Program ćwiczeń laboratoryjnych z fizykochemicznych podstaw życia dla I r Biologii niestacjonarnej

Program ćwiczeń laboratoryjnych z fizykochemicznych podstaw życia dla I r Biologii niestacjonarnej 10 spotkań x 3 h lekcyjne w terminach przewidzianych przez plan zajęć, w skrócie: 1. Ćwiczenia organizacyjne, szkolenie BHP. 2. Preparatyka nieorganiczna 3. Podstawy chemii analitycznej bufory 4. Alkacymetria I: nastawienie miana NaOH na kwas szczawiowy 5. Alkacymetria II: oznaczenie HCl za pomocą NaOH (przygotowanego na poprzednich ćwiczeniach) 6. Spektrofotometria 7. Metody rozdziału mieszanin: krystalizacja, destylacja, ekstrakcja. 8. Preparat organiczny 9. Preparat organiczny 10. Ćwiczenia zaliczeniowe/odrabianie zaległości

Termin TYTUŁ ĆWICZENIA ZAGADNIENIA CEL ĆWICZENIA 1 Ćwiczenia organizacyjne Regulamin pracowni. Zasady pracy z substancjami żrącymi i z urządzeniami elektrycznymi. Postępowanie w nagłych wypadkach. Zasady posługiwania się sprzętem laboratoryjnym. zapoznanie studentów z programem ćwiczeń oraz warunkami uzyskania zaliczenia ćwiczeń, regulaminem BHP, zasadami pracy z substancjami żrącymi oraz zasadami udzielania pierwszej pomocy pokaz niektórych technik laboratoryjnych 2 Preparatyka nieorganiczna KOLOKWIUM I Chemia koordynacyjna, struktury związków koordynacyjnych, typy ligandów, izomeria związków koordynacyjnych, efekt chelatowy, nomenklatura związków koordynacyjnych. Właściwości fizykochemiczne substancji używanych w ćwiczeniu. Iloczyn rozpuszczalności, efekt wspólnego jonu, efekt solny. Osady: strącanie, przemywanie, sedymentacja, dekantacja, sączenie. Krystalizacja. Obliczenia stechiometryczne. Wydajność reakcji wykonanie preparatu nieorganicznego obliczenie wydajności teoretycznej i praktycznej przeprowadzonej syntezy

KOLOKWIUM II Obliczenia stechiometryczne, obliczenia stężeń, rodzaje wiązań chemicznych, iloczyn jonowy wody, definicja obliczanie ph roztworów buforowych 3 Podstawy chemii analitycznej ph, hydroliza soli, dysocjacja, roztwory buforowe, teoria kwasów i zasad według Arrheniusa i Brönsteda. Obliczenia związane z ćwiczeniem, w szczególności wzór Hendersona na ph buforu. sporządzanie roztworów buforowych zasada działania roztworów buforowych KOLOKWIUM III Analiza ilościowa, substancje podstawowe, błędy w analizie przygotowanie titrata: ~0.1 M roztworu NaOH 4, 5 Alkacymetria ilościowej, analiza miareczkowa, alkacymetria, roztwór mianowany, punkt równoważnikowy i końcowy miareczkowania, indykatory, naczynia miarowe, krzywe miareczkowania, zasady ważenia, obliczenia związane z ćwiczeniem (rozcieńczanie roztworów i obliczanie wyników miareczkowania) nastawienie miana tego roztworu wodorotlenku sodu na kwas szczawiowy alkacymetryczne oznaczenie HCl KOLOKWIUM IV Spektrofotometria (kolorymetria) Kolorymetria, prawo Lamberta Beera, interpretacja widm A=f(), definicja absorbancji i transmitancji, zakres przygotowanie roztworów wzorcowych Cu(II) lub Fe(III)

