MATERIAŁY POMOCNICZE DO ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII

WYDZIAŁ TECHNOLOGII I INŻYNIERII CHEMICZNEJ Uniwersytet Technologiczno-Przyrodniczy w Bydgoszczy MATERIAŁY POMOCNICZE DO ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Z CHEMII Kierunek: Ochrona Środowiska, Wydział: Hodowli i Biologii Zwierząt BYDGOSZCZ 2010

HARMONOGRAM I TEMATYKA ĆWICZEŃ Nr Zespół pracowni 1 1 1 1 1 1 1 2 Test BHP 6 8 5 4 3 2 3 7 6 8 5 4 3 4 2 7 6 8 5 4 5 3 2 7 6 8 5 6 4 3 2 7 6 8 7 Kolokwium 5 4 3 2 7 6 8 8 5 4 3 2 7 9 Kolokwium poprawkowe ćw. 1: Instrukcje BHP, pokaz sprzętu laboratoryjnego, obliczenia stechiometryczne ćw. 2: Roztwory, rodzaje stężeń i ich przeliczanie ćw. 3: Reakcje jonowe ćw. 4: Pomiary ph i hydroliza ćw. 5: Kinetyka chemiczna ćw. 6: Analiza jakościowa wybranych kationów i anionów ćw. 7: Analiza jakościowa nieznanych próbek roztworów ćw. 8: Analiza ilościowa. Objętościowe oznaczanie kwasów i zasad 2

SCHEMAT OPRACOWANIA ĆWICZENIA...... (imiona i nazwiska osób wykonujących ćwiczenie) Bydgoszcz, dn.... ĆWICZENIE NR x... (tytuł ćwiczenia) x.1.... (temat ćwiczenia) a) Krótki opis ćwiczenia b) Wyniki, obserwacje c) Równania reakcji, obliczenia, wykresy d) Wniosek x.2.... (temat ćwiczenia) a) Krótki opis ćwiczenia b) Wyniki, obserwacje c) Równania reakcji, obliczenia, wykresy d) Wniosek itd. 3

ĆWICZENIE 1: INSTRUKCJE BHP, POKAZ SPRZĘTU LABORATORYJNEGO, OBLICZENIA STECHIOMETRYCZNE 1.1. Omówienie regulaminów i przepisów BHP obowiązujących w laboratorium chemicznym Tekst regulaminów można pobrać ze strony internetowej: http://chemserv.atr.bydgoszcz.pl/zcho/bhp.htm. 1.2. Pokaz sprzętu laboratoryjnego W ramach ćwiczenia student zapoznaje się z podstawowymi technikami pracy laboratoryjnej (pipetowanie, miareczkowanie, ważenie). 1.3. Obliczenia stechiometryczne Ćwiczenie polega na rozwiązaniu kilku prostych zadań rachunkowych z zakresu obliczania: masy molowej, składu procentowego związku chemicznego, czystości rudy itp., gęstości substancji. 4

ĆWICZENIE 2: ROZTWORY 2.1. Przygotowanie roztworu wodnego o zadanym stężeniu z substancji stałej Przygotować z naważki soli NaCl : 2.1.1. 250 cm 3 roztworu 8 %, 2.1.2. 200 cm 3 roztworu 4%, 2.1.3. 100 cm 3 roztworu 0.1 M, 2.1.4. 500 cm 3 roztworu 0.05 M. Wyliczyć ilość NaCl potrzebną do przygotowania roztworu. NaCl odważyć na wadze automatycznej (punkty 2.1.1 i 2.1.2) lub analitycznej (punkty 2.1.3 i 2.1.4), przenieść ilościowo do kolby miarowej i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Roztwór wymieszać i przelać do odpowiedniej butli, jeżeli nie korzysta się z niego w dalszej części ćwiczenia. 2.2. Przygotowanie roztworu przez rozcieńczenie 2.2.1. Z 8 % roztworu NaCl o gęstości d=1.06 g/cm 3 przygotować 100 cm 3 roztworu 1%. 2.2.2. Z 4% roztworu NaCl gęstości d=1.03 g/cm 3 przygotować 50 cm 3 roztworu 2%. 2.2.3. Z 0.1 M roztworu NaCl przygotować 100 cm 3 roztworu 0.025 M. 2.2.4. Z 0.05 M roztworu NaCl przygotować 50 cm 3 roztworu 0.0125 M. Wyliczyć odpowiednią objętość roztworu wyjściowego potrzebnego do przygotowania zadanego roztworu. Wyliczoną objętość pobrać pipetą i przenieść do kolby miarowej, a następnie uzupełnić wodą destylowaną. Roztwór wymieszać i przelać do odpowiedniej butli. 5

