Opracowanie: dr Bożena Kowalczyk

Zeszyt do ćwiczeń laboratoryjnych z chemii nieorganicznej dla studentów I roku Wydziału Nauk Technicznych, kierunku Budownictwo w roku akademickim 2013/2014 Opracowanie: dr Bożena Kowalczyk

Plan ćwiczeń laboratoryjnych z chemii dla studentów I roku Wydz. Nauk Technicznych kierunku Budownictwa w roku akad. 2013/2014 Ćwiczenie 1 (9 i 11 X) Regulamin pracowni, przepisy BHP. Typy reakcji chemicznych. Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. I dysocjacja elektrolityczna, hydratacja, strącanie, zobojętnianie. Ćwiczenie 2 (16 i 18 X) Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. II - hydroliza, amfoteryczność. Ćwiczenie 3 (6 i 8 XI) Kolokwium 1 Praca kontrolna 1 Reakcje redoks. Szereg napięciowy metali. Obliczenia stechiometryczne. Ćwiczenie 4 (13 i 15 XI) Poprawa kolokwium 1 Chemia mineralnych materiałów budowlanych. Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz. I - jakościowe wykrywanie kationów: Ca 2+, Mg 2+, Fe 3+, Al 3+, Zn 2+, Na +, K +. Ćwiczenie 5 (20 i 22 XI) Kolokwium 2 Praca kontrolna 2 Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz.ii - jakościowe wykrywanie anionów: SO 4 2-, CO 3 2-, SiO 3 2-, NO 3 -. Analiza soli. Ćwiczenie 6 (27 i 29 XI) Poprawa kolokwium 2 Korozja metali. Pasywacja i aktywacja metali. Ogniwa. Dobieranie współczynników do reakcji redoks część audytoryjna. Ćwiczenie 7 (4 i 6 XII) Kolokwium 3 Praca kontrolna 3 Roztwory właściwe. Sporządzanie roztworów. Pomiar i obliczanie ph roztworów. Ćwiczenie 8 (11 i 13 XII) Kolokwium 4 Praca kontrolna 4 Roztwory właściwe i koloidalne. Otrzymywanie roztworów koloidalnych i badanie ich trwałości. Ćwiczenie 9 (8 i 10 I ) Poprawa kolokwium 3 i 4 Ocena wybranych właściwości fizykochemicznych wody. Oznaczanie twardości węglanowej wody. Ćwiczenie 10 (15 i 17 I ) Zaliczanie ćwiczeń. 2

TEMATY KOLOKWIÓW Kolokwium 1 Klasyfikacja i aktualne nazewnictwo związków nieorganicznych. Dysocjacja elektrolityczna kwasów zasad i soli z uwzględnieniem dysocjacji stopniowej. Nazewnictwo jonów. Moc elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji. Reakcje chemiczne w zapisie cząsteczkowym i jonowym. Amfoteryczność pierwiastków i związków chemicznych ( Al, Zn, Pb, Cr, Sn). Kolokwium 2 Hydroliza soli. Typy reakcji chemicznych. Obliczenia stechiometryczne. Kolokwium 3 Równania redoks w zapisie cząsteczkowym i jonowym. Szereg napięciowy metali. Ogniwa. Kolokwium 4 Obliczanie stężeń roztworów (procentowe i molowe). Iloczyn jonowy wody. Obliczanie ph roztworów mocnych elektrolitów. Zalecana literatura: 1. Czarnecki L., Broniewski T., Hennig O.: Chemia w budownictwie. Warszawa, Arkady 1996. 2. Woszczak T.: Chemia dla studentów budownictwa lądowego. Kielce, Wydawnictwo Politechniki Świętokrzyskiej 2001. 3. Rosiek G. Wala D., Werner B.: Ćwiczenia z chemii dla studentów wydziału budownictwa.. Wrocław, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej 2007. 4. Wiśniewski W., Majkowska H.: Chemia ogólna nieorganiczna. Wydawnictwo UWM 2000. 5. Czarnecki L., Łukowski P., Garbacz A.,: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii budowlanej. Oficyna Wydawnicza Politechniki Warszawskiej 2007. 3

ĆWICZENIE 1 Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. I. Reakcje chemiczne (przemiany chemiczne) zachodzą wówczas, gdy z jednej lub kilku substancji powstają nowe substancje o zupełnie innych właściwościach chemicznych i fizycznych. Przebieg reakcji przedstawia się za pomocą równań chemicznych. Reakcje chemiczne elektrolitów można zapisywać w formie cząsteczkowej (1), jonowej (2) lub jonowo-cząsteczkowej (3): (1) BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl (2) Ba 2+ + SO 2-4 BaSO 4 (3) BaCl 2 + SO 2-4 BaSO 4 + 2 Cl - Używane symbole atomów, cząsteczek lub jonów w zapisie równania chemicznego mają trojakie znaczenie: -oznaczają nazwę pierwiastka lub połączenia chemicznego, - oznaczają jeden atom, cząsteczkę lub jon, - oznaczają jeden mol atomów, mol cząsteczek lub mol jonów. Na przykład równanie reakcji można odczytać następująco: CuO + 2HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O - tlenek miedzi(ii) reaguje z kwasem azotowym(v) w wyniku czego powstaje azotan(v) miedzi(ii) i woda, - cząsteczka tlenku miedzi(ii) reaguje z dwoma cząsteczkami kwasu azotowego(v) tworząc cząsteczkę azotanu(v) miedzi(ii) i cząsteczkę wody, - jeden mol tlenku miedzi(ii) reaguje z dwoma molami kwasu azotowego(v) w wyniku czego powstaje jeden mol azotanu(v) miedzi(ii) i jeden mol wody. Reakcje chemiczne można klasyfikować na wiele sposobów, np. ze względu na: a) Charakter przemian jakim ulegają reagujące substancje, reakcje chemiczne można podzielić na trzy typy: reakcje syntezy, reakcje rozkładu (analizy) i reakcje wymiany. W reakcjach syntezy z dwóch (lub więcej) substancji powstaje nowa substancja wg schematu: A + B C. Spalanie pierwiastków w tlenie jest typowym przykładem reakcji syntezy: 2Mg + O 2 2MgO Odwrotnością reakcji syntezy jest reakcja rozkładu (analizy): AB A + B. Termiczny rozkład tlenków, wodorotlenków i soli może być przykładem reakcji analizy: CaCO 3 CaO + CO 2 Często spotykanym typem reakcji chemicznych jest reakcja wymiany: A + B C + D. Dwie substancje A i B reagują ze sobą przekształcając się w dwie nowe C i D. Reakcje wymiany dzielimy na reakcje wymiany pojedynczej np.: 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 i podwójnej: CuSO 4 + 2NaOH Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 4