6 zmienności transmitancji i absorbancji, przeliczanie absorbancji na transmitancję i odwrotnie, metoda krzywej wzorcowej, budowa spektrofotometru, reakcje zachodzące w czasie oznaczania Cu(II) i Fe(III) wg niżej zamieszczonego opisu, obliczenia związane z ćwiczeniem pomiary absorbancji tych roztworów wykonanie krzywej wzorcowej oznaczenie ilościowe Cu (II) lub Fe(III) 7 Metody rozdziału mieszanin KOLOKWIUM V Metody rozdziału mieszanin: krystalizacja, ekstrakcja, destylacja.sprzęt laboratoryjny używany w tych technikach. Metody chromatograficzne. wykonanie krystalizacji związku organicznego wykonanie destylacji i ekstrakcji KOLOKWIUM VI 8,9 Preparatyka organiczna Klasyfikacja związków organicznych ze względu na grupy funkcyjne. Nazewnictwo związków organicznych. Mechanizmy otrzymywania estrów i amidów przy użyciu różnych czynników acylujących. Reakcje hydrolizy estrów i amidów. wykonanie wyznaczonego preparatu organicznego identyfikacja i sprawdzenie czystości otrzymanego preparatu za pomocą chromatografii cienkowarstwowej i temperatury topnienia 10 Ćwiczenia zaliczeniowe okazja do odrobienia ewentualnych zaległości zaliczenie ćwiczeń

ZALECANE PODRĘCZNIKI 1. Jarczewski - Chemia ogólna i analityczna dla studentów biologii - skrypt do ćwiczeń (Wydawnictwo Naukowe UAM) 2.Lipiec, Szmal - Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej 3. Minczewski, Marczenko - Chemia analityczna, tom I i II 4. Jones, Atkins Chemia ogólna PWN, 2006 5. Skoog,West, Holler, Crouch Podstawy chemii analitycznej, tom I i II, PWN, 2007 6. Morrison, Boyd Chemia organiczna, bądź dowolny inny podręcznik chemii org. 7. Binkowska, Gałęzowski, Jarczewski, Nowak, Minksztym, Wisłocka Ćwiczenia laboratoryjne z chemii organicznej dla studentów biologii wydawnictwo: UAM, 2011 WARUNKI ZALICZENIA ĆWICZEŃ LABORATORYJNYCH Warunkiem rozpoczęcia ćwiczeń jest zaznajomienie się z przepisami BHP oraz zasadami udzielania pierwszej pomocy. Naruszenie przepisów BHP lub brak przygotowania teoretycznego powoduje zawieszenie prawa do wykonywania ćwiczenia. W czasie ćwiczeń obowiązuje przygotowanie teoretyczne obejmujące zagadnienia związane bezpośrednio z wykonywanym ćwiczeniem. Ponadto przez całyczas trwania ćwiczeń obowiązuje znajomość przepisów BHP, układu okresowego pierwiastków, pojęcia stężenia molowego i procentowego, zapisu równań reakcji chemicznych, przebiegu aktualnie wykonywanych ćwiczeń. Warunkiem zaliczenia ćwiczeń jest zaliczenie kolokwiów wejściowych związanych z poszczególnymi ćwiczeniami (Tabela) oraz indywidualne wykonanie i zaliczenie wszystkich ćwiczeń oraz zdanie sprzętu laboratoryjnego pobranego na czas wykonywania ćwiczeń. Student ma prawo do nieobecności na zajęciach w ilości określonej przez regulamin studiów na UAM. O konsekwencjach nieobecności i zasadach usprawiedliwiania informuje prowadzący zajęcia laboratoryjne. Osoby przebywające w pracowni zobowiązane są do noszenia okularów ochronnych i fartucha. Obowiązuje prowadzenie notatek zgodnie w wymaganiami prowadzącego ćwiczenia.