ĆWICZENIE 3: REAKCJE JONOWE 3.1. Reakcje zobojętniania Przeprowadzić reakcje zobojętniania roztworów kwasów (CH 3 COOH i H 2 SO 4 ) roztworem zasady NaOH wobec różnych wskaźników (fenoloftaleina, błękit bromotymolowy lub oranż metylowy). 3.1.1. Do probówki wprowadzić 10 kropel roztworu wybranego kwasu oraz 3 krople jednego ze wskaźników. Zanotować barwę roztworu. Następnie powoli (kroplami) dodawać wodorotlenek. Obserwować zmianę zabarwienia wskaźnika. 3.1.2. Opisane wyżej czynności powtórzyć dla innego zestawu kwas-wskaźnikzasada. Zanotować obserwacje. Przeprowadzone procesy zobojętniania zapisać w postaci równań reakcji. 3.2. Reakcje wypierania słabych kwasów i wodorotlenków 3.2.1. Do probówki wprowadzić około 2 cm 3 roztworu Na 2 CO 3, a następnie dodać około 1 cm 3 rozcieńczonego roztworu kwasu solnego. Obserwować zachowanie się zawartości probówki w trakcie dodawania kwasu. 3.2.2. Do probówki wprowadzić około 2 cm 3 roztworu NH 4 Cl, a następnie dodać około 1 cm 3 rozcieńczonego roztworu NaOH albo KOH. Natychmiast wstrząsnąć mieszaninę i sprawdzić zapach. Zapisać równania przeprowadzonych reakcji. 3.3. Reakcje strącania osadów 3.3.1. Do trzech probówek wprowadzić po około 1 cm 3 roztworów HCl, NH 4 Cl i BaCl 2, po czym do każdej z probówek dodać po około 1 cm 3 roztworu AgNO 3. Porównać wytrącone osady. 3.3.2. Do probówki wprowadzić około 1 cm 3 roztworu jonów Cu 2+, a następnie dodać około 1 cm 3 roztworu mocnej zasady. Zapisać obserwacje. Probówkę z osadem pozostawić do ćw. 3.4. Zapisać równania przeprowadzonych reakcji. 3.4. Rozpuszczanie osadów metodą kompleksowania Użyć niewielkiej ilości osadu z ćw. 3.3.2. Dodać około 2 cm 3 rozcieńczonego roztworu NH 3. Obserwować zachodzące zmiany. Zapisać równanie przeprowadzonej reakcji. W OPRACOWANIU PODAĆ WNIOSKI Z PRZEPROWADZONYCH DOŚWIADCZEŃ. 6

ĆWICZENIE 4: POMIAR ph. HYDROLIZA SOLI. 7.1. Porównanie różnych metod pomiaru ph Do 4 probówek wprowadzić po około 2 cm 3 : wody destylowanej, wody wodociągowej, 2 M roztworu CH 3 COOH, 2 M roztworu NH 3 H 2 O. Dokonać pomiarów ph za pomocą papierków uniwersalnych. Następnie dodać po kilka kropli wskaźnika (np. błękitu bromotymolowego). Na zakończenie, w formie pokazu, zmierzyć ph za pomocą ph-metru wyposażonego w tzw. elektrodę kombinowaną (sonda). Zanotować wyniki pomiarów i obserwacje. Zapisać równania reakcji dysocjacji badanych substancji. 7.2. Wyznaczanie ph wodnych roztworów soli W 4 probówkach przygotować po około 2 cm 3 roztworów badanych, rozpuszczając w wodzie niewielkie ilości następujących soli: Na 2 CO 3, FeCl 3, (NH 4 ) 2 CO 3, NaCl. Zbadać odczyny roztworów za pomocą papierków uniwersalnych. Zapisać równania reakcji hydrolizy badanych soli. 7.3. Wyznaczanie ph cieczy spożywczych W zlewkach przygotować próbki badanych cieczy (np. mleko, Coca-Cola, herbata, napój owocowy itp.). Za pomocą ph-metru przeprowadzić pomiary ph. W OPRACOWANIU PODAĆ WNIOSKI Z PRZEPROWADZONYCH DOŚWIADCZEŃ. 7

