Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z. chemii ogólnej i nieorganicznej

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK: MIKROBIOLOGIA STUDIA STACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA ROK I Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z chemii ogólnej i nieorganicznej Semestr I (zimowy) Rok akademicki 2016/17 Ćwiczenia laboratoryjne: Katedra Chemii Imię i nazwisko studenta Opracowała: dr Beata Załęska-Chróst

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK MIKROBIOLOGIA HARMONOGRAM ĆWICZEŃ Z CHEMII OGÓLNEJ I NIEORGANICZNEJ 2016/2017 ĆWICZENIE I (3 godz) 17-19. 10. 2016 Regulamin pracowni chemicznej. Przepisy BHP. Reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych. Wybrane metody otrzymywania kwasów zasad i soli. ĆWICZENIE II (3 godz) 24-26. 10. 2016 Sprawdzian 1 Hydroliza. Amfoteryczność. Reakcje utleniania i redukcji. ĆWICZENIE III (3 godz) 14-16. 11. 2016 Analiza jakościowa kationów. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów: Cu 2+, Fe 3+, NH4 +, Mn 2+, Ca 2+, Mg 2+ Analiza kontrolna (kationy). ĆWICZENIE IV (3 godz) 21-23. 11. 2016 Sprawdzian 2 Analiza jakościowa anionów. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: Cl -, CO3 2-, SO4 2--, PO4 3-, NO3 - Analiza kontrolna (aniony). ĆWICZENIE V (3 godz) 28 30. 11. 2016 Poprawa sprawdzianów 1 lub 2 Analiza jakościowa soli. Analiza kontrolna. ĆWICZENIE VI (3 godz) 5-7. 12. 2016 Sprawdzian 3 Podstawy chemicznej analizy ilościowej. Obliczanie i sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. ĆWICZENIE VII (3 godz) 12-14. 12. 2016 Sprawdzian 4 Obliczanie i pomiar ph roztworów ĆWICZENIE VIII (3 godz) 9-11. 01. 2017 Poprawa sprawdzianów 3 lub 4 Przygotowywanie i pomiar ph roztworów buforowych ĆWICZENIE IX (3 godz) 16-18. 01. 2017 Wyznaczanie pojemności roztworów buforowych. ĆWICZENIE X (3 godz) 23-25. 01. 2017 Odrabianie zaległych ćwiczeń i analiz kontrolnych. Zaliczanie pozostałych sprawdzianów. 2

MIKROBIOLOGIA Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń: Sprawdzian 1 Podstawowe prawa i pojęcia chemiczne obliczenia stechiometryczne. Klasyfikacja związków nieorganicznych (nazewnictwo, otrzymywanie i właściwości chemiczne). Podstawowe typy reakcji chemicznych. Zapisywanie przebiegu reakcji chemicznych np. zobojętniania(stopniowo), strąceniowych (cząsteczkowo i jonowo). Sprawdzian 2 Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad, soli nazewnictwo powstałych jonów. Wyprowadzanie wzorów na stałą dysocjacji. Reakcje w roztworach wodnych - hydroliza soli (stopniowo), określanie odczynu wodnego roztworu soli. Moc elektrolitów. Amfoteryczność związków chemicznych i pierwiastków: glinu, ołowiu(ii), cynku i chromu(iii). Reakcje charakterystyczne poznanych kationów. Sprawdzian 3 Zadania rachunkowe stężenia molowe i procentowe, wyrażone w jednostkach ppm, przeliczanie stężeń. Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu molowym i procentowym. Przeliczanie stężeń. Bilans reakcji utleniania i redukcji - cząsteczkowo i jonowo, wskazanie utleniacza i reduktora. Zachowanie jonu manganianowego (VII) w zależności od środowiska. Reakcje charakterystyczne poznanych anionów. Sprawdzian 4 Teorie kwasów i zasad. Iloczyn jonowy wody. Obliczanie ph roztworów mocnych i słabych elektrolitów. Obliczanie ph roztworów soli hydrolizujących. Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Krzywe miareczkowania. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej alkacymetria i acydymetria. Roztwory buforowe, zasada działania, obliczanie ph roztworów buforowych. LITERATURA L. Smoczyński, Wardzyńska R., Zarys chemii ogólnej i analitycznej, UWM Olsztyn 2013 W. Wiśniewski, Majkowska H., Chemia ogólna nieorganiczna, UWM Olsztyn 2005. J. Minczewski, Marczenko Z Chemia analityczna 1 i 2, PWN W-wa 2008. Z. Szmal, Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL 2002. A. Śliwa. Obliczenia chemiczne, PWN W-wa 1987. 3