OPISY ĆWICZEŃ Ćwiczenie 2: PREPARATYKA NIEORGANICZNA Przebieg ćwiczenia: Zadanie polega na syntezie jednego z dwóch preparatów nieorganicznych przydzielonego przez prowadzącego ćwiczenie. Preparat 1 Siarczan tetraaminamiedzi(ii) - [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 H 2 O Rozetrzeć dokładnie w moździerzu 5 g krystalicznego siarczanu miedzi (CuSO 4 5H 2 O), przenieść do małej zlewki i rozpuścić w mieszaninie 5 ml wody i odpowiedniej objętości stężonego amoniaku (stężony amoniak dodawać aż do całkowitego rozpuszczenia jasnoniebieskiego osadu; 9-10 ml). Roztwór przesączyć przez sączek karbowany z bibuły filtracyjnej do małej zlewki. Następnie, ciągle mieszając roztwór, dodać kroplami 10 ml alkoholu (pobrać od laboranta). Roztwór pozostawić do krystalizacji w łaźni z lodem na 15 minut. Wydzielone kryształy odsączyć na lejku sitowym Büchnera z sączkiem z bibuły i przemyć 10 ml mieszaniny (1:1) etanolu i stężonego amoniaku, a następnie 10 ml alkoholu. Otrzymane kryształy rozłożyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Wynik eksperymentu: Preparat należy zważyć i obliczyć wydajność teoretyczną i praktyczną. Wynik przedstawić prowadzącemu ćwiczenie. Uwaga! Przy obliczaniu wydajności należy pamiętać, że substrat reakcji (CuSO 4 ) oraz utworzony produkt jest uwodniony!! Preparat 2 Chlorek heksaaminaniklu(ii) [Ni(NH 3 ) 6 ]Cl 2 W niewielkiej zlewce, rozpuścić 2 g chlorku niklu (NiCl 2 6H 2 O) w 5 ml wody destylowanej. Jeśli roztwór nie jest klarowny, należy go przesączyć przez sączek karbowany z bibuły filtracyjnej. Następnie do roztworu, dodawać powoli mieszając 7,5 ml stężonego amoniaku, po czym zlewkę z mieszaniną reakcyjną umieścić w łaźni z lodem. Po 10 minutach dodać 20 ml alkoholu etylowego (pobrać od laboranta), w celu całkowitego wytrącenia kompleksu. Zlewkę pozostawić w łaźni z lodem przez kolejne 15 minut.

Wydzielone kryształy odsączyć na lejku sitowym Büchnera z sączkiem z bibuły a następnie przemyć 10 ml etanolu. Otrzymane kryształy rozłożyć na bibule i wysuszyć na powietrzu w temperaturze pokojowej. Wynik eksperymentu: Preparat należy zważyć i obliczyć wydajność teoretyczną i praktyczną. Wynik przedstawić prowadzącemu ćwiczenie. Uwaga! Przy obliczaniu wydajności należy pamiętać, że substrat reakcji (NiCl 2 ) jest uwodniony!! Ćwiczenie 3 : PODSTAWY CHEMII ANALITYCZNEJ Przebieg ćwiczenia: A. Przygotowanie buforu: Celem ćwiczenia jest przygotowanie 50 ml roztworu buforowego o składzie podanym przez prowadzącego ćwiczenie (Tabela 2), a następnie zbadanie jego właściwości. Tabela 2 1. Przygotować roztwór buforowy. Lp. Objętość 0.1 M roztworu CH 3 COOH/ cm 3 Bufor octanowy Objętość 0.1 M roztworu CH 3 COONa/ cm 3 Objętość 0.1 M roztworu NaH 2 PO 4 / cm 3 Bufor fosforanowy Objętość 0.1 M roztworu Na 2 HPO 4 / cm 3 1 10 40 10 40 2 15 35 15 35 3 20 30 20 30 4 25 25 25 25 5 30 20 30 20 6 35 25 35 25 7 40 10 40 10 2. Zmierzyć ph przygotowanego roztworu buforowego za pomocą ph-metru. Wyniki zapisać w tabeli 3. B. Badanie właściwości buforu. Do trzech zlewek odmierzyć po 10 cm 3 buforu. Następnie, do pierwszej zlewki dodać 1 cm 3 0.1 M roztworu HCl, do drugiej 1 cm 3 0.1 M roztworu NaOH, Do trzeciej zlewki dodać 10 cm 3 wody destylowanej. Zmierzyć ph tych roztworów. Wyniki zapisać w tabeli (Tabela 3). Korzystając ze wzoru Hendersona oblicz ph przygotowanego buforu i porównaj z wartością zmierzoną ph-metrem.