ĆWICZENIE 5: KINETYKA CHEMICZNA 4.4. Wpływ stężenia na szybkość reakcji chemicznej Do czterech probówek dodać kolejno po 10 cm 3 : 0.2, 0.1, 0.05 i 0.025 M roztworu Na 2 S 2 O 3 (roztwory 0.1 M, 0.05 M i 0.025 M przygotowuje się przez odpowiednie rozcieńczenie roztworu 0.2 M). Do każdej z probówek dodać po 1 cm 3 0.02 M roztworu HCl. Zmierzyć czas, w którym nastąpi zmętnienie roztworu. W roztworze zachodzi reakcja : 2 S 2 O 3 + 4 H 3 O + 6 H 2 O + 2 SO 2 + 2 S (zmętnienie wywołane jest wydzielaniem się koloidalnej siarki). Wyniki doświadczenia zestawić w tabeli i sporządzić wykres t = f(c). Stężenie Na Nr probówki 2 S 2 O 3 c [mol/dm 3 ] 1 0,2 2 0,1 3 0,05 4 0,025 Czas zmętnienia t [s] 4.2. Wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej Do dwóch probówek dodać po 5 cm 3 0.05 M roztworu H 2 C 2 O 4, po 3 cm 3 1 M roztworu H 2 SO 4 oraz po 1cm 3 0.01 M roztworu KMnO 4. Jedną z dwóch probówek umieścić w łaźni wodnej o temperaturze 90 o C (363 K). Odnotować również temperaturę pomieszczenia. Zmierzyć czas odbarwienia roztworu w obu probówkach. W układzie zachodzi reakcja : - 2 MnO 4 + 5 H 2 C 2 O 4 + 6 H 3 O + 2 Mn 2+ + 10 CO 2 + 14 H 2 O Wyniki zanotować w tabeli : Nr probówki Temperatura, T [K] Czas, t [min] 1 363 2... 4.3. Wpływ stężenia jonów oksoniowych na stan równowagi Do probówki wlać po 5 cm 3 2 M roztworu K 2 CrO 4, a następnie (porcjami po około 0.5 cm 3 )1 M roztworu H 2 SO 4 do zmiany zabarwienia. Po uzyskaniu trwałej zmiany zabarwienia dodawać porcjami 2 M roztworu NaOH do uzyskania zabarwienia pierwotnego. 8

W układzie zachodzi reakcja kwasowo-zasadowa: Cr 2 O 7 + 3 H 2 O 2 CrO 4 + 2 H 3 O + barwa pomarańczowa barwa żółta Zanotować wyniki doświadczenia, podając ilości kwasu i zasady zużyte do zobojętnienia. W OPRACOWANIU PODAĆ WNIOSKI Z PRZEPROWADZONYCH DOŚWIADCZEŃ. 9

ĆWICZENIE 6: ANALIZA JAKOŚCIOWA WYBRANYCH KATIONÓW W probówkach, na płytce porcelanowej lub na bibule przeprowadzić reakcje opisane poniższymi równaniami. Używać niewielkich objętości roztworów zawierających potrzebne jony. Pb 2+ 1. Jeżeli badany roztwór zawiera jony Pb 2+, to zadanie go roztworem jonów I - spowoduje wytrącenie się żółtego osadu PbI 2 zgodnie z równaniem: Pb 2+ + 2 I - PbI 2 Osad PbI 2 po podgrzaniu i gwałtownym schłodzeniu (rekrystalizacja) daje efekt unoszących się i mieniących, złotych kryształków. 2. Wszystkie rozpuszczalne sole kwasu solnego tworzą z jonami Pb 2+ biały osad PbCl 2 : Pb 2+ + 2 Cl - PbCl 2 Cu 2+ Wodorotlenki wytrącają z roztworów zawierających jony Cu 2+ Cu(OH) 2 : Cu 2+ + 2 OH - Cu(OH) 2 niebieski osad Osad ten rozpuszcza się w rozcieńczonych kwasach, np. w HCl: Cu(OH) 2 + 2 HCl Cu 2+ + 2 Cl - + 2 H 2 O oraz w amoniaku (reakcja kompleksowania) dając roztwór o ciemnobłękitnym zabarwieniu: Cu(OH) 2 + 4 NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ + 2 OH - Ni 2+ 1. Jony wodorotlenowe wytrącają zielony osad wodorotlenku niklu(ii): Ni 2+ + 2 OH - Ni(OH) 2 2. Dimetyloglioksym, związek organiczny o wzorze sumarycznym C 4 H 8 N 2 O 2, strąca malinowy osad dimetyloglioksymianu niklu(ii): Ni 2+ + 2 C 4 H 8 N 2 O 2 + 2 H 2 O (C 4 H 7 N 2 O 2 ) 2 Ni + 2 H 3 O + 10