b) Efekty energetyczne (Q), które towarzyszą przemianom chemicznym. Procesy zachodzące z wydzieleniem energii noszą nazwę egzotermicznych. Jeżeli reagujące substancje pochłaniają energię z otoczenia reakcja jest nazywana endotermiczną: A + B C + Q reakcja egzotermiczna AB B + C Q reakcja endotermiczna c) Przeniesienie elektronów między reagującymi cząsteczkami, którym towarzyszy zmiana stopnia utlenienia pierwiastków biorących udział w reakcji (reakcje utleniania i redukcji) i reakcje bez przeniesienia elektronów i zmiany stopnia utlenienia pierwiastków. d) Stan fazowy substratów i produktów reakcji ۰reakcje jednofazowe (homogeniczne) A(g) + B(g) C(g) ۰reakcje wielofazowe (heterogeniczne) A(s) + B(g) C(c) gdzie: (s), (c), (g) - stan fazowy reagentów odpowiednio stały, ciekły i gazowy. e) Odwracalność reakcji. Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne. Reakcję nazywamy odwracalną lub równowagową, jeżeli w jej wyniku ustala się stan równowagi, w którym współistnieją produkty i substraty: A + B C reakcja odwracalna Jeżeli podczas przebiegu reakcji jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji w postaci osadu lub gazu lub bardzo słabego elektrolitu to taką reakcję określamy jako nieodwracalną. A + B C reakcja nieodwracalna W roztworach wodnych elektrolitów przebiegają reakcje jonowe, czyli reakcje między jonami, jonami i atomami lub między jonami i cząsteczkami. Często występującymi reakcjami jonowymi są : - reakcje strącania trudno rozpuszczalnych osadów np. Ag + + Cl - AgCl - reakcje zobojętniania H + + OH - H 2 O Są to przykłady reakcji nieodwracalnych. 5

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Reakcje syntezy (pokaz) Kawałek wstążki magnezowej ująć w szczypce i spalić w płomieniu palnika. Produkt spalania wrzucić do parowniczki, dodać kilka kropli wody destylowanej oraz dwie krople fenoloftaleiny. cząsteczkowo: jonowo: 2. Reakcje wymiany podwójnej: a) zobojętniania Do probówki wlać ok.1 cm 3 2M roztworu KOH lub NaOH, dodać jedną kroplę fenoloftaleiny a następnie stopniowo dodawać kroplami 2M roztworu HCl aż do odbarwienia mieszaniny. cząsteczkowo: jonowo: b) strącania Do dwóch probówek wlać po ok. 1 cm 3 roztworu Na 2 CO 3, a następnie kroplami dodawać do pierwszej ok. 1cm 3 roztworu CaCl 2, do drugiej 1 cm 3 roztworu Ca(NO 3 ) 2. 6

cząsteczkowo: jonowo: Do probówki wlać ok. 2 cm 3 nasyconego roztworu wodorotlenku wapnia a następnie przez rurkę wprowadzać tlenek węgla(iv). cząsteczkowo: jonowo: 2. Reakcje wymiany podwójnej analizy i syntezy Do probówki wsypać szczyptę stałego węglanu sodu oraz dodać około 2 cm 3 roztworu kwasu chlorowodorowego o stężeniu 1 M. Natychmiast zatkać probówkę korkiem z rurką odprowadzającą do probówki z nasyconym roztworem wodorotlenku wapnia. cząsteczkowo: jonowo: 3. Reakcja wymiany pojedynczej Do probówki wlać ok. 2 cm 3 roztworu kwasu solnego, a następnie wrzucić kawałeczek cynku. Reakcja: cząsteczkowo: jonowo: 7

ĆWICZENIE 2 Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. II. 1. Amfoteryczność wodorotlenku glinu Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu AlCl 3 o stężeniu 1 mol/dm 3 dodawać kroplami roztwór NaOH aż do wytrącenia się galaretowatego osadu wodorotlenku glinu. Osad rozdzielić do dwóch probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem 4M roztworu HNO 3 i 4M roztworu NaOH. cząsteczkowo: jonowo: 2. Amfoteryczność wodorotlenku cynku Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu ZnCl 2 o stężeniu 1 mol/dm 3 dodawać kroplami 2M roztwór NaOH aż do wytrącenia się galaretowatego osadu wodorotlenku cynku. Osad rozdzielić do dwóch probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem 4M roztworu HNO 3 i 4M roztworu NaOH. cząsteczkowo: jonowo: 8

3. Amfoteryczność glinu Do dwóch probówek wrzucić metaliczny glin i dodać do pierwszej ok. 2 cm 3 1M HCl a do drugiej ok. 2 cm 3 4M NaOH. Drugą probówkę podgrzać w łaźni wodnej. cząsteczkowo: jonowo: 4. Reakcje hydrolizy soli Do trzech probówek wsypać po kilka kryształków następujących soli: chlorku sodu, krzemianu sodu, chlorku żelaza(iii). Sole rozpuścić w jak najmniejszej ilości wody i zbadać odczyn otrzymanych roztworów za pomocą papierków wskaźnikowych, fenoloftaleiny oraz oranżu metylowego. Obserwacje i wnioski: Papierek Fenoloftaleina Oranż Odczyn NaCl uniwersalny metylowy roztworu Na 2 SiO 3 FeCl 3 9

