Zeszyt do ćwiczeń laboratoryjnych z. Chemii Analitycznej

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK: MIKROBIOLOGIA STUDIA STACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA ROK I Zeszyt do ćwiczeń laboratoryjnych z Chemii Analitycznej Semestr II Rok akademicki 2016/17 Ćwiczenia laboratoryjne: Katedra Chemii Sala 2 Imię i nazwisko studenta Opracowała: dr Beata Załęska-Chróst

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK MIKROBIOLOGIA HARMONOGRAM ĆWICZEŃ Z CHEMII ANALITYCZNEJ 2016/2017 SEMESTR II ĆWICZENIE I (3 godz) 7-10. 03. 2017 Sprawy organizacyjne, przepisy BHP obowiązujące na pracowni chemicznej. Metody analizy wagowej. Rodzaje osadów. Reakcje strąceniowe. ĆWICZENIE II (3 godz) 14-17. 03. 2017 Sprawdzian 1 Wagowe oznaczanie wody krystalizacyjnej w uwodnionym siarczanie(vi) miedzi(ii). ĆWICZENIE III (3 godz) 21 24. 03. 2017 Sprawdzian 2 Oznaczanie siarczanów(vi) metodą analizy wagowej w postaci BaSO4. ĆWICZENIE IV (3 godz) 28-31. 03. 2017 Analiza miareczkowa. Acydymetria. Oznaczanie zawartości NaOH w badanej próbie. ĆWICZENIE V (3 godz) 04-07. 04. 2017 Poprawa sprawdzianu 1 lub 2 Analiza miareczkowa. Alkalimetria. Oznaczanie zawartości kwasów w roztworze. ĆWICZENIE VI (3 godz) 21.04 (grupa I) 25.04.2017 (grupaii) Sprawdzian 3 Konduktometryczne oznaczanie stężenia kwasu octowego w roztworze. ĆWICZENIE VII (3 godz) 09-12. 05. 2017 Poprawa sprawdzianu 1, 2 lub 3 Manganometria. Oznaczanie jonów Fe 2+ w roztworze ĆWICZENIE VIII (3 godz) 23-26. 05. 2017 Sprawdzian 4 Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca 2+ i Mg 2+ w próbie. Oznaczanie twardości wody. ĆWICZENIE IX (3 godz) 30.05-2. 06. 2016 Poprawa sprawdzianów 3 lub 4 Jodometryczne oznaczanie jonów Cu 2+ ĆWICZENIE X (3 godz) 06-09.06. 2017 Odrabianie zaległych ćwiczeń i analiz kontrolnych. Zaliczanie pozostałych sprawdzianów. 2

MIKROBIOLOGIA Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń: Sprawdzian 1 Podstawowe pojęcia z chemii analitycznej. Rodzaje analizy chemicznej. Analiza wagowa - rodzaje osadów, właściwości, podstawowe pojęcia. Obliczenia stosowane w analizie wagowej. Obliczenia stechiometryczne. Wydajność reakcji chemicznej. Błąd względny i bezwzględny oznaczenia. Zapisywanie przebiegu reakcji strąceniowych (zapis cząsteczkowy, jonowy, jonowy-skrócony).. Sprawdzian 2 Wyznaczanie wzorów związków empirycznych i rzeczywistych na podstawie ich składu procentowego. Sole bezwodne i hydraty. Iloczyn rozpuszczalności związków. Wytrącanie osadów. Efekt wspólnego jonu, efekt solny. Obliczanie rozpuszczalności substancji w mol/dm 3 i w g/dm 3 na podstawie iloczynu rozpuszczalności. Rozpuszczalność związków w wodzie, krzywe rozpuszczalności. Przeliczanie rozpuszczalności na stężenie procentowe i odwrotnie. Sprawdzian 3 Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu molowym i procentowym. Przeliczanie stężeń. Obliczanie ph roztworów słabych i mocnych elektrolitów. Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Krzywe miareczkowania. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej alkacymetria: acydymetria i alkalimetria. Konduktometria. Zasady oznaczeń manganometrycznych. Obliczenia wykorzystywane w ilościowej analizie manganometrycznej. Sprawdzian 4 Kompleksonometria. Obliczenia związane z oznaczaniem jonów wapnia i magnezu oraz innymi oznaczeniami prowadzonymi za pomocą EDTA. Zasady oznaczeń jodometrycznych. Obliczenia wykorzystywane w ilościowej analizie jodometrycznej. Twardość wody, rodzaje oraz sposoby jej usuwania. Obliczenia związane z twardością wody. LITERATURA W. Wiśniewski, Majkowska H., Chemia ogólna nieorganiczna, UWM Olsztyn 2005. L. Smoczyński, Wardzyńska R., Zarys chemii ogólnej i analitycznej, UWM Olsztyn 2013 J. Minczewski, Marczenko Z Chemia analityczna 1 i 2, PWN Warszawa 2008. Z. Szmal, Lipiec T., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, PZWL 2002. [red.] M. Jarosz, Nowoczesne techniki analityczne, PWN, Warszawa 2006 A. Hulanicki, Współczesna chemia analityczna, Wybrane zagadnienia, PWN W-wa 2001. A. Śliwa, Obliczenia chemiczne, PWN W-wa 1987. 3