ĆWICZENIE I I. Część teoretyczna Zapoznanie z regulaminem i przepisami BHP obowiązującymi na pracowni chemicznej. II. Część praktyczna Wybrane reakcje chemiczne zachodzące w roztworach wodnych 1. Reakcje zobojętniania a) Do parownicy wlać ok. 2 cm 3 roztworu 1M NaOH (KOH), dodać 2 krople fenoloftaleiny, a następnie ciągle mieszając dodawać 1M roztwór HCl, do momentu odbarwienia roztworu. Powstały roztwór odparować. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 2. Wybrane metody otrzymywania kwasów, zasad i soli. I. Otrzymywanie wodorotlenku w reakcji aktywny metal + woda. Do probówki zawierającej ok. 4 cm 3 wody destylowanej wrzucić ostrożnie kawałek metalicznego sodu. Po zakończonej reakcji zbadać odczyn za pomocą kropli fenoloftaleiny. Zapis reakcji II. Reakcje wypierania słabych zasad z ich soli a) Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu siarczanu(vi) miedzi(ii) dodać ok. 2 cm 3 1M roztworu NaOH (KOH). Obserwować reakcję i zapisać równania. Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: 4

b) Do probówki wlać ok. 2 cm 3 1M roztworu azotanu(v) żelaza(iii) i dodać taką samą objętość 1 M roztworu NaOH (KOH). Zapis reakcji III. Reakcja wypierania słabych kwasów z i ich soli Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu węglanu sodu dodawać stopniowo 1M roztwór HCl. Zapis reakcji IV. Reakcje otrzymywania soli metoda sól +sól a) chlorek baru + siarczan(vi) sodu Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: b) węglan sodu + chlorek miedzi(ii) Zapis reakcji -cząsteczkowy: -jonowy: c) azotan(v) ołowiu(ii) + chromian(vi) potasu Zapis reakcji 5

-cząsteczkowy: -jonowy: ĆWICZENIE II Amfoteryczność. Hydroliza. Reakcje utleniania i redukcji Hydroliza soli jest to reakcja zachodząca między wodą, a rozpuszczoną w niej solą. Będziemy badać za pomocą wskaźników odczyn wodnych roztworów soli i określać przybliżone wartości ph. Poniżej dla przypomnienia skala ph. oraz zmiana zabarwienia w roztworach wybranych wskaźników w zależności od środowiska. Wskaźnik Zabarwienie w Zabarwienie w roztworze kwaśnym roztworze zasadowym Oranż metylowy Czerwone Żółte Fenoloftaleina Bezbarwne Malinowe Przebieg doświadczenia: Do probówki wsypać badaną sól, rozpuścić w małej ilości wody destylowanej i zbadać odczyn roztworu za pomocą papierka wskaźnikowego. Następnie roztwór podzielić i wlać do dwóch probówek: badać odczyn za pomocą oranżu metylowego (w pierwszej probówce) i fenoloftaleiny (w drugiej). Reakcje przeprowadzić kolejno z następującymi solami: węglanem sodu, chlorkiem cyny (II), octanem amonu i chlorkiem sodu. Wyniki zapisać w 6

tabeli poniżej. Na podstawie obserwacji ustalić odczyn wodnego roztworu tych soli i zapisać równania reakcji. Sól Wskaźnik Oranż metylowy Fenoloftaleina Papierek wskaźnikowy barwa barwa ph Odczyn roztworu Na2CO3 SnCl2 CH3COONH4 NaCl Reakcje hydrolizy zachodzące w wodzie: 7

2. Amfoteryczność Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu Zn(NO3)2 dodawać kroplami 1M roztwór NaOH (KOH), aż do wytrącenia się galaretowatego osadu. Osad rozdzielić do dwóch probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem: - 4 M roztworu HNO3, - 4 M roztworu NaOH. Zapis reakcji 2. Reakcje utleniania i redukcji Wpływ środowiska na przebieg reakcji redoks Do 3 probówek wlać po 2 cm 3 roztworu Na2SO3. Do każdej z probówki dodać kolejno po 2 cm 3 a) 1 M roztworu H2SO4, b) wody destylowanej, c) 1 M roztworu NaOH. Następnie do każdej z probówek wkraplać rozcieńczony roztwór KMnO4. Cząsteczkowy lub jonowy zapis przebiegu reakcji chemicznych oraz obserwacje: a) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 b) KMnO4 + Na2SO3 + H2O c) KMnO4 + Na2SO3 + NaOH 8