ĆWICZENIE 3 Reakcje redoks. Aktywność metali. Szereg napięciwy metali. 1. Do probówki wlać ok. 2 cm 3 wody destylowanej, a następnie wrzucić kawałek metalicznego sodu. Po zakończonej reakcji dodać kroplę fenoloftaleiny. cząsteczkowo: jonowo: 2. Do probówki wlać ok. 2 cm 3 4M roztworu kwasu solnego, a następnie wrzucić kawałeczek żelaza. Reakcja: cząsteczkowo: jonowo: 3. Do dwóch probówek wrzucić skrawki metalicznej miedzi i dodać do jednej ok. 1 cm 3 4M roztworu HCl, a do drugiej 1 cm 3 4M roztworu HNO 3. cząsteczkowo: jonowo: 10

4. (pokaz pod dygestorium) Do dwóch probówek wrzucić skrawki metalicznej miedzi i dodać do jednej ok. 1 cm 3 stężonego roztworu HCl, a do drugiej 1 cm 3 stężonego roztworu HNO 3. cząsteczkowo: jonowo: 5. Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(vi) miedzi(ii) wrzucić kawałeczek żelaza. cząsteczkowo: jonowo: 6. Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(vi) żelaza(ii) wrzucić kawałeczek miedzi. 7. Do probówki wlać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO 3 a następnie wrzucić kawałek miedzi. cząsteczkowo: jonowo: 11

ĆWICZENIE 4 Chemia mineralnych materiałów budowlanych. Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz. I - jakościowe wykrywanie kationów: Ca 2+, Mg 2+, Fe 3+, Al 3+, Zn 2+, Na +, K +. Analiza chemiczna jest jedną z najważniejszych metod badania materii i jej przemian. Zadaniem analizy jakościowej jest wykrycie poszczególnych pierwiastków lub jonów wchodzących w skład badanej substancji. Natomiast określenie składu ilościowego badanej substancji jest zadaniem analizy ilościowej. Analiza jakościowa i ilościowa stanowią dział chemii zwany chemią analityczną. Pierwiastki i jony wchodzące w skład badanej substancji lub znajdujące się w analizowanym roztworze wykrywamy najczęściej przeprowadzając je w związki mające określone charakterystyczne właściwości. Tego rodzaju przemiana zwana jest reakcją analityczną. Substancja, która je wywołuje, nazywa się odczynnikiem analitycznym na dany jon lub pierwiastek. Reakcje analityczne wykonujemy na drodze suchej lub mokrej. W pierwszym przypadku analizowana substancja i odpowiednie odczynniki występują w stanie stałym. Aby mogły one przereagować ogrzewamy je do wysokiej temperatury. Reakcje na drodze suchej traktowane są w analizie jakościowej jako pomocnicze i na ogół stosuje się je tylko w próbach wstępnych. Największe znaczenie w analizie jakościowej mają reakcje wykonywane na drodze mokrej, tzn. reakcje między substancjami rozpuszczonymi w wodzie. W analizie jakościowej stosujemy jedynie te reakcje, którym towarzyszy jakikolwiek efekt zewnętrzny - charakterystyczna, łatwa do zauważenia zmiana właściwości. Tylko wtedy możemy być pewni, że dana reakcja rzeczywiście przebiegła. Do takich zmian zaliczamy: - zmianę barwy roztworu; - wytrącenie się (lub rozpuszczenie) osadu; - wydzielenie się gazów. Najczęściej stosujemy reakcje, którym towarzyszy powstawanie osadów lub zmiana barwy roztworu. Reakcje na drodze mokrej przebiegają zwykle między jonami w roztworze wodnym i wskazują na obecność określonych jonów w mieszaninie. Reakcję charakterystyczną danego jonu nazywamy taką reakcję, która pozwala na wykrycie go w obecności innych jonów w roztworze. Na przykład reakcja wykrywania jonu NH4 + przez działanie mocną zasadą i ogrzewanie jest reakcją charakterystyczną. Towarzyszy jej wydzielanie się gazowego amoniaku, który możemy wykryć na podstawie zapachu lub obserwując zmianę zabarwienia papierka wskaźnikowego. Wykrywanie jonów za pomocą reakcji charakterystycznych z oddzielnych próbek badanego roztworu, przeprowadzone w dowolnej kolejności nazywa się analizą wybiórczą. Znamy stosunkowo niewiele reakcji charakterystycznych określających obecność tylko jednego jonu. Przeważnie mamy do czynienia z odczynnikami, które dają jednakowy lub zbliżony 12

