powierzchni osadu AgCl, barwiąc go na kolor różowy. Fluoresceina jako wskaźnik może być stosowana jedynie w roztworach obojętnych; w roztworach kwaśnych występuje w postaci niezdysocjowanych, bezbarwnych cząsteczek. badany roztwór jonów Cl -, mianowany roztwór azotanu (V) srebra (odważka analityczna), 0,% roztwór fluoresceinianu sodu (wskaźnik) kolba miarowa 00 cm 3, biureta 25 cm 3, pipeta jednomiarowa 25 cm 3, kolba stożkowa 250 cm 3 Badaną próbkę zawierającą jony chlorkowe przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 00 cm 3 i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. przenieść 25 cm 3 tego roztworu do kolby stożkowej o pojemności 250 cm 3, dodać -2 krople roztworu fluoresceinianu sodu, miareczkować mianowanym roztworem azotanu (V) srebra do momentu, gdy osad chlorku srebra zabarwi się na różowo. Zawartość chlorków [g] w próbce obliczyć ze wzoru: x = c v M W [g] gdzie: c stężenie molowe AgNO 3 [mol/dm 3 ], v objętość roztworu AgNO 3 zużytego do miareczkowania jonów Cl -, M masa molowa jonu chlorkowego[g/mol], W współmierność kolby i pipety.

7 ANALIZA WAGOWA Wagowe oznaczanie zawartości jonów Ca 2+ Jony wapnia (Ca 2+ ) wytrąca się ilościowo szczawianem amonu w postaci trudno rozpuszczalnego osadu szczawianu wapnia. Reakcję przeprowadza się w środowisku obojętnym. W tym celu roztwór (wcześniej zakwaszony) powoli zobojętnia się amoniakiem w obecności wskaźnika (oranżu metylowego), w temperaturze bliskiej wrzeniu, do momentu zmiany barwy z różowej na żółtą. Rozpuszczalność CaC 2 O 4 maleje i wydziela się osad w postaci stosunkowo dużych i łatwych do sączenia kryształów. Ca 2+ + C 2 O 4 2- CaC 2 O 4 Osadu szczawianu wapnia należy wysuszyć w suszarce w temp. 0 C, następnie ostudzić w eksykatorze i zważyć. badany roztwór jonów Ca 2+, nasycony roztwór szczawianu amonu, roztwór amoniaku (:), stężony HCl, oranż metylowy kolba miarowa - 00cm 3, zlewka - 250cm 3, pipeta jednomiarowa 25 cm 3, pipety wielomiarowe 0 c m 3 i 20 cm 3, cylinder miarowy - 00cm 3, szkiełko zegarkowe, lejek P-4, łaźnia wodna, suszarka laboratoryjna, eksykator, pompka wodna Otrzymaną próbkę roztworu soli wapniowej należy przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 00 cm 3 i uzupełnić woda do kreski. Po dokładnym wymieszaniu 25 cm 3 roztworu odpipetować do zlewki o pojemności 250 cm 3. Roztwór rozcieńczyć dodając 50 cm 3 wody destylowanej. Następnie dodać 5 cm 3 stężonego HCl, 5 kropli oranżu metylowego i 80 cm 3 nasyconego roztworu szczawianu amonu. Całość ogrzać do 80 C i ciągle mieszając powoli wprowadzać roztwór amoniaku (:) do chwili zmiany barwy wskaźnika z różowej na żółtą. Roztwór z osadem pozostawić na godzinę na łaźni wodnej. Wytrącony osad przesączyć przez wcześniej zważony lejek. Lejek z osadem suszyć w temperaturze 0 C przez godzinę. Po wyjęciu lejka z suszarki ostudzić go w eksykatorze i dokładnie zważyć. Obliczyć zawartość jonów wapnia w próbce ze wzoru: x = m F W [g] gdzie: m - masa osadu dwuwodnego szczawianu wapnia [g], F mnożnik analityczny do przeliczania masy dwuwodnego szczawianu wapnia na masę jonów wapnia, wynosi 0,2442, W- współmierność kolby i pipety.