ĆWICZENIE III Analiza jakościowa wybranych kationów: Cu 2+, Fe 3+, NH4 +, Mn 2+, Ca 2+, Mg 2+ Jakościowa analiza chemiczna jest to określenie jakościowego składu substancji, czyli stwierdzenie, jakie pierwiastki wchodzą w skład danej substancji. Klasyczna chemiczna analiza jakościowa związków nieorganicznych to przede wszystkim analiza jonów występujących w roztworze. Do roztworu dodaje się różnych odczynników i obserwuje się zmianę koloru roztworu, wytrącanie osadów oraz inne charakterystyczne reakcje, które świadczą o obecności pewnych jonów czy grup jonów. Reakcję chemiczną, która umożliwia wykrycie danego jonu w obecności innych jonów obecnych w roztworze nazywamy reakcją charakterystyczną. Ze względu na właściwości, jony zostały pogrupowane, a grupy są wydzielone na podstawie zachodzących reakcji. Odczynnik reagujący w danych 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 za pomocą reakcji charakterystycznych. Podział kationów na grupy analityczne: Grupy analityczne I II III IV V Odczynnik grupowy 2M HCl H S w środowisku 2 0,3M HCl H S w środowisku 2 buforu amonowego (NH ) CO w środowisku 4 2 3 buforu amonowego Brak Jony wykrywane Ag +, Pb 2+, Hg 2 2+ Hg 2+, Pb 2+, Bi 3+, Cu 2+, Cd 2+, Sn 2+, Sn 4+, As 3+, As 5+, Sb 3+, Sb 5+ Al 3+, Cr 3+, Fe 2+, Fe 3+,Ni 2+,Co 2+, Mn 2+, Zn 2+ Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+ Mg 2+, Na +, K +, NH 4 + CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów Reakcje charakterystyczne kationu miedzi(ii) Cu 2+ 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli miedzi (II) dodawać powoli małymi porcjami 1M roztwór mocnej zasady do wytrącenia osadu. 9

2. Reakcja z roztworem wodorotlenku amonu NH3 H2O. Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli miedzi(ii) dodawać stopniowo obserwując wodorotlenek amonu. 3. Reakcja z roztworem rodanku potasu lub amonu (KSCN lub NH4SCN) Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli miedzi (II) dodawać małymi porcjami roztwór rodanku. 4. Reakcja z heksacyjanożelazianem(ii) potasu- K4[Fe(CN)6] Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli miedzi (II) dodać ok. 1cm 3 - K4[Fe(CN)6] Reakcje charakterystyczne kationu żelaza(iii) - Fe 3+ 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli żelaza (III) dodawać małymi porcjami 1M roztwór mocnej zasady do wytrącenia osadu. 2. Reakcja z roztworem rodanku potasu lub amonu (KSCN lub NH4SCN) Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli żelaza (III) dodawać małymi porcjami roztwór rodanku. 10

3. Reakcja z heksacyjanożelazianem(ii) potasu- K4[Fe(CN)6] Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli żelaza (III) dodać ok. 1 cm 3 - K4[Fe(CN)6] Reakcja charakterystyczne kationu amonu NH4 + 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH, lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli amonowej dodać ok. 2cm 3 roztworu mocnej zasady. Po wymieszaniu zawartość probówki ogrzewać w łaźni wodnej, zbadać wydzielający się gaz za pomocą zwilżonego papierka uniwersalnego. Reakcje charakterystyczne kationu manganu Mn 2+ 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli manganu dodać ok. 2 cm 3 roztworu mocnej zasady. 2) Reakcja z roztworem wodorotlenku amonu NH3 H2O Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli manganu(ii) dodać 2 M roztworu amoniaku. 11