wynik reakcji z kilkoma, a nawet niekiedy z wieloma jonami. Jeżeli reakcje stosowane podczas analizy nie są charakterystyczne i nie da się usunąć wpływu jonów ubocznych, musimy przeprowadzić analizę w sposób tzw. systematyczny. Systematyczny tok analizy prowadzimy w taki sposób aby każdy jon był wykrywany dopiero po wykryciu i usunięciu wszystkich jonów przeszkadzających. Wskutek tego w systematycznym toku analizy oprócz reakcji wykrywania stosujemy również reakcje oddzielania jednych jonów od drugich. Odczynnik reagujący w określonych warunkach z daną grupą jonów nazywamy odczynnikiem grupowym. Odczynnik grupowy wyodrębnia całą grupę jonów w postaci związków trudno rozpuszczalnych w wodzie. Na tej zasadzie oparty jest rozdział kationów i anionów na grupy analityczne. Po wyodrębnieniu całej grupy jonów wykrywa się je kolejno za pomocą reakcji charakterystycznych. Podział kationów na grupy analityczne Grupa analityczna Kationy Odczynnik grupowy I Ag +, Hg 2+ 2, Pb 2+ 2M HCl II Pb 2+, Hg 2+, Bi 3+, Cu 2+, As 3+ H 2 S w środowisku 0.3M HCl As 5+, Sb 3+, Sb 5+, Sn 2+, Sn 4+ III Ni 2+, Co 2+, Mn 2+, Fe 2+, Fe 3+ (NH 4 ) 2 S w środowisku Cr 3+, Al 3+, Zn 2+ buforu amonowego IV Ba 2+, Ca 2+, Sr 2+ (NH 4 ) 2 CO 3 w środowisku buforu amonowego V Na +, K +, NH + 4, Mg 2+ brak CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów Fe 3+, Al 3+, Zn 2+, Ca 2+, Mg 2+, K +, Na + W tej części ćwiczenia zapoznamy się z niektórymi reakcjami charakterystycznymi wyżej wymienionych kationów. Reakcje charakterystyczne jonu żelaza(iii) - Fe 3+ a) reakcja z NaOH Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli żelaza(iii) dodać ok.1 cm 3 roztworu NaOH Reakcja: 13

b) reakcja z KSCN lub NH 4 SCN Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli żelaza(iii) dodawać kroplami roztwór KSCN (rodanku potasu) Reakcja: Reakcje charakterystyczne jonu glinu - Al 3+ a) Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli glinu dodawać kroplami roztwór NaOH aż do rozpuszczenia powstałego galaretowatego osadu wodorotlenku glinu. cząsteczkowo: jonowo: b) Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli glinu dodawać kroplami roztwór NH 3 H 2 O. 14

Reakcje charakterystyczne jonu cynku Zn 2+ a) Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli cynku dodawać kroplami roztwór NaOH aż do rozpuszczenia powstałego galaretowatego osadu wodorotlenku cynku. cząsteczkowo: jonowo: b) Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli cynku dodawać kroplami roztwór NH 3 H 2 O aż do rozpuszczenia powstałego osadu. Reakcje charakterystyczne jonu wapnia - Ca 2+ a) reakcja z NaOH Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli wapnia dodać ok.1 cm 3 roztworu NaOH Reakcja: 15

b) reakcja z (NH 4 ) 2 CO 3 Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli wapnia dodać ok. 1 cm 3 roztworu (NH 4 ) 2 CO 3 Reakcja: Na powstały osad podziałać roztworem CH 3 COOH Reakcja: c) reakcja ze (NH 4 ) 2 C 2 O 4 Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli wapnia dodać ok. 1 cm 3 roztworu (NH 4 ) 2 C 2 O 4 Reakcja: Na powstały osad podziałać roztworem CH 3 COOH Wnioski: Reakcje charakterystyczne jonu magnezu Mg 2+ a) reakcja z NaOH Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok.1 cm 3 roztworu NaOH Reakcja: 16

b) reakcja z Na 2 HPO 4 Do probówki zawierającej ok. 1 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok. 1 cm 3 roztworu Na 2 HPO 4 Oraz ok. 1 cm 3 buforu amonowego. Reakcja: Reakcje charakterystyczne jonu potasu - K + i jonu sodu - Na + (analiza widmowa) Oczyszczony drucik platynowy zanurzyć w roztworze soli potasu lub soli sodu a następnie wprowadzić do płomienia palnika i obserwować zabarwienie płomienia przez szkiełko kobaltowe. 2. Analiza kontrolna Za pomocą poznanych reakcji charakterystycznych należy wykryć jeden lub dwa kationy w zadaniu kontrolnym. Numer analizy.. Wykryłam(em) kationy.. 17

ĆWICZENIE 5 Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz.ii - jakościowe wykrywanie anionów: CO 3 2-, SO 4 2-, SiO 3 2-, NO3 -. Podział anionów na grupy oparty jest na różnicach w rozpuszczalności soli srebra(i) i baru w wodzie i kwasie azotowym(v). Opierając się na systematyce Bunsena, aniony dzielimy na 7 grup analitycznych. Podział oparty jest na reakcjach anionów z roztworami AgNO 3 i BaCl 2. Grupa Aniony 0,1 M AgNO 3 0,1 M BaCl 2 Cl -, Br -, J -, CN -, SCN -, Wytrąca biały lub żółty osad Osadu nie wytrąca I [Fe(CN) 6 ] 4-, [Fe(CN) 6 ] 3-, nierozpuszczalny w rozc. HNO3 ClO - II S 2-, CH 3 COO -, NO - 2 Wytrąca biały osad rozpuszczalny Osadu nie wytrąca w rozc. HNO3 III SO 2-3, CO 2-3, C 2 O 2-4, Wytrąca biały osad rozpuszczalny Wytrąca biały osad rozpuszczalny C 4 H 4 O 2-6, BO 2 - w rozc. HNO3 w rozc. HNO3 IV S 2 O 3 2-, CrO 4 2-, Cr 2 O 7 2-, Wytrąca barwny osad rozpuszczalny AsO 3 3-, AsO 4 3-, PO 4 3- w rozc. HNO3 w rozc. HNO3 Wytrąca biały osad rozpuszczalny V NO - 3, ClO3 -, ClO4 -, Osadu nie wytrąca Osadu nie wytrąca MnO - 4 VI SO 4 2-, F -, SiF 6 2- Osadu nie wytrąca Wytrąca biały osad nierozpuszczalny w rozc. HNO3 VII SiO 2-3 Wytrąca żółty osad rozpuszczalny Wytrąca biały osad rozpuszczalny w rozc. HNO3 w rozc. HNO3 Podczas wykrywania anionów obecność innych anionów w większości przypadków nie przeszkadza. Dlatego stosunkowo rzadko zachodzi potrzeba rozdzielania anionów. Najczęściej aniony wykrywamy bezpośrednio w oddzielnych porcjach badanego roztworu. W związku z tym roztwory AgNO 3 i BaCl 2 stosujemy jako odczynniki analityczne w celu stwierdzenia obecności anionów danej grupy. Nieobecność anionów jednej z grup w badanym roztworze znacznie upraszcza analizę. 18