[ zasadabronsteda] ph pk a log [ kwas Bronsteda] lub n zasady ph pk a log, n kwasu gdzie sprzężone kwas i zasada Brønsteda to składniki buforu, np. kwas octowy i octan, a wartość pk a odnosi się do kwasowego składnika buforu. pk a kwasu octowego wynosi 4.7, pk a jonu H 2 PO 4 wynosi 7.1 Oblicz ph roztworów powstałych przez dodanie HCl lub NaOH do buforu, pamiętając, że reakcja buforu z kwasem (lub zasadą) o tyle samo zwiększa ilość moli jednego składnika o ile zmniejsza ilość moli drugiego składnika buforu. Wyniki obliczeń umieść w tabeli. C. Pomiar ph rozcieńczonych roztworów kwasów i zasad. Do trzech zlewek odmierzyć po 10 cm 3 wody destylowanej. Pierwszą zlewkę pozostawić bez zmian. Do drugiej zlewki dodać 1 cm 3 0.1M roztworu HCl, do trzeciej 1 cm 3 0.1M roztworu NaOH, Zmierzyć ph tych roztworów. Wyniki zapisać w tabeli (Tabela 3) Dla każdego stężenia kwasu lub zasady w punkcie C. oblicz [H + ] i ph. W przypadku roztworu NaOH wykorzystaj iloczyn jonowy wody. Dlaczego ph wody zdemineralizowanej zmierzone za pomocą ph-metru odbiega od 7? Tabela 3 Bufor Roztwór badany ph zmierzone ph obliczone 10 cm 3 buforu + 1 cm 3 HCl 10 cm 3 buforu + 1 cm 3 NaOH BUFOR 10 cm 3 buforu + 10 cm 3 wody destylowanej woda destylowana 10 cm 3 wody destylowanej + 1 cm 3 HCl 10 cm 3 wody destylowanej + 1 cm 3 NaOH Wynik eksperymentu: WODA DESTYLOWANA Należy przedstawić prowadzącemu ćwiczenie wypełnioną zgodnie z instrukcją tabelę oraz wynikające z niej wnioski. W jakim stopniu dodatek mocnego kwasu lub zasady wpływa na ph wody, a jak na ph buforu?

Ćwiczenie 4 i 5 : ALKACYMETRIA Przygotowanie titranta: około 0.1 molowego roztworu NaOH (ćw. 4) Przebieg ćwiczenia: 1. Obliczyć ilość cm 3 3 molowego NaOH konieczną do przygotowania 500 cm 3 0.1 molowego roztworu NaOH. 2. Za pomocą pipety wielomiarowej odmierzyć do butli na 500 cm 3 obliczoną objętość 3 molowego roztworu NaOH. Uzupełnić butlę wodą destylowaną. Otrzymany roztwór NaOH dokładnie wymieszać. Wynik eksperymentu: Butlę z otrzymanym roztworem NaOH należy zamknąć korkiem, opisać i zachować do kolejnych oznaczeń. Nastawianie miana NaOH na kwas szczawiowy Przebieg ćwiczenia: 1. Przygotować biuretę przemywając ją kilkakrotnie wodą destylowaną, a następnie 2-3 razy małą objętością przygotowanego roztworu NaOH. Biuretę napełnić roztworem NaOH do poziomu 0 2. Do 3 kolbek stożkowych o pojemności 200-300 cm 3 pobrać dokładnie pipetą jednomiarową po 10 cm 3 roztworu kwasu szczawiowego dostępnego u laboranta (zanotować stężenie molowe kwasu szczawiowego zapisane na butli z roztworem). Dodać po 3-4 krople fenoloftaleiny. 3. Przeprowadzić miareczkowanie roztworem NaOH do pojawienia się trwałego (min. 30 sek.) różowego zabarwienia. 4. Miareczkowanie powtórzyć minimum trzykrotnie. Biuretę każdorazowo należy uzupełnić titrantem. (Wyniki trzech miareczkowań nie powinny różnić się o więcej niż 0.1 cm 3.) 5. Na podstawie wykonanych miareczkowań określić średnie zużycie roztworu NaOH w cm 3. 6. Korzystając z poniższego równania reakcji oraz danych eksperymentalnych obliczyć miano roztworu NaOH. Wynik eksperymentu: H 2 C 2 O 4 + 2 NaOH Na 2 C 2 O 4 + 2H 2 O Należy obliczyć stężenie molowe roztworu NaOH. Wynik zanotować. Opisany roztwór NaOH zachować.