3) Reakcja Cruma. Do probówki zawierającej kilka kropli mocno rozcieńczonego roztworu soli manganu(ii) dodać 2 3 cm 3 wody destylowanej, małą ilość PbO2 oraz 1-2 cm 3 rozcieńczonego roztworu HNO3. Probówkę ogrzewamy ostrożnie w łaźni wodnej do wrzenia i gotujemy przez kilka minut. Po opadnięciu osadu i ewentualnym rozcieńczeniu roztworu wodą obserwujemy fioletowe zabarwienie pochodzące od jonów MnO4 -. Reakcje charakterystyczne kationu magnezu Mg 2+ 1. Reakcja z mocna zasadą NaOH lub KOH Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok. 2 cm 3 roztworu mocnej zasady. 2. Reakcja z wodorofosforanem sodu - Na2HPO4 w środowisku buforu amonowego. Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli magnezu dodać ok. 2 cm 3 roztworu - Na2HPO4 w środowisku buforu amonowego. 3. Reakcja podjodynowa. Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 płynu Lugola ( roztwór jodu w jodku potasu) dodać roztwór wodorotlenku sodu aż do odbarwienia. I2 + 2OH - I - + IO - + H2O Do odbarwionego roztworu dodajemy jonów Mg 2+, które tworzą z jonami OH - osad Mg(OH)2. (NIE MIESZAĆ!) Powoduje to przesunięcie równowagi reakcji w lewą stronę i wydzielenie się brunatnych cząsteczek I2. Adsorbujące się na powierzchni białego galaretowatego osadu wodorotlenku magnezu brunatne cząsteczki jodu świadczą o obecności w roztworze jonów Mg2+. 12

Reakcje charakterystyczna kationu wapnia Ca 2+ 1. Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość roztworu mocnej zasady. 2. Reakcja z węglanem amonu (NH4)2CO3 Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość 2 M roztworu węglanu amonu. 3. Reakcja ze szczawianem amonu (NH4)2C2O4 Do probówki zawierającej ok. 2 cm 3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość 2 M roztworu szczawianu amonu. II. Analiza kontrolna Wykorzystując poznane reakcje charakterystyczne należy wykryć kationy w roztworze otrzymanym jako analiza kontrolna. Każdą reakcję charakterystyczną należy przeprowadzić z oddzielnej porcji otrzymanego do analizy roztworu. 13

Przeprowadzone reakcje: Numer analizy kontrolnej: Wykryto kation(-y): ĆWICZENIE IV Analiza jakościowa wybranych anionów: Cl -, CO3 2-, SO4 2-, PO4 3-, NO3 - Podział anionów na grupy analityczne Aniony w chemii jakościowej dzieli się najczęściej na siedem grup analitycznych. Podział ten wynika z zachowania się anionów w reakcjach z roztworami AgNO3 i BaCl2 oraz rozpuszczaniu wytrąconych osadów w kwasie azotowym(v). Grupa I Aniony Cl -, Br -, J -, ClO -, CN -, SCN -, Fe(CN) 6 4- Fe(CN) 6 3- Reakcje z odczynnikami AgNO3 i BaCl2 Ag + - osad nierozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - brak osadu. II S 2-, CH 3COO -, NO 2 -, Ag + - osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - brak osadu. III SO 3 2-, CO 3 2-, C 2O 4 2-, C 4H 4O 6 2-, BO 2 - Ag + - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 14

IV S 2O 3 2-, CrO 4 2-, Cr 2O 7 2-, PO 4 3- AsO 3 3-, AsO 4 3- Ag + - barwny osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - osad rozp. w rozc. HNO 3 V NO 3 - MnO 4 - ClO 3 - ClO 4 - Ag + - brak osadu. Ba 2+ - brak osadu. VI F -, SiF 6 2-, SO 4 2- Ag + - brak osadu. Ba 2+ - osad trudno rozp. w rozc. HNO 3 VII 2- SiO 3 Ag + - żółty osad rozp. w rozc. HNO 3 Ba 2+ - biały osad rozp. w rozc. HNO 3 CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów Reakcje charakterystyczna anionu chlorkowego Cl - 1. Reakcja z AgNO3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony chlorkowe dodać ok. 1cm 3 roztworu AgNO3. Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w NH3 H2O. 2. Reakcja z BaCl2 Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego - CO3 2-1. Reakcja z azotanem (V ) srebra AgNO3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony węglanowe dodać ok. 1 cm 3 roztworu AgNO3. 2. Reakcja z BaCl2 Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli zawierającej jony węglanowe dodać ok. 2cm 3 roztworu BaCl2. 15

3. Reakcje z mocnymi kwasami mineralnymi Do probówki zawierającej ok.2 cm 3 roztworu soli zawierającej jony węglanowe dodać 1M roztwór HCl lub HNO3 obserwując probówkę. Reakcje charakterystyczne anionu siarczanowego(vi) SO4 2-1. Reakcja z azotanem (V) srebra AgNO3 Do probówki wlać ok. 1 cm 3 2 M roztworu jonów SO4 2 -, a następnie taką samą objętość 2 M roztworu AgNO3. 2. Reakcja z chlorkiem baru BaCl2 Do probówki wlać ok. 1 cm 3 2M roztworu jonów SO4 2 - oraz taką samą objętość 1 M roztworu chlorku baru. Reakcje charakterystyczne anionu fosforanowego (V) PO4 3-1. Reakcja z azotanem (V) srebra AgNO3 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony fosforanowe(v) dodać ok. 1cm 3 roztworu AgNO3. 2. Reakcja z BaCl2 Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli zawierającej jony fosforanowe (V) dodać ok. 1 cm 3 roztworu BaCl2. 16