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: CO 3, 2- SO 4 2-, SiO 3 2- NO 3 -. Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego - CO3 2- a) reakcja z AgNO 3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO 3. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO 3. b) reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO 3. c) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu HCl lub HNO 3. Reakcja: Wnioski: Reakcje charakterystyczne anionu siarczanowego(vi) - SO4 2- a) reakcja z AgNO 3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli siarczanowej(vi) dodać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO 3. b) reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli siarczanowej(vi) dodać ok. 1 cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO 3. 19

Reakcja: Reakcje charakterystyczne anionu metakrzemianowego SiO3 2- a) reakcja z AgNO 3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO 3. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO 3. b) reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu BaCl 2. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO 3. c) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm 3 roztworu HCl lub HNO 3. Reakcja: Wnioski: Reakcje charakterystyczne anionu azotanowego(v) - NO3 - a) reakcja z AgNO 3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli azotanowej(v) dodać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO 3. b) reakcja z BaCl 2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 soli azotanowej(v) dodać ok. 1 cm 3 roztworu BaCl 2. 20

c) reakcja "obrączkowa" z FeSO 4 Do 1 cm 3 zimnego nasyconego roztworu siarczanu(vi) żelaza(ii) dodać kilka kropli próby zawierającej aniony azotanowe(v). Następnie po ściance probówki nachylonej pod kątem, dodać pipetą nieco stężonego H 2 SO 4. Na podstawie przeprowadzonych reakcji uzupełnić tabelkę, krótko scharakteryzować osady: CO 3 2- roztwór AgNO 3 roztwór BaCl 2 SO 4 2- SiO 3 2- NO 3-2. Analiza kontrolna Na podstawie poznanych reakcji charakterystycznych kationów i anionów zidentyfikować otrzymaną do analizy sól. Nr próbki:... Rozpuszczalność badanej soli: Wykrywanie anionu: Wykrywanie kationu: Wzór soli:... 21

ĆWICZENIE 6 Pasywacja, aktywacja metali. Ogniwa. Korozja metali. 1. Korozja metali Na oczyszczoną i odtłuszczoną płytkę stalową lub żelazną nanieść kroplę wody. Po 1 godzinie bibułą zebrać kroplę z płytki i na wilgotne miejsce na bibule dodać po kropli rozcieńczonego roztworu HCl, H 2 O 2 i KSCN. Wyjaśnić jakie powstało ogniwo korozyjne i jaka reakcja anodowa i katodowa w nim zachodzi. 2. Aktywacja glinu Blaszkę glinową oczyścić papierem ściernym i zanurzyć w 20% roztworze HCl na 2-3 minuty. 22

3. Pasywacja glinu Oczyszczoną blaszkę glinową zanurzyć do 20% roztworu HNO 3 na 15 min. Reakcja: Blaszki po aktywacji i pasywacji zanurzyć na 10 min. do 0,1-molowego roztworu CuSO 4. Reakcja: 4. Ogniwo Daniela (pokaz) Do 2 zlewek o poj. 250 cm 3 wlać 1-molowe roztwory siarczanu(vi) cynku i siarczanu(vi) miedzi(ii), po czym włożyć do pierwszej zlewki blaszkę cynkową a do drugiej blaszkę miedzianą. Zlewki połączyć kluczem elektrolitycznym a płytki podłączyć do woltomierza lub odbieralnika prądu (np. żarówki). 5. Warzywne lub owocowe ogniwo (pokaz) Wbić w wybrane warzywa lub owoce (ogórki, jabłka, ziemniaki) płytki miedzianą i cynkową. Płytki podłączyć do woltomierza lub odbieralnika prądu. Obserwacje i wnioski: 23

ĆWICZENIE 7 Sporządzanie roztworów. Pomiar i obliczanie ph. W praktyce laboratoryjnej roztwory sporządza się z odczynników stałych lub ciekłych przez rozpuszczenie określonej ilości substancji w odpowiedniej objętości roztworu. Substancję stałą najczęściej odważa się w naczyńku wagowym na wadze analitycznej z dokładnością do 0.0002 g i przenosi ilościowo do kolby miarowej o znanej pojemności. Po rozpuszczeniu substancji kolbę uzupełnia się wodą destylowaną do kreski. Stężenie tak przygotowanego roztworu jest ściśle określone (oczywiście, jeżeli substancja z której przygotowywaliśmy roztwór miała jednolity skład chemiczny i była odpowiedniej czystości). Tym sposobem sporządza się tzw. roztwory podstawowe (mianowane). Roztwór o dokładnie znanym stężeniu nosi nazwę roztworu mianowanego. Roztwory możemy przygotowywać również z substancji ciekłych np., stężonych kwasów i zasad. Stężone roztwory kwasów i zasad przeważnie odmierzamy cylindrem miarowym, przenosimy do kolby miarowej i uzupełniamy wodą destylowaną do kreski. W tym przypadku sporządza się roztwór o stężeniu zbliżonym do żądanego i następnie ustala się jego miano. W większości przypadków miano roztworu ustala się metodą miareczkową. Roztworem, którego miano ma być wyznaczone miareczkuje się pewną określoną ilość odpowiedniej substancji podstawowej (wzorcowej). Wyjściowe odczynniki zarówno w postaci stałej jak i ciekłej mają zwykle różny stopień czystości. Rozróżnia się kilka stopni czystości odczynników chemicznych. Najbardziej czyste są odczynniki oznaczane symbolem "ch.cz." (chemicznie czyste). Drugi stopień czystości posiadają odczynniki "cz.d.a." (czyste do analizy). Następne stopnie czystości to "cz." (czysty) oraz "oczyszczone" i "techniczne". Specjalne normy określają dla nich najwyższą dopuszczalną zawartość zanieczyszczeń. Ponadto do analiz ilościowych, gdzie oznacza się stężenia substancji z dokładnością do 10-5 - 10-8 mol/dm 3 stosuje się odczynniki o specjalnej czystości tzw. "spektralnie czyste". Są one praktycznie wolne od domieszek. Odczynniki wysokiej czystości są stosunkowo drogie i dlatego znajdują się w handlu w małych opakowaniach. W handlu znajdują się również gotowe odważki analityczne w zatopionych ampułkach w postaci stałej lub w roztworze, przeznaczone do przyrządzania określonej objętości mianowanego roztworu. Roztwory mianowane o stężeniu 1-0.5 mol/dm 3 prawidłowo sporządzone i przechowywane z reguły nie zmieniają swojego stężenia przez dłuższy czas, nawet przez kilka miesięcy. Natomiast roztwory rozcieńczone o stężeniu mniejszym niż 0.1 mol/dm 3 najczęściej nie są zbyt trwałe i nie nadają się do dłuższego przechowywania w laboratorium. Dlatego też w praktyce laboratoryjnej sporządza się zwykle roztwory mianowane o wyższych stężeniach tzw. roztwory podstawowe. 24