ĆWICZENIE I Strącanie, roztwarzanie i rozpuszczalność osadów, technika sączenia 1. Typy osadów Przygotuj w statywie 5 czystych probówek i wlej do nich: I ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworu BaCl2 oraz H2SO4 II ok. 2 cm 3 rozcieńczonego roztworu MgCl2, dodaj kilka kropli buforu amonowego, a następnie wkraplaj Na2HPO4 III ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworów AgNO3 i 1M HCl IV ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworów FeCl3 i 1M NaOH V ok.2 cm 3 rozcieńczonych roztworów CuSO4 i 1M NaOH Jakiego typu osady uzyskałeś? Uzupełnij tabelę odpowiednimi opisami: krystaliczny (drobno-, grubokrystaliczny), koloidalny (serowaty, galaretowaty). Nr probówki Kolor osadu Wzór związku wytrąconego Typ osadu Zapis cząsteczkowy, jonowy i skrócony-jonowy zachodzących reakcji: 4

2. Strącanie i roztwarzanie osadu zasadowego węglanu miedzi (II) Do probówki wlać kilka cm 3 Cu(NO3)2. Następnie dodawać kroplami węglan sodu. Obserwować pojawianie się węglanu dihydroksomiedzi(ii) (CuOH)2CO3 zgodnie z równaniem: 2 Cu(NO3)2 + 2 Na2CO3 + H2O (CuOH)2CO3 + 4 NaNO3 + CO2 Wytrącony osad oddzielić poprzez sączenie przez lejek z sączkiem z bibuły umieszczonym w statywie. Przesącz zbierać w zlewce. Jaki kolor ma osad?...jakiego typu jest to osad. Wytrącony osad przemyj dwukrotnie wodą destylowaną. Osad przenieś do czystej probówki lub zlewki. Roztwórz wytrącony osad w 1 M HCl zgodnie z równaniem: (CuOH)2CO3 + 4 HCl 2 CuCl2 + CO2 + 3 H2O Obserwuj zachodzące zmiany. Jaki kolor ma uzyskany roztwór?... 3. Roztwarzanie osadu reguła przekory Do probówki wlać ok.1 cm 3 roztworu AgNO3, a następnie dodać kilka kropli 1M roztworu HCl. Obserwuj wytrącanie osadu. Zapisz reakcję jonowo i cząsteczkowo: Następnie dodawać kroplami roztwór wodorotlenku amonu (NH3 H2O). Amoniak wiąże jony Ag + w kompleks (kation diaminasrebra) naruszając w ten sposób równowagę dysocjacji powstającego osadu. Układ zachowuje się wówczas wg reguły przekory La Chateriera-Brauna i uzupełnia ubytek związanego w formę kompleksu jonu srebra(i) poprzez roztworzenie kolejnej porcji osadu. Napisać równanie zachodzącej reakcji. 4. Roztwarzanie osadów o właściwościach amfoterycznych Do probówki wprowadzić niewielką ilość 0,5M Cu(NO3)2 i dodać podobną ilość 1M roztworu NaOH. Otrzymany osad rozdzielić na dwie probówki i dodać do jednej 2M roztwór NH3*H2O, a do drugiej 1M HCl. Zaobserwować zachodzące zmiany i zapisać zachodzące reakcje. 5