3. Reakcja z mieszaniną magnezową (MgCl2+ bufor amonowy) Do probówki zawierającej ok.1 cm 3 roztworu soli fosforanowej (V) dodać ok. 1 cm 3 mieszaniny magnezowej. Reakcje charakterystyczne anionu azotanowego (V) NO3-1. Reakcja z FeSO4 tzw. reakcja obrączkowa Do probówki wlać ok.1 cm 3 roztworu zawierającego jony azotanowe (V) dodać nasyconego roztworu FeSO4. Zawartość probówki wymieszać. Następnie po ściance nachylonej probówki dodawać ostrożnie (pod wyciągiem!) za pomocą pipety stężonego roztworu H2SO4 - nie mieszać! II. Analiza kontrolna Numer analizy... Wykryto anion.. 17

ĆWICZENIE V Analiza jakościowa soli Jakościowa analiza chemiczna soli polega na oddzielnym wykrywaniu anionów i kationów wchodzących w skład soli. Przed przystąpieniem do analizy należy zbadać i zanotować właściwości fizyczne badanej substancji. Analizę przeważnie przeprowadzamy na drodze mokrej, dlatego próbkę soli należy rozpuścić w wodzie destylowanej. Sprawdzamy rozpuszczalność soli w wodzie. Jeżeli badana substancja nie rozpuszcza się w wodzie należy próbować rozpuścić ją w rozcieńczonych kwasach (HNO3, HCl). Po rozpuszczeniu próbki wykrywamy w oddzielnej probówce anion, a następnie kation, używając niewielkich porcji roztworu otrzymanego po rozpuszczeniu soli. Opis wykonania analizy: Numer analizy kontrolnej Wykryto sól: Wzór: Nazwa: 18

ĆWICZENIE VI Podstawy chemicznej analizy ilościowej. Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. W celu określenia roztworu należy podać jego skład jakościowy i ilościowy. Skład jakościowy zostaje zwykle podany już w nazwie roztworu, natomiast skład ilościowy określamy za pomocą stężenia. W zależności od sposobu wyrażenia ilości substancji rozpuszczonej (w jednostkach masy lub objętości)) i ilości rozpuszczalnika lub roztworu (w jednostkach masy lub objętości), wyróżniamy kilka rodzajów stężeń: stężenie procentowe, stężenie molowe, ułamek molowy, ppm, ppb. Do przygotowywania roztworów używa się różnego rodzaju szkła laboratoryjnego m.in.: - naczynia miarowe są to naczynia szklane lub plastikowe o znanej, ściśle określonej pojemności (kolby miarowe, pipety jednomiarowe) lub zaopatrzone w podziałkę opisaną w jednostkach objętości (biurety, pipety wielomiarowe); - naczynia służące do odmierzania przybliżonych objętości cieczy (z małą dokładnością) - są to m.in.: cylindry, zlewki. W celu przygotowania roztworu o danym stężeniu, określoną odważkę substancji stałej lub określoną objętość substancji ciekłej, najpierw rozpuszcza się w niewielkiej ilości wody (mniejszej, niż ilość końcowa), a następnie uzupełnia wodą destylowaną do żądanej objętości. Należy pamiętać, że przy rozcieńczaniu stężonych kwasów i zasad wydzielają się znaczne ilości ciepła, stąd przygotowując rozcieńczone roztwory kwasów i zasad zawsze roztwór bardziej stężony, o większej gęstości wlewamy do wody lub roztworu mniej stężonego: PAMIĘTAJ CHEMIKU MŁODY WLEWAJ ZAWSZE KWAS DO WODY! CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA I. Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu 1. Sporządzenie 100 cm 3 0,2 M roztworu z naważki NaCl. Obliczyć, ile gramów NaCl potrzeba do sporządzenia 100 cm 3 0,2M roztworu NaCl: W tym celu na wadze analitycznej w naczynku wagowym odważyć obliczoną wcześniej masę g NaCl, a do kolby miarowej o poj. 100 cm 3 wlać trochę wody destylowanej. Sól odważyć na wadze w naczynku wagowym. Odważkę soli przenieść do kolby o pojemności 100 cm 3, przy czym naczynko wagowe dokładnie spłukać małą ilością wody destylowanej i przelać do kolby w której przygotowujemy roztwór. Sól rozpuścić poprzez mieszanie kolbą. Dodać wody destylowanej do kreski. Ostatnie porcje wody dodawać do kolby powoli z tryskawki, aby ustalić poziom cieczy zgodnie z meniskiem. Roztwór w kolbie dobrze wymieszać. Roztwór podpisać i zachować. 19