Z roztworów podstawowych przez odpowiednie rozcieńczanie sporządza się roztwory o mniejszych stężeniach tzw. roztwory robocze, które używa się w dniu przygotowania. Podczas rozcieńczania roztworów mianowanych należy posługiwać się pipetą i kolbą miarową! Stężenia roztworów mianowanych często wyraża się w jednostce mol/dm 3. W laboratoriach nastawionych na seryjne wykonywanie analiz często stosuje się w miejsce stężeń molowych miano roztworu (T), tj. liczbę gramów substancji zawartej w 1 cm 3 roztworu. Stężenia można również wyrazić w mg danego składnika zawartego w 1cm 3 roztworu lub w jednostkach ppm. Obliczanie i pomiar ph Właściwości kwasowo-zasadowe roztworu zależą od stężenia jonów wodorowych H + w środowisku. Stężenie jonów wodorowych może przybierać wartości różniące się między sobą bardzo znacznie. Na przykład, gdy w roztworze mocnego jednoprotonowego kwasu o stężeniu 1mol/dm 3 [H + ] = 1 mol/dm 3, a w roztworze mocnej jednowodorotlenowej zasady (MeOH) [H + ] = 10-14 mol/dm 3. W takich warunkach niemożliwością staje się przedstawienie zmian stężenia jonów H + w roztworze, np. podczas miareczkowania alkacymetrycznego. Dlatego też w praktyce miarą stężenia jonów wodorowych jest tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych ph, przy czym ph jest ujemnym logarytmem dziesiętnym ze stężenia jonów wodorowych: ph = -log[h + ]. Pomiary ph wykonuje się zazwyczaj metodami wskaźnikowymi lub potencjometrycznymi. Metody z zastosowaniem wskaźników charakteryzują się mniejszą dokładnością i oparte są na wykorzystaniu właściwości niektórych związków organicznych do zmiany barwy w zależności od stężenia [H + ] w roztworze. Granice ph, w których barwy niektórych wskaźników ulegają zmianie podano poniżej: Wskaźnik Oranż metylowy Czerwień metylowa Czerwień obojętna Fenoloftaleina Granice ph zmiany barwy 3,1 4,4 4,2 6,3 6,8 8,0 8,2 10,0 Barwa w środowisku kwaśnym zasadowym czerwona żółta czerwona żółta czerwona żółta bezbarwna malinowa W laboratoriach często stosuje się uniwersalne papierki wskaźnikowe, za pomocą których można określić ph z dokładnością do 0.5. Potencjometryczny pomiar ph polega na wykorzystaniu zależności potencjału odpowiednich elektrod (wskaźnikowych) od stężenia jonów wodorowych w roztworze w jakim się znajdują. Bezpośrednio nie mierzy się wielkości potencjału elektrody wskaźnikowej, tylko porównuje się wartość jej potencjału ze stałą wartością potencjału innej elektrody, zwanej elektrodą 25

odniesienia lub elektrodą porównawczą. W praktyce analitycznej pomiary ph dokonuje się prawie zawsze za pomocą elektrody szklanej. Umożliwia ona na pomiar ph w bardzo szerokim zakresie stężeń, nie przeszkadzają w tym substancje utleniające lub redukujące, obecność zawiesin, koloidów, składników gleby itp. Elektrodę szklaną stosuje się w zestawieniu z elektrodą odniesienia - kalomelową lub w postaci elektrody zespolonej, która stanowi połączenie elektrody wskaźnikowej i odniesienia w jednej obudowie. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Ćwiczenie wykonuje się w dwuosobowych zespołach (parami) 1. Sporządzenie 50 g 5% roztworu NaCl Mając do dyspozycji stały NaCl cz.d.a. obliczyć ile gramów tej soli oraz ile cm 3 wody destylowanej potrzebne jest do przygotowania 50 g 1% roztworu NaCl. Obliczenia: Na wadze analitycznej odważyć w naczyńku wagowym. g NaCl, a w cylindrze miarowym przygotować..cm 3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść do zlewki o poj. 100 cm 3 przy czym naczyńko wagowe spłukać wodą z cylindra i dodać pozostałą odmierzoną ilość wody. Roztwór wymieszać bagietką i przelać do butelki. 2. Sporządzenie 50 g 5% roztworu CuSO 4 Mając do dyspozycji uwodnioną sól siarczanu(vi) miedzi(ii) o wzorze CuSO 4 5H 2 O, obliczyć ile gramów tej soli oraz ile gramów wody destylowanej potrzebne jest do przygotowania 50 g 1% roztworu CuSO 4 Obliczenia: 26