Alkacymetryczne oznaczanie kwasu solnego (ćw. 5) Przebieg ćwiczenia: 1. W celu otrzymania próbki analitu (roztwór kwasu solnego) kolbę miarową o objętości 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem należy dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Próbkę analitu starannie uzupełnić wodą destylowaną do kreski (menisk dolny) i dokładnie wymieszać. 3. Do trzech kolbek stożkowych o pojemności 200-300 cm 3 pobrać dokładnie pipetą jednomiarową po 10 cm 3 analitu oraz dodać po 3-4 krople oranżu metylowego. 4. Zmiareczkować próbkę mianowanym roztworem NaOH do zmiany zabarwienia wskaźnika. 5. Miareczkowanie powtórzyć minimum trzykrotnie. Biuretę każdorazowo uzupełnić titrantem. Wyniki trzech miareczkowań nie powinny różnić się o więcej niż 0.1 cm 3. 6. Korzystając z równania reakcji oraz danych eksperymentalnych obliczyć masę kwasu solnego otrzymanego do analizy. Wynik (masa HCl w 100 cm 3 ) podać w gramach i miligramach. Uwaga! Należy pamiętać, że do miareczkowania pobierano każdorazowo 10 cm 3 analitu z kolbki o pojemności 100 cm 3. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość kwasu solnego (g i mg) w całej próbce, czyli w 100 cm 3 roztworu analitu.

Ćwiczenie 6: SPEKTROFOTOMETRIA (KOLORYMETRIA) Wielkością szczególnie użyteczną przy oznaczeniach spektrofotometrycznych jest absorbancja: I 0 A log I gdzie I 0 jest natężeniem światła padającego a I natężeniem światła przechodzącego przez próbkę. Zgodnie z prawem Lamberta-Beera, odnoszącym się do absorpcji światła monochromatycznego przez roztwory, absorbancja jest wprost proporcjonalna do stężenia roztworu c i drogi optycznej l, czyli grubości warstwy roztworu, przez którą przechodzi światło. A = k l c Współczynnik absorpcji k charakteryzuje intensywność absorpcji promieniowania elektromagnetycznego przez daną substancję przy określonej długości fali. Metodą spektrofotometryczną najłatwiej więc oznaczać substancje charakteryzujące się dużymi współczynnikami absorpcji. Jeżeli stężenie absorbującej substancji c jest wyrażone w mol/dm 3 wówczas współczynnik absorpcji k nazywamy molowym współczynnikiem absorpcji (albo absorpcyjnością molową) i oznaczamy literą Jeżeli drogę optyczną l wyrazimy w cm, wówczas jednostką jest dm 3 mol -1 cm -1. Często, również w naszych ćwiczeniach, gdy interesuje nas nie tyle ilość moli co masa analitu, dogodnie jest jednak posługiwać się innymi jednostkami stężenia, takimi jak g/dm 3, mg/cm 3. Znajomość współczynnika absorpcji k i drogi optycznej l pozwala na bezpośrednie obliczenie z równania Lamberta-Beera stężenia analizowanej substancji. Ze względu na to, że nie zawsze znamy wartość współczynnika k jak i poniżej omówione odchylenia (1) od prawa Lamberta-Beera bezpieczniej jest jednak zastosować metodę krzywej wzorcowej (kalibracyjnej). W celu wykonania krzywej wzorcowej przygotowuje się zwykle kilka (4-6) roztworów wzorcowych o wzrastającym stężeniu analizowanego pierwiastka i mierzy ich absorbancję przy długości fali λ max, stosując wodę destylowaną jako roztwór odniesienia (2). Stężenia (1) Pomiar absorpcji roztworów stężonych rodzi niebezpieczeństwa wynikające z odstępstw od prawa Lamberta-Beera. Jeśli w danym zakresie stężenia absorbancja jest mniejsza niż przewiduje równanie Lamberta-Beera mówimy o odchyleniu ujemnym jeśli jest przeciwnie, o odchyleniu dodatnim. Odchylenia te wynikają z różnych oddziaływań i reakcji chemicznych cząsteczek oznaczanej substancji między sobą, z rozpuszczalnikiem bądź innymi składnikami roztworu. (2) Podczas pomiaru absorbujący roztwór znajduje się w kuwecie, której ścianki nie są nigdy idealnie przezroczyste (absorbancja rzędu kilku setnych). Do tego przy wybranej długości fali również rozpuszczalnik i inne składniki roztworu niż oznaczana substancja mogą dawać pewien wkład do całkowitej absorbancji. Jeśli prawo Lamberta-Beera ma być spełnione te wkłady pochodzące od kuwety, rozpuszczalnika itp. należy odjąć. Można tego dokonać przez umieszczenie w przyrządzie przed właściwym pomiarem kuwety z samym rozpuszczalnikiem i pomiar absorbancji bez substancji badanej. Wartość tę trzeba następnie odejmować od otrzymanych wyników (kompensacja). W nowoczesnych spektrofotometrach kompensacja zachodzi automatycznie.