2. Sporządzenie 80 g 5 % roztworu siarczanu(vi) miedzi(ii) o gęstości d=1,25 g/cm 3 mając do dyspozycji uwodniony związek CuSO4 5H2O Obliczyć, ile gramów CuSO4 5H2O potrzeba do sporządzenia 80 g 5% roztworu CuSO4 o gęstości d=1,25 g/cm 3 oraz wyliczyć objętość roztworu. Na wadze analitycznej w naczynku wagowym odważyć obliczoną wcześniej masę g CuSO4 x 5H2O, a w cylindrze miarowym przygotować ok. 40 cm 3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść do cylindra z wodą destylowaną, przy czym szkiełko zegarkowe spłukać małą ilością wody nad cylindrem, w którym przygotowujemy roztwór. Substancję dobrze rozpuścić poprzez mieszanie bagietką. Następnie dodać do cylindra pozostałą część wody. Ostatnie porcje wody dodawać do cylindra powoli z tryskawki, aż do otrzymania..cm 3 roztworu. Roztwór przelać do zlewki, podpisać i zachować. II. Rozcieńczanie roztworów Podczas rozcieńczania ilość substancji rozpuszczonej pozostaje niezmieniona, a stężenie maleje tyle razy, ile razy wzrasta objętość roztworu. Stężenie molowe po rozcieńczeniu można obliczyć z zależności: C1 V1 = C2 V2 gdzie: C1 i V1 to stężenie molowe i objętość roztworu przed rozcieńczeniem, C2 i V2 to stężenie molowe i objętość roztworu po rozcieńczeniu 1. Przygotować 100 cm 3 0,01 M roztworu NaCl Obliczyć, jaką objętość roztworu przygotowanego w pkt-cie I-1 należy odmierzyć, aby otrzymać 100 cm 3 0,01M roztworu NaCl. W tym celu należy odmierzyć pipetą... cm 3 0,1M roztworu NaCl, przenieść do kolby miarowej o poj.100 cm 3 i następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. 2. Przygotowywanie różnych rozcieńczeń roztworu CuSO4 Przygotować 5 czystych probówek ustawionych w statywie. Do dwóch pierwszych probówek odmierzyć po 4 ml roztworu CuSO4 (przygotowanego wcześniej w pkt-cie I-2). Do drugiej probówki dodać taką samą objętość wody destylowanej wymieszać. Następnie z drugiej probówki przenieść 4 ml roztworu do trzeciej, dodać taką samą objętość wody destylowanej wymieszać. Z trzeciej probówki ponownie odpipetować 4 ml roztworu do czwartej i dodać 4 ml wody. Wymieszać i odpipetować z niej 4 ml roztworu, który przenieść do probówki piątej i dodać taką samą objętość wody. 20

Obliczyć stężenie procentowe roztworów CuSO4 w kolejnych probówkach oraz określić stopień rozcieńczenia roztworu w poszczególnych probówkach w odniesieniu do pierwszego roztworu i w odniesieniu do roztworu poprzedniego. Wyniki zestawić w tabeli. Nr roztworu Stężenie procentowe roztworu Stopień rozcieńczenia względem roztworu 1 Stopień rozcieńczenia względem roztworu sąsiadującego 1 - - 2 1 : 2 3 4 5 Po wykonaniu części praktycznej wykonaj poniższe wyliczenia: 1. Obliczyć jaką objętość wody destylowanej należałoby dodać do przygotowanego w punkcie I-2 roztworu CuSO4, aby powstał roztwór o stężeniu Cp = 2 %. 2. Roztwór o jakim stężeniu procentowym uzyskamy, jeżeli zmieszamy równe ilości roztworów z probówki 1 i 3? 3. Roztwór o jakim stężeniu molowym uzyskamy, po zmieszaniu 50 cm 3 roztworu NaCl z pkt-u I-1 z 50 cm 3 roztworu NaCl otrzymanego w pkt-cie II-1? 4. Jeżeli z roztworu otrzymanego w pkt-cie I-2odparujemy 20g H 2 O to otrzymamy roztwór o stężeniu procentowym. 5.Roztwór o jakim stężeniu molowym otrzymamy, jeżeli dodamy 50 cm 3 H 2 O do roztworu otrzymanego w pkt-cie II-1? 21