Na wadze analitycznej odważyć w naczyńku wagowym. g CuSO 4 5H 2 O, a w cylindrze miarowym przygotować..cm 3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść do zlewki o poj. 100 cm 3 przy czym naczyńko wagowe spłukać wodą z cylindra i dodać pozostałą odmierzoną ilość wody. Roztwór wymieszać bagietką i przelać do butelki. 3. Rozcieńczanie roztworów Korzystając z roztworów 0,1-molowych NaOH i HCl sporządzić w kolbkach miarowych o poj. 100 cm 3 roztwory o stężeniu 0,02 mol/dm 3. Obliczyć, ile cm 3 roztworu o stężeniu 0,1M należy rozcieńczyć wodą, aby przygotować 100 cm 3 0,02 M roztworu. Obliczenia: Za pomocą pipety wprowadzić obliczoną objętość 0,1-molowego roztworu do kolby miarowej o pojemności 100 cm 3. Następnie korzystając z tryskawki zawartość kolby miarowej uzupełnić wodą destylowaną do kreski na szyjce kolby tak, aby dolny menisk cieczy był styczny do kreski. Po zamknięciu kolby korkiem wymieszać roztwór przez obracanie kolby do góry dnem kilkanaście razy. Otrzymany roztwór pozostawić do doświadczenia 4. 4. Pomiar i obliczanie ph mocnych elektrolitów a) Zmierzyć ph 0,02-molowych roztworów HCl oraz NaOH za pomocą papierków wskaźnikowych oraz ph- metru. b) Obliczyć ph ww. roztworów. Wyniki wpisać do tabelki: Roztwór ph zmierzone ph zmierzone ph obliczone papierkiem wsk. ph -metrem 0,02 M NaOH 0,02M HCl 27

5. Oznaczanie ph wyciągów wodnych uzyskanych z materiałów budowlanych (kreda, gips, wapno, cement). Za pomocą pehametru oraz papierków wskaźnikowych oznaczyć ph wyciągów wodnych uzyskanych z materiałów budowlanych. Obliczyć stężenie jonów wodorowych w badanych roztworach. 28

ĆWICZENIE 8 Roztwory właściwe i koloidalne. Otrzymywanie roztworów koloidalnych i badanie ich trwałości. Układy koloidalne są mieszaninami fizycznie i chemicznie niejednorodnymi i charakteryzują się określonym stopniem rozdrobnienia faz, przy czym jedna faza jest rozproszona w drugiej. Faza rozproszona (dyspersyjna) występuje w niewielkiej ilości w porównaniu z ilością drugiej fazy, która stanowi ciągły ośrodek dyspersyjny. Zarówno faza rozproszona jak i rozpraszająca mogą występować w dowolnych stanach skupienia. Jeśli wymiary fazy rozproszonej wynoszą 1-500 nm to taki stan nazywamy koloidalnym. Stan rozproszenia koloidalnego jest bardzo rozpowszechniony, zarówno w świecie przyrody ożywionej (białka, pektyny, węglowodany) i nieożywionej (gliny, mgły, pył wulkaniczny), jak również wśród związków otrzymanych sztucznie w laboratorium chemicznym (mydła, niektóre barwniki, siarka koloidalna, tlenki metali itp.). Układy dyspersyjne o wymiarach cząstek większych od 500 nm nazywamy układami mechanicznymi (zawiesinami lub suspensjami, w których cząstki ulegają sedymentacji), zaś układy o wymiarach cząstek rozproszonych mniejszych od 1 nm układami o rozdrobnieniu cząsteczkowym ( roztworami rzeczywistymi). Koloidy są układami termodynamicznie nietrwałymi. Jednym z podstawowych warunków stabilizacji większości układów koloidalnych jest ładunek elektryczny cząstek fazy rozproszonej. Na powierzchni każdej cząstki występuje tzw. warstwa elektryczna: - warstwa nieruchoma utworzona z silnie zaadsorbowanych jonów, bezpośrednio na powierzchni cząstki koloidalnej, - warstwa dyfuzyjna, w której jony są rozmieszczone w określony sposób, lecz znajdują się w pewnej odległości od powierzchni cząstek, są słabiej z nią zawiązane i mogą zmieniać swe położenie. W wyniku takiego rozmieszczenia jonów powstaje różnica potencjału na granicy faz: cząstka koloidalna - ośrodek dyspersyjny. Szczególne znaczenie w badaniach (elektroforeza) ma potencjał elektrokinetyczny. Zobojętnienie ładunków elektrycznych koloidów często prowadzi do zniszczenia stanu koloidalnego przez wydzielenie fazy zdyspergowanej w postaci większych skupisk. Zjawisko to zwane jest koagulacją. Koagulację koloidów mogą wywoływać następujące czynniki: - dodatek elektrolitu, - dodatek koloidu o ładunku przeciwnym, - działanie mechaniczne (mieszanie, wytrząsanie) - ogrzewanie. 29