roztworów wzorcowych powinny być tak dobrane, aby absorbancja nie była większa od 1,5 (3). Następnie wykreśla się krzywą wzorcową (Rysunek 1) A = f(c), która przy idealnym spełnieniu prawa Lamberta-Beera jest linią prostą o nachyleniu kl, przechodzącą przez początek układu współrzędnych. Krzywa wzorcowa służy do bezpośredniego odczytu stężenia badanej substancji na podstawie pomiaru absorbancji jej roztworu przy określonej długości fali. 1.2 1 Absorbancja 0.8 0.6 0.4 0.2 0 0 1 2 3 4 5 6 Stężenie metalu, mg/cm 3 Rysunek 1. Przykładowa krzywa wzorcowa. Ważne jest, aby próbki o nieznanej zawartości Fe 3+ lub Cu 2+ przygotować w warunkach identycznych jak dla roztworów wzorcowych (ilość odczynnika kompleksującego, ph, temperatura, warunki pomiaru absorbancji: długość fali, grubość kuwety). Oznaczenie spektrofotometryczne wykonywane na ćwiczeniach obejmuje: wykonanie krzywej wzorcowej dla roztworów wzorcowych Fe 3+ lub Cu 2+, oznaczenie zawartości Fe 3+ lub Cu 2+ w badanej próbce. Oznaczanie Fe 3+ metodą rodankową Jony Fe 3+ tworzą z jonami rodankowymi SCN (tiocyjanianowymi) w środowisku kwaśnym kompleksy o czerwonym zabarwieniu zgodnie z poniższymi równaniami: Fe 3+ + SCN Fe(SCN) 2+, Fe(SCN) 2+ + SCN [Fe(SCN) 2 ] +, itd. aż do: [Fe(SCN) 5 ] 2 + SCN [Fe(SCN) 6 ] 3. (3) Należy unikać pomiarów dużych wartości absorbancji (umownie A > 1,5). Ze wzrostem absorbancji wydatnie maleje bowiem dokładność pomiaru. Np. przy A = 3 natężenie światła przechodzącego przez próbkę jest już 1000 razy mniejsze niż natężenie światła padającego. Jeżeli absorbancja jest zbyt duża badany roztwór należy rozcieńczyć.

W roztworach rozcieńczonych stosowanych w spektrofotometrii występują głównie kompleksy Fe(SCN) 2+. Intensywność zabarwienia roztworu jest wprost proporcjonalna do stężenia jonów Fe 3+. Z charakterystycznego dla oznaczanego kompleksu widma absorpcji, czyli zależności absorpcji światła od długości fali λ, wyznacza się λ max., tzn. długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję (Rysunek 2). 1 max 0.8 Absorbancja 0.6 0.4 0.2 0 350 400 450 500 550 600 650 700 750 Długość fali, l, nm Rysunek 2. Widmo absorpcji kompleksu jonów Fe 3+ z jonami tiocyjanianowymi w roztworze wodnym. Przebieg ćwiczenia: Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Fe 3+ : Roztwór wzorcowy roboczy 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Do kolbki prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 1 mg Fe 3+. 3. Kolbkę należy starannie uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe 1. Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. 2. Do każdej kolbki dodaje się 1 cm 3 2M roztworu HNO 3 i 5 cm 3 20% roztworu KSCN. 3. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 4. Zmierzyć absorbancję przy max = 480 nm dla poszczególnych roztworów (4). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (5). (4) Kuwetę przed pomiarem absorbancji należy przemyć badanym roztworem.