ĆWICZENIE VII Obliczanie i pomiar ph roztworów Do określenia odczynu roztworu, a więc ph najczęściej stosuje się metodę wskaźnikową i metodę potencjometryczną. Wskaźniki ph są to substancje, które wykazują właściwość zmiany barwy w zależności od ph roztworu. Jest to grupa związków organicznych, o charakterze słabych kwasów lub słabych zasad, których jony są inaczej zabarwione niż cząsteczki niezdysocjowane. Barwa roztworu zależy od stosunku stężeń obu form wskaźnika. Każdy wskaźnik ma charakterystyczną wartość ph, przy której następuje zmiana jego zabarwienia. Wskaźnik Wskaźniki ph i zakresy zmian ich barwy Zakres zmiany ph Zabarwienie w roztworze [H + ] Zabarwienie w roztworze [OH - Błękit tymolowy 1,2 2,8 Czerwone Żółte Oranż metylowy 3,1 4,4 Czerwone Żółte Czerwień metylowa 4,2 6,3 Czerwone Żółte Lakmus 5,0 8,0 Czerwone Niebieskie Czerwień fenylowa 6,8-8,4 Żółte Czerwone Fenoloftaleina 8,1-10 Bezbarwna Malinowe 1. Przygotowanie 100 cm 3 0,02 M HCl i pomiar ph Obliczyć, ile cm 3 0,02 M roztworu HCl należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 100 cm 3 0,004 M roztworu tego kwasu? W tym celu należy odmierzyć pipetą... cm 3 0,02M roztworu HCl, przenieść do kolby miarowej o poj.100 cm 3 i następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Następnie obliczyć oraz zmierzyć ph otrzymanego 0,004M roztworu HCl, zapisać reakcję dysocjacji. Zmierzona wartość ph: Obliczona wartość ph: 22

2. Przygotowanie 50 cm 3 0,01M roztworu CH3COOH Obliczyć, ile cm 3 0,1 M CH3COOH roztworu należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 50 cm 3 0,01M CH3COOH roztworu tego kwasu? W tym celu należy odmierzyć pipetą... cm 3 0,1 M CH3COOH roztworu, przenieść do kolby miarowej poj.50 cm 3 i następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Następnie obliczyć oraz zmierzyć ph otrzymanego 0,01M roztworu CH3COOH. Kk = 1.76 10-5. Zapisać reakcję dysocjacji: Zmierzona wartość ph: Obliczona wartość ph: 3. Zmierzyć i obliczyć ph gotowych roztworów: a) 0,02M KOH Zapisać reakcję dysocjacji: Zmierzona wartość ph: Obliczona wartość ph: b) 0,1M NH3 H20, Kz = 1.79 10-5 Zapisać reakcję dysocjacji: Zmierzona wartość ph: Obliczona wartość ph: 23

c) 0,05 M H2SO4 Zapisać reakcję dysocjacji: Zmierzona wartość ph: Obliczona wartość ph: Dla wszystkich badanych roztworów obliczyć: ph, stężenie jonów [H + ] i [OH - ] oraz stopień dysocjacji α na podstawie wzoru: α = [H + ]/C 100% lub α = [OH - ]/C 100% Zmierzone oraz obliczone wartości zestawić w tabeli: ROZTWÓR Cn ph zmierzone ph obliczone [H + ] [OH - ] α[%] HCl CH3COOH NaOH NH3 H20 H2SO4 24