5. Efekt solny oraz wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów Do dwóch probówek dodać po 2cm 3 0,5M roztworu CaCl2 i 0,5 cm 3 2M roztworu H2SO4. Probówki wstrząsać przez ok. 1 minutę, obserwując powstawanie pierwszych kryształków osadu. Następnie do probówki pierwszej dodać 2 cm 3 1% roztworu Na2SO4, a do drugiej 1% NaCl. Wstrząsać 1 minutę, Porównać ilości powstałych osadów. Zapisać obserwacje i reakcje powstawania osadów. 6. Wpływ jonów wodorowych na rozpuszczalność osadów W jednej probówce wytrącić szczawian wapnia(cac2o4) wprowadzając 2 cm 3 roztworu CaCl2, 1 cm 3 wody dest. i 2 cm 3 0,25M (NH4)2C2O4. Osad pozostawić do opadnięcia. Następnie płyn znad osadu oddzielić przez dekantację. Rozdzielić na dwie probówki. Do pierwszej dodać 2 cm 3 1M roztworu HCl, do drugiej 2 cm 3 1M roztworu CH3COOH. Porównać ilości powstałych osadów. Zapisać równania powstawania osadu. 7. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność NaCl Do probówki zawierającej 3 cm 3 nasyconego roztworu NaCl dodać 5 kropel stężonego roztworu HCl (pracować tylko pod wyciągiem). Obserwować zmiany. Obserwacje i wnioski: 6

ĆWICZENIE II Wagowe oznaczanie wody krystalizacyjnej w uwodnionym siarczanie(vi) miedzi(ii) UWAGA! Tygle porcelanowe przenosimy podczas oznaczenia za pomocą metalowych szczypiec Wyprażony do stałej masy tygiel postawić na środkowej części szalki wagi i zważyć. Następnie wsypać do niego i odważyć uwodniony siarczan (VI) miedzi(ii) w ilości 1-2 g. Wynik zapisać poniżej (odczyty z wagi podawać z dokładnością możliwą dla danej wagi). Następnie postawić tygiel z solą na siatce nad palnikiem i ogrzewać ok. 20 minut do zmiany zabarwienia z niebieskiej na seledynową. Po skończeniu prażenia przenieść (ostrożnie!) gorący tygiel za pomocą szczypiec (wcześniej ogrzanych w płomieniu palnika) i wstawić do eksykatora. Poczekać, aż ostygnie. Po wystudzeniu ponownie zważyć tygiel z zawartością na wadze analitycznej. Ubytek masy przyjmuje się za zawartość wody w uwodnionej soli. Obliczyć ubytek wody krystalizacyjnej w badanej próbce oraz zawartość procentową wody w związku, a także ilość moli wody krystalizacyjnej związanej chemicznie z solą CuSO4 nh2o. Podać względny i bezwzględny błąd oznaczenia. Obliczenia: Zawartość wody podaje się w procentach na podstawie różnicy masy substancji przed i po prażeniu: masa pustego tygla masa tygla z CuSO4 nh2o przed prażeniem.. masa CuSO4 nh2o (obliczone).. masa tygla z siarczanem po wyprażeniu. masa soli bezwodnej (obliczone) masa wody. Zawartość wody krystalizacyjnej w procentach obliczamy według wzoru: gdzie: mo - ms % H2O = * 100% mo mo masa soli przed suszeniem ms masa soli po wysuszeniu Ustalić wzór hydratu siarczanu (VI) miedzi (II):.. Podać błąd względny analizy Podać błąd bezwzględny analizy.. 7

ĆWICZENIE III Wagowe oznaczanie jonów siarczanowych (VI) w postaci BaSO4 Do oznaczania jonów siarczanowych(vi) stosowana jest metoda wagowa. Oznaczenie polega na strącaniu siarczanów(vi) na gorąco, w roztworze kwaśnym (HCl), za pomocą chlorku baru. Wytrąca się trudno rozpuszczalny osad siarczanu(vi) baru. Wykonanie ćwiczenia: Otrzymany w kolbie miarowej na 100 cm 3 roztwór uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. Z kolby przenieść 25 cm 3 roztworu (pipetą) do zlewki na 250 cm 3 i rozcieńczyć wodą destylowaną do ok.50 cm 3, dodać ok. 5 cm 3 1M HCl i ogrzewać na siatce prawie do wrzenia. Jednocześnie do mniejszej zlewki na 100 cm 3 odmierzyć cylindrem ok. 40 cm 3 0,5 M BaCl2 i ogrzać do wrzenia. Do gorącego roztworu zawierającego aniony siarczanowe(vi), dodawać kroplami ciągle mieszając bagietką gorący roztwór BaCl2. Osad utrzymujemy w temp. ok. 80 o C ok. 40 min. Otrzymany osad dwukrotnie zdekantować, dodając za każdym razem do przemycia ok. 30 cm 3 gorącej wody destylowanej. Następnie przenieść osad na sączek, przemywając wodą destylowaną do zaniku reakcji na jon Cl - (sprawdzamy dodając roztworu AgNO3 do przesączu). Przemyty osad wysuszyć. Sączek umieścić we wcześniej zważonym tyglu porcelanowym. Tygiel przenosimy za pomocą metalowych szczypiec. Osad prażyć w tyglu w płomieniu palnika. Tygiel ostudzić w eksykatorze i zważyć wraz z zawartością. Napisać cząsteczkowo i jonowo równanie zachodzącej reakcji. Obliczyć zawartość jonów SO4 2- w otrzymanym roztworze. Obliczenia: masa pustego tygla masa tygla po wyprażeniu z osadem. masa molowa BaSO4. masa molowa jonu siarczanowego (VI). Zapisać cząsteczkowo i jonowo równanie zachodzącej reakcji oraz obliczyć zawartość jonów siarczanowych w kolbie, pamiętając o współmierności kolby z pipetą. 8