Reakcję poleca się przeprowadzić metodą kroplową: kroplę badanego roztworu umieścić na bibule filtracyjnej, a na powstałą plamkę nanieść kroplę roztworu dimetyloglioksymu; w przypadku obecności jonów Ni 2+, po krótkim przetrzymaniu bibuły w parach amoniaku wokół plamki powstanie malinowa obwódka. Fe 3+ ( Fe 2+ ) 1. Sześciocyjanożelazian(II) potasu K 4 [Fe(CN) 6 ] wytrąca jasnogranatowy osad sześciocyjanożelazianu(ii) żelaza(iii) (tzw. błękit pruski): 4 Fe 3+ + 3 [Fe(CN) 6 ] 4- Fe 4 [Fe(CN) 6 ] 3 2. Jony tiocyjanianowe (inaczej rodankowe) tworzą z jonami Fe 3+ mieszaninę kompleksów o krwistoczerwonym zabarwieniu: Fe 3+ + n SCN - [Fe(SCN) n ] 3-n, n=1 6 NH 4 + Jony OH - pochodzące z mocnych zasad wypierają amoniak ze związków amonowych. Można go rozpoznać po zapachu lub po niebieskim zabarwieniu wilgotnego papierka uniwersalnego zbliżonego do wylotu probówki ogrzewanej wraz z mieszaniną reakcyjną. NH 4 + + OH - NH 3 + H 2 O Ca 2+ 1. Jony węglanowe wytrącają z roztworów soli wapnia biały osad: Ca 2+ + CO 3 CaCO 3 CaCO 3 dobrze rozpuszcza się w rozcieńczonych mocnych kwasach dając efekt perlenia: CaCO 3 + 2 H 3 O + Ca 2+ + 3 H 2 O + CO 2 2. Jony siarczanowe(vi) strącają ze stężonych roztworów soli wapnia biały osad: Ca 2+ + SO 4 CaSO 4 CaSO 4 rozpuszcza się w rozcieńczonych roztworach kwasów mineralnych i kwasu octowego. 11

ANALIZA JAKOŚCIOWA WYBRANYCH ANIONÓW W probówkach lub na płytce porcelanowej przeprowadzić reakcje opisane poniższymi równaniami. Używać niewielkich ilości roztworów zawierających potrzebne jony. SO 4 1. Jony baru(ii) wytrącają biały, drobnokrystaliczny, trudno rozpuszczalny osad siarczanu(vi) baru(ii): Ba 2+ + SO 4 BaSO 4 Osad ten nie rozpuszcza się w stężonych i rozcieńczonych kwasach mineralnych, lecz rozpuszcza się na gorąco w stężonym H 2 SO 4 : BaSO 4 + H 3 O + Ba 2+ + HSO 4 - + H 2 O 2. Jony ołowiu(ii) wytracają biały, krystaliczny osad siarczanu(vi) ołowiu(ii): Pb 2+ + SO 4 PbSO 4 który rozpuszcza się w 2 M roztworze NaOH (ze względu na właściwości amfoteryczne): PbSO 4 + 4 OH - [Pb(OH) 4 ] Cl - 1. Jony srebra wytrącają biały serowaty osad chlorku srebra: Ag + + Cl - AgCl Osad ten na świetle przybiera barwę szarofioletową na skutek powstawania metalicznego srebra: 2 AgCl + hν 2 Ag + Cl 2 AgCl rozpuszcza się w 2 M roztworze amoniaku (reakcja kompleksowania): AgCl + 2 NH 3 aq [Ag(NH 3 ) 2 ] 2+ + 2 Cl - 2. Jony ołowiu(ii) wytrącają biały osad chlorku ołowiu(ii): Pb 2+ + 2 Cl - PbCl 2 który po podgrzaniu zawiesiny do ok. 100 o C (373 K) rozpuszcza się częściowo w wodzie. 12