5. Na papierze milimetrowym wykreślić zależność A = f(c). Oznaczenie Fe 3+ w analizowanej próbce 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Otrzymaną próbę o nieznanej zawartości Fe 3+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. 3. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 10 cm 3, dodać KSCN i HNO 3, podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej. 4. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 5. Zmierzyć absorbancję analizowanych roztworów przy długości fali max (4). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (5). 6. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. 7. Odczytać stężenie żelaza z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Fe 3+ w badanej próbce. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość Fe 3+ (w mg) w kolbce o pojemności 100 cm 3. Wskazówka do obliczeń: Zastanów się: 1) jaka jest masa Fe 3+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając z krzywej wzorcowej stężenie Fe 3+ w 1 cm 3 roztworu? 2) jak jest masa analitu w całej próbce wiedząc, że do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 10 cm 3 z kolbki (100 cm 3 ) zawierającej analizę? Spektrofotometryczne oznaczanie miedzi (II) Jony Cu 2+ w roztworach wodnych związane są z czterema ligandami cząsteczkami wody tworząc jon [Cu(H 2 O) 4 ] 2+ o barwie niebieskiej. Po dodaniu amoniaku do roztworu zawierającego jony miedzi (II) powstaje kompleks [Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ o intensywnym niebieskogranatowym zabarwieniu. Intensywność zabarwienia jest wprost proporcjonalna do stężenia jonów Cu 2+ w roztworze. Z widma absorpcji (Rysunek 3) wyznaczamy długość fali max dla badanego kompleksu miedzi czyli długość fali, przy której analizowana próbka wykazuje największą absorbancję. (5) Należy przed pomiarem absorbancji sprawdzić, czy spektrofotometr ma ustawioną odpowiednią długość fali i czy jest wykalibrowany.

Absorbancja 0.5 0.4 0.3 0.2 0.1 max 0 400 500 600 700 800 900 Długość fali, l, nm nm Rysunek 3. Widmo absorpcji kompleksu jonów Cu 2+ z amoniakiem. Przebieg ćwiczenia: Przygotowanie krzywej wzorcowej dla oznaczania Cu 2+ : Roztwór wzorcowy roboczy 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Do kolby prowadzący ćwiczenie wydaje roztwór zawierający 100 mg Cu 2+. 3. Kolbkę należy uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. Roztwory wzorcowe 1. Do pięciu kolbek miarowych o pojemności 25 cm 3 odmierzyć kolejno 3, 6, 9, 12, 15 cm 3 roztworu roboczego. 2. Do każdej kolbki dodaje się 3 cm 3 3 M roztworu amoniaku (NH 4 OH). 3. Całość uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 4. Zmierzyć absorbancję przy max = 608 nm dla poszczególnych roztworów (6). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (7). 5. Na papierze milimetrowym wykreślić zależność A = f(c). (6) Kuwetę przed pomiarem absorbancji należy przemyć badanym roztworem. (7) Należy przed pomiarem absorbancji sprawdzić, czy spektrofotometr ma ustawioną odpowiednią długość fali i czy jest wykalibrowany.

Oznaczenie Cu 2+ w analizowanej próbce 1. Kolbę miarową o pojemności 100 cm 3 opisaną imieniem i nazwiskiem dostarczyć prowadzącemu ćwiczenie. 2. Otrzymaną w kolbie próbę o nieznanej zawartości Cu 2+ uzupełnić do kreski wodą destylowaną, wymieszać. 3. Z tego roztworu pobrać do 3 kolbek o pojemności 25 cm 3 po 10 cm 3, dodać podobnie jak przy sporządzaniu roztworów do krzywej wzorcowej, 3 cm 3 3 M roztworu NH 4 OH. 4. Roztwory uzupełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać. 5. Zmierzyć absorbancję roztworów przy max (6). Jako roztwór odniesienia należy użyć wodę destylowaną (7). 6. Obliczyć średnią z trzech pomiarów absorbancji. 7. Odczytać stężenie miedzi z krzywej wzorcowej i obliczyć zawartość Cu 2+ w badanej próbce. Wynik eksperymentu: Należy podać prowadzącemu ćwiczenie zawartość Cu 2+ (w mg) w kolbce o pojemności 100 cm 3. Wskazówka: Zastanów się: 1) jaka jest masa Cu 2+ w kolbce o pojemności 25 cm 3, znając z krzywej wzorcowej stężenie Cu 2+ (ilość Cu 2+ w 1 cm 3 roztworu)? 2) jaka jest masa analitu w całej próbce wiedząc, że do kolbki o pojemności 25 cm 3 pobrano 10 cm 3 z kolbki (100 cm 3 ) zawierającej analizę?