ĆWICZENIE IV Acydymetryczne oznaczanie NaOH w analizowanym roztworze Analiza miareczkowa polega na tym, że do roztworu oznaczanego (analitu) wprowadza się porcjami równoważną chemicznie ilość roztworu mianowanego - titranta (o znanym stężeniu). Stężenie oznaczanej substancji oblicza się na podstawie zmierzonej dokładnie objętości zużytego roztworu o znanym stężeniu. Do rozpoznania momentu, w którym ilość wprowadzonego mianowanego roztworu zrównoważyła ilość składnika oznaczanego służy punkt równoważnikowy (PR). W celu zaobserwowania wzrokowo punktu równoważnikowego do roztworu miareczkowanego wprowadza się wskaźnik (indykator), który zmienia barwę w chwili zakończenia reakcji między roztworem mianowanym, a roztworem miareczkowanym. Moment, w którym indykator zmienia swoje zabarwienie nazywa się punktem końcowym miareczkowania (PK). Alkacymetria jest działem analizy miareczkowej, obejmującym : alkalimetrię - oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady, acydymetrię - oznaczanie w roztworze zawartości zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Oznaczanie zawartości NaOH w analizowanym roztworze 1. Przygotowanie 0,1M roztworu kwasu HCl Obliczyć, ile cm 3 stęż. HCl należy pobrać, aby otrzymać 250 cm 3 0,1M roztworu. Dla kwasu solnego 36,23%-owego gęstość wynosi 1,18 g/cm 3. Roztwór kwasu solnego przygotowujemy w kolbie na 250 cm 3. W tym celu do kolby wlewamy ok. 1/3 wody destylowanej, następnie z butelki z dozownikiem odmierzamy obliczoną objętość stężonego kwasu solnego do kolby. Po wymieszaniu uzupełniamy kolbę wodą destylowaną do kreski i bardzo dobrze mieszamy. 9

2. Oznaczanie stężenia roztworu kwasu HCl Mianowanie (dokładne oznaczenie stężenia) przygotowanego ok. 0,1 M roztworu HCl przeprowadzamy przy użyciu substancji podstawowej, jaką jest wodorowęglan potasu. Stężenie molowe HCl obliczamy, biorąc za podstawę reakcję: KHCO3 + HCl KCl + H2O + CO2 Podczas oznaczania stężenia roztworu HCl miareczkowanie przeprowadzamy następująco: Do 3 kolbek stożkowych pobieramy pipetą po 25cm 3 roztworu KHCO3 o znanym stężeniu Cm, dodajemy 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkujemy roztworem HCl. Koniec reakcji wyznacza zmiana barwy wskaźnika z żółtej na pomarańczowoczerwony. Obliczamy średnią wartość liczbową z trzech miareczkowań vśr, a następnie wyliczamy stężenie molowe roztworu HCl (z dokładnością do 4 miejsca po przecinku), uwzględniając przebieg reakcji zachodzącej podczas miareczkowania: Wyniki miareczkowań: V1=., V2=..,V3=. V śr.=. 1000 cm 3 1 M HCl -------- 1000 cm 3 1 M KHCO3 Vśr cm 3 x M HCl -------- 25 cm 3 Cm KHCO3 x =.,... M HCl Stężenie molowe roztworu HCl =.. 3. Oznaczanie zawartości NaOH w otrzymanej próbie Otrzymaną próbę rozcieńcza się (w kolbce miarowej) wodą destylowaną do 100 cm 3 i dokładnie miesza. Następnie odmierza pipetą do kolbki stożkowej 25 cm 3 roztworu, dodaje 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkuje mianowanym roztworem HCl do zmiany barwy z żółtej na pomarańczowoczerwoną. Wykonuje się trzy pomiary, biorąc do obliczeń średnią (vśr). Ilość gramów NaOH w całej próbie oblicza się w oparciu o zachodzącą reakcję: HCl + NaOH NaCl + H2O Wyniki miareczkowań : V1=.., V2=..V3=.. Vśr=. 1000 cm 3 1M HCl ----------- 40g NaOH Vśr. cm 3 Cm HCl ----------- x g NaOH 10