NO 3 - Najważniejszą reakcją jonu azotanowego jest tzw. reakcja obrączkowa. Jony żelaza(ii) redukują jony azotanowe(v) do tlenku azotu(ii): 3 Fe 2+ + NO 3 - + 4 H 3 O + NO + 3 Fe 3+ + 6 H 2 O a następnie NO z nadmiarem Fe 2+ zabarwieniu: tworzy jon kompleksowy o brunatnym Fe 2+ + n NO [Fe(NO) n ] 2+ Wykonanie reakcji wymaga pewnej zręczności, dlatego należy trzymać się następujących wskazówek: Do probówki wprowadzić parę kropli badanego roztworu i około 1 cm 3 stężonego H 2 SO 4, po czym probówkę szybko oziębić zimną wodą wodociągową. Następnie, ostrożnie, po ściankach wlać 4-5 kropli nasyconego FeSO 4 (nie mieszać roztworu!). W przypadku obecności w próbie jonów azotanowych(v) na granicy zetknięcia warstw cieczy powstaje brunatna obrączka. CH 3 COO - Rozcieńczone mocne kwasy (np. H 2 SO 4, HNO 3, HCl) wypierają kwas octowy z roztworów jego soli: CH 3 COO - + H 3 O + CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COOH można łatwo zidentyfikować dzięki jego charakterystycznemu zapachowi. CO 3 Rozcieńczone mocne kwasy (np. H 2 SO 4, HNO 3, HCl) wypierają kwas węglowy z roztworów jego soli: CO 3 + 2 H 3 O + H 2 CO 3 + 2 H 2 O H 2 CO 3, jako kwas nietrwały, rozpada się z wydzieleniem gazowego tlenku węgla(iv) (obserwuje się tzw. perlenie roztworu): H 2 CO 3 CO 2 + 2 H 2 O PO 4 3- Jony Ag + powodują wytrącanie żółtego osadu fosforanu(v) srebra: 3 Ag + + PO 4 3- Ag 3 PO 4 13

ĆWICZENIE 7: ANALIZA JAKOŚCIOWA NIEZNANYCH PRÓBEK Każdy student (zespół studencki) dostaje do badań dwie próbki ciekłe, z których jedna zawiera roztwór soli składający się z anionu i kationu, a druga zawiera mieszaninę dwóch takich soli (kation lub anion tych soli może być wspólny!). Prawidłowa identyfikacja jonów w próbkach polega na ich wykryciu za pomocą reakcji charakterystycznych podanych w ćwiczeniach 5a i 5b. W opracowaniu podać wynik analizy (pisząc również reakcje charakterystyczne, które posłużyły do identyfikacji wykrytych jonów) wg poniższego schematu. PRZYKŁADOWE OPRACOWANIE WYNIKÓW ANALIZY JAKOŚCIOWEJ BADANEJ PRÓBKI CIEKŁEJ Analiza mieszaniny 2 soli 1. Wygląd próbki : niebieska jednorodna ciecz (bez osadu). 2. ph oznaczone za pomocą papierka uniwersalnego : ok. 6 (słabo kwaśne). 3. Reakcje na wykryte jony : a) Cu 2+ + 2 OH - Cu(OH) 2 niebieski osad b) NH + 4 + OH - NH 3 + H 2 O zapach amoniaku, niebieskie zabarwienie zwilżonego papierka uniwersalnego c) SO 4 + Ba 2+ BaSO 4 biały krystaliczny osad nierozpuszczalny na zimno w mocnych kwasach 4. W próbie wykryto następujące jony : Cu 2+, NH + 4, SO 4 14