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Otrzymywanie koloidalnych roztworów siarki Jedna z metod otrzymywania hydrozolu siarki polega na rozkładzie tiosiarczanu sodu w środowisku kwaśnym: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O + S koloid. Obecność elektrolitów działa koagulująco na koloid. Trwałość hydrozolu zależy od stężenia reagentów i może być zwiększona przez dodanie koloidu ochronnego. Wykonanie doświadczenia: 1.W trzech probówkach przygotować następujące roztwory: a) 1 cm3 0,1 M Na 2 S 2 O 3 + 7,5 cm3 wody b) 1 cm3 0,1 M Na 2 S 2 O 3 + 7,5 cm3 0,5% roztworu żelatyny c) 10 cm3 0,1 M Na 2 S 2 O 3 2. Po ustawieniu probówek w świetle bocznym do probówek a) i b) dodać po 2 cm 3 0,1 M H 2 SO 4, a do probówki c) 10 cm 3 0,1 M H 2 SO 4. Kwas wprowadzić szybko, prawie jednocześnie do wszystkich probówek, włączając przy tym stoper. 3. W każdej probówce obserwować dwa momenty: moment pojawienia się opalescencji (czas powstania koloidu) oraz moment wytrącenia się osadu (czas koagulacji koloidu). Wyniki obserwacji porównać ze sobą, wyciągając następujące wnioski: jaki jest wpływ stężenia reagentów na szybkość tworzenia się koloidu i na jego trwałość oraz jaki jest wpływ żelatyny na trwałość hydrozolu siarki? Wnioski: II. Otrzymywanie i koagulacja zolu wodorotlenku żelaza(iii) 1. W zlewce o pojemności 250 cm 3 podgrzać do wrzenia ok. 40 cm 3 wody destylowanej. Do wrzącej wody wkraplać powoli 0,1-molowy roztwór FeCl 3 (ok. 10 cm 3 ). 30

Reakcja: 2. Otrzymany zol wprowadzić do trzech probówek (po ok. 5 cm 3 ). Do jednej dodawać nasycony roztwór (NH 4 ) 2 SO 4, do drugiej nasycony roztwór Na 3 PO 4 a trzecią zachować do celów porównawczych. Wnioski: III. Otrzymywanie emulsji oleju w wodzie. Do dwóch probówek wlać po ok. 5 cm 3 wody destylowanej a następnie po 8-10 kropli oleju jadalnego. Do pierwszej probówki dodać 10 kropli 1% -owego roztworu płynu do mycia naczyń. Probówki zatkać korkiem a następnie silnie wytrząsać. Wnioski: IV. Powstawanie żelu kwasu krzemowego. Do probówki zawierającej 2 cm 3 2M HCl dodać 2 cm 3 10%-owego roztworu krzemianu sodu. 31

ĆWICZENIE 9 Ocena wybranych właściwości fizykochemicznych wody. Oznaczanie twardości węglanowej wody. Woda występująca w warunkach naturalnych nie jest związkiem chemicznie czystym, lecz mieszaniną wieloskładnikową i wielofazową, zawierającą roztwory różnych soli, gazów oraz substancje pochodzenia mineralnego i organicznego. Domieszki te dostają się do wody w czasie jej krążenia w przyrodzie. Oznaczenie wszystkich domieszek oraz zanieczyszczeń chemicznych w wodzie naturalnej jest praktycznie niemożliwe, gdyż w wyniku wzrostu zanieczyszczeń środowiska różnorodność substancji występujących w wodzie jest prawie nieograniczona. Badania wody, ze względu na sposób wykonania oznaczeń, można podzielić na fizyczne, w których próba wody nie ulega żadnym przemianom, oraz chemiczne. Podczas fizycznych badań wody sprawdza się: temperaturę, mętność, barwę, smak, zapach, gęstość, napięcie powierzchniowe, potencjał oksydacyjno-redukcyjny i przewodnictwo elektrolityczne. Badania chemiczne wody naturalnej obejmują między innymi takie oznaczenia jak: odczyn wody, zasadowość, kwasowość, twardość, utlenialność, BZT (biochemiczne zapotrzebowanie tlenu), ChZT (chemiczne zapotrzebowanie tlenu), zawartość związków azotowych, chlorków, siarczanów, związków żelaza, manganu, wapnia, magnezu, sodu, potasu, krzemu, metali ciężkich rozpuszczonego tlenu i dwutlenku węgla i innych specyficznych związków. Warunki, jakim powinna odpowiadać woda do picia i na potrzeby gospodarstw domowych określa Rozporządzenie Ministra Zdrowia z 2002 roku (tab. 1 i 2). Wymagania techniczne dotyczące wody zarobowej do betonu są określone w normie PN-EN 1008 (tab. 3 i 4). CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA 1. Odczyn wody Odczyn wody określa stężenie jonów wodorowych i jest podawany w skali ph. Wody naturalne mają ph w przedziale 6,5-8,5. Wykonanie oznaczenia Dla pobranych próbek wody zmierzyć ph za pomocą papierków wskaźnikowych i pehametru. Na podstawie otrzymanych wyników ocenić stopień agresywności badanej wody. 32

2. Twardość wody Właściwość tę nadają naturalnej wodzie jony wapnia i magnezu. W zależności od składu soli wapniowych i magnezowych zawartych w wodzie rozróżnia się dwa rodzaje twardości wody: a) twardość węglanową wywołaną przez wodorowęglany wapnia i magnezu (Tw), b) twardość niewęglanową wywołaną przez inne związki wapnia i magnezu, głównie chlorki, siarczany(vi), azotany(v) (Tn). Twardość węglanowa i niewęglanowa stanowi w sumie twardość całkowitą wody (Tc). Twardość wody wyraża się w stopniach niemieckich - N. Woda wykazuje twardość równą jednemu stopniowi niemieckiemu, jeśli 1 dm 3 wody zawiera jony wapnia lub magnezu w ilości równoważnej 10 mg tlenku wapniowego. Oznaczanie twardości węglanowej wody: Do trzech kolbek stożkowych pobrać po 50 cm 3 badanej wody, dodać 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem HCl do zmiany barwy wskaźnika z żółtej na cebulkową. Nr próby z wodą... Wyniki miareczkowań: V 1... V 2... V 3... Vśr=... Obliczenie twardości węglanowej wody w N Obliczenie twardości węglanowej wody w mg CaCO 3 /dm 3 33

34