ĆWICZENIE VIII Przygotowywanie i pomiar ph roztworów buforowych Roztwory buforowe. Roztwory buforowe są to roztwory, które wykazują dużą stałość wartości wykładnika wodorowego ph pomimo rozcieńczenia wodą, jak również pod wpływem wprowadzenia do nich niewielkich ilości mocnych kwasów lub zasad, a więc utrzymują ph roztworu na określonym, stałym poziomie. Najprostsze roztwory buforowe są to mieszaniny roztworów słabego kwasu i jego soli utworzonej z mocnej zasady (np. CH3COOH i CH3COONa) lub odwrotnie, słabej zasady i jej soli utworzonej z mocnego kwasu (np. NH3. H2O i NH4Cl). I. Sporządzanie roztworów buforu octanowego, pomiar i obliczanie ph. 1. Obliczyć, jakie objętości 0,1 M roztworów kwasu i soli należy wymieszać, aby otrzymać 40 cm 3 roztworu buforu octanowego o ph=4,28. Kk = 1,76 * 10-5 Do zlewki wprowadzić obliczone ilości 0,1M CH3COOH i 0,1M roztworu CH3COONa. Roztwór dobrze wymieszać, zmierzyć ph za pomocą pehametru. Wynik zanotować w tabeli (Nr 1). Roztworu nie wylewać! Dolać 20 cm 3 wody destylowanej, wymieszać i zmierzyć ponownie ph.(nr 2) 2. Przygotować roztwór buforu octanowego, podobnie jak w pkt-cie 1, ale zamieniając objętości kwasu i soli. Zmierzyć ph roztworu.(nr 3). Roztworu nie wylewać! Dolać taką samą ilość wody i zmierzyć ph.(nr 4) 3. Wymieszać 15 cm 3 0.1 M NH3 H2O + 35 cm 3 0.1 M NH4Cl. Zmierzyć ph roztworu (Nr5). Roztworu nie wylewać! Dolać taką samą ilość wody i zmierzyć ph(nr 6). 4. Przygotować roztwór buforu amonowego, podobnie jak w pkt-cie 1, ale zamieniając objętości wodorotlenku i soli. Zmierzyć ph roztworu.(nr 7). Roztworu nie wylewać! Dolać taką samą ilość wody i zmierzyć ph.(nr 8) Wyniki zestawić w tabeli. Obliczyć ph otrzymanych roztworów korzystając ze wzorów na stężenie jonów wodorowych i hydroksylowych w roztworach buforowych: H + = Kk ck/cs OH - = Kz cz/cs Kk = 1.76 10-5 Kz = 1.79 10-5 ck - stężenie kwasu cs - stężenie soli cz - stężenie zasady 25

Nr roztworu Skład roztworu ph zmierzone ph obliczone Obliczenia: 26

ĆWICZENIE IX Wyznaczanie pojemności roztworów buforowych Pojemność buforowa. Pojemność buforowa ( ) to zdolność buforowania roztworu. Jest to liczba moli mocnej zasady lub kwasu, która musi być dodana do 1 dm 3 roztworu, aby spowodować zmianę ph o jednostkę. Pojemność buforowa wyrażana jest wzorem: gdzie: β= Δn/ΔpH β pojemność buforowa Δn liczba moli dodanego kwasu lub zasady ΔpH zmiana ph Właściwość utrzymania określonej wartości ph przez roztwór buforowy po wprowadzeniu z zewnątrz jonów H + i OH - jest ograniczona. Po wprowadzeniu nadmiaru tych jonów mogą zostać całkowicie wyczerpane wiążące je składniki buforu i wówczas następuje wyraźna zmiana ph. Roztwór ulega alkalizacji lub zakwaszeniu w zależności od tego, jakie jony zostały wprowadzone. Pojemność buforowa zależy od stężenia roztworu. Im jest stężenie wyższe tym układ jest bardziej odporny na działanie kwasu bądź zasady, czyli wykazuje większą pojemność buforową. Część doświadczalna 1. W zlewce o pojemności 100 cm 3 przygotować roztwór buforu octanowego mieszając 20 cm 3 1 M roztworów CH3COOH i 20 cm 3 1 M CH3COONa. Zmierzyć ph.. Do zlewki z buforem stopniowo wprowadzać z biurety po 2 cm 3 1 M NaOH, każdorazowo mieszając i mierząc ph, aż do wyraźnego skoku zmiany wartości. 2. Postępować podobnie jak w pkt-cie I. Przygotować bufor octanowy i zmierzyć jego ph. Do zlewki z buforem stopniowo wprowadzać po 2 cm 3 1 M HCl z biurety, każdorazowo mieszając i mierząc ph, aż do wyraźnego skoku zmiany wartości. Wyniki zestawić w tabeli: Objętość dodanego NaOH lub HCl ph po dodaniu NaOH ph po dodaniu HCl 27

Wyniki z tabeli przedstawić na papierze milimetrowym lub korzystając z odpowiedniego programu komputerowego w formie wykresu zależności ph buforu octanowego od liczby moli dodanej zasady (kwasu). Wyznaczyć pojemność buforową. 28