ĆWICZENIE 9: ANALIZA ILOŚCIOWA. OBJĘTOŚCIOWE OZNACZANIE KWASÓW I ZASAD. UWAGA: Otrzymane porcje kwasu i zasady rozcieńczyć, dolewając wodę destylowaną do kreski wytrawionej na szyjce kolby miarowej (menisk cieczy stoi na kresce na wysokości oczu). Roztwory dokładnie wymieszać. 9.1. Oznaczenie kwasu a) Do trzech kolb stożkowych odmierzyć przy pomocy pipety po 10 cm 3 roztworu badanego kwasu. Następnie w każdej kolbie umieścić magnes, dodać ok. 50 cm 3 wody destylowanej i kilka kropli błękitu bromotymolowego. b) Napełnić biuretę mianowanym roztworem KOH. c) Kolbę z próbą umieścić na mieszadle pod kranem biurety i przeprowadzić miareczkowanie. Dodawana kroplami zasada potasowa zobojętnia kwas azotowy. Punkt, w którym do określonej ilości kwasu dodamy równoważną ilość zasady, nazywamy punktem równoważnikowego nasycenia lub punktem końcowym miareczkowania. Poznajemy go po zmianie barwy wskaźnika, świadczącej o tym, że kwaśny odczyn roztworu po dodaniu ostatniej kropli zasady przeszedł w odczyn obojętny. W tym momencie następuje trwała zmiana barwy błękitu bromotymolowego z żółtej na zieloną (nadmiar zasady - barwa niebieska). d) Zanotować ilość roztworu KOH zużytego do zobojętnienia kwasu. e) Miareczkowanie powtórzyć dla 2 kolejnych prób, a do obliczeń przyjąć średnią wartość objętości zużytego KOH (odrzucić wyniki obarczone błędem grubym). 9.2. Oznaczenie zasady Ilość zasady w badanej próbie oznaczyć w analogiczny sposób jak ilość kwasu. Do miareczkowania zasady użyć standardowego roztworu HCl zamiast KOH. W OPRACOWANIU PODAĆ MASĘ ( W GRAMACH) KWASU I WODOROTLENKU W ANALIZOWANYCH PRÓBACH. 15

DO OBLICZEŃ MOŻNA WYKORZYSTAĆ ZAMIESZCZONY DALEJ PRZYKŁAD. PRZYKŁAD OBLICZEŃ W ANALIZIE ILOŚCI KWASU A) Obliczenie stężenia kwasu c 1 = 0,1 M - stężenie roztworu KOH wyrażone w molach/dm 3, v 1 = 31,66 cm 3 - średnia ilość KOH zużytego podczas miareczkowania, v 2 = 10 cm 3 - odmierzona objętość HNO 3 Podczas miareczkowania zachodzi reakcja zobojętniania: HNO 3 + KOH = KNO 3 + H 2 O Z równania reakcji wynika, że na zobojętnienie 1 mola HNO 3 potrzeba 1 mol KOH. Wiedząc, że liczba moli substancji rozpuszczonej w roztworze wyraża się wzorem: n = c v (z definicji stężenia molowego), piszemy równanie: Stąd stężenie kwasu: c 1 v 1 = c 2 v 2 c v 3166, 01, c 2 = = = 0,3166 mol/dm 10 1 1 v2 B) Przeliczenie stężenia kwasu na jego masę 1 dm 3 roztworu HNO 3 o stężeniu 1 M zawiera 63,02 g kwasu azotowego, a zatem, znając molowość (c 2 ) badanego roztworu możemy obliczyć masę kwasu jaka znajdowałaby się w 1 dm 3 tego roztworu: 3 1 dm 3 1,0000 M HNO 3-63,02 g HNO 3 1 dm 3 0,3166 M HNO 3 - x g HNO 3 ------------------------------------------------------------ 0, 3166 63, 02 x = = 19, 9521g 10000, UWAGA : Do obliczeń masy wodorotlenku przyjąć, że masa molowa NaOH jest równa 40 g/mol. Otrzymany wynik należy teraz przeliczyć na pojemność kolby miarowej. Jeśli pojemność kolby miarowej, w której przygotowano do badania roztwór kwasu, wynosiła np. 100 cm 3 tzn., że masa zawartego w tej próbie HNO 3 była 10-krotnie mniejsza, niż w 1dm 3, czyli: 19, 9521 = 19952, g 10 16

17