gdzie: Vk-objetość kolby, Vp-objętość pipety x=..g NaOH Vk/Vp Numer analizy Zawartość NaOH w badanej próbie.. ĆWICZENIE V Alkalimetria. Oznaczanie zawartości kwasów w roztworze I. Oznaczanie zawartości kwasu octowego w roztworze. Oznaczenie zawartości kwasu octowego (CH3COOH) w roztworze oparte jest na następującej reakcji zobojętniania: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O Jest to przykład miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Produkt reakcji octan sodu - CH3COONa, jako sól słabego kwasu i mocnej zasady ulega hydrolizie nadając roztworowi odczyn zasadowy. Jako wskaźnika używamy fenoloftaleiny, która przechodzi w postać barwną w środowisku alkalicznym. Wykonanie oznaczenia: Otrzymany w kolbie miarowej o poj. 100 cm 3 roztwór kwasu octowego uzupełnić wodą do kreski, następnie bardzo dokładnie wymieszać. Do trzech kolbek stożkowych odmierzyć po jednej objętości pipety (bezpośrednio z kolbki, pipetę przepłukać odmierzanym roztworem) roztworu CH3COOH oraz dodać po dwie krople fenoloftaleiny przed miareczkowaniem roztwory są bezbarwne! Biuretę uzupełnić roztworem wodorotlenku sodu. Należy pamiętać o wyzerowaniu biurety przed rozpoczęciem każdego miareczkowania. Następnie kolejno miareczkować przygotowane roztwory oznaczonym wcześniej roztworem NaOH. Koniec miareczkowania wyznacza pojawienie się różowego (nieznikającego) zabarwienia. Zapisać objętości roztworu NaOH zużyte w każdym miareczkowaniu (odczyt z biurety): V1 =. cm 3 V2 =..cm 3 V3 = cm 3 średnia objętość: Vśr= 11

Obliczenia: Z reakcji wynika, że 1 mol NaOH reaguje z 1 molem CH3COOH (M=60,05 g/mol), dlatego: 1000 cm 3 1M NaOH ---------- 60,05 g CH3COOH Vśr.NaOH Cn NaOH ---------- x g CH3COOH x= g Vk/Vp Zawartość CH3COOH w analizowanym roztworze:..g CH3COOH II. Oznaczanie zawartości kwasu siarkowego (VI) w roztworze. Otrzymaną w kolbie miarowej analizę uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. Odpipetować do kolbki stożkowej 25 cm 3 roztworu, dodać 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem NaOH do zmiany barwy na żółtą. Wykonać trzy powtórzenia. Zapisać reakcję zachodzącą podczas analizy, ustalić stosunki molowe i proporcję (podobnie jak w pkt-cie I), obliczyć i podać zawartość kwasu w całej kolbie. Masę molową kwasu siarkowego przyjmujemy = 98,08g/mol 12

ĆWICZENIE VI Manganometryczne oznaczanie jonów Fe 2+ w analizowanym roztworze. Manganometria jest działem analizy miareczkowej obejmującej oznaczenia reduktorów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem manganianu (VII) potasu (KMnO4). Związek ten ma bardzo wysoki potencjał utleniający. Ma on również silne zabarwienie dzięki czemu odpada konieczność stosowania wskaźników. Przebieg redukcji nadmanganianu zależy od ph środowiska: W roztworze kwaśnym MnO4 - + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H2O W roztworze obojętnym MnO4 - + 2H2O + 3e MnO2 + 4OH - W roztworze zasadowym MnO4 - + e MnO4 2- Szybkość rozkładu nadmanganianu potasu zwiększa się wraz ze zwiększeniem stężenia jonów wodorowych. Dlatego kwaśne jego roztwory łatwiej ulegają rozkładowi niż obojętne. Proces ten przebiega znacznie szybciej w podwyższonych temperaturach, a zwłaszcza w temperaturze wrzenia. 1.Oznaczanie miana roztworu KMnO4 za pomocą roztworu kwasu szczawiowego (H2C2O4) o dokładnie znanym stężeniu. Do 3 kolbek stożkowych pobierać pipetą po 25 cm 3 roztworu kwasu szczawiowego o znanym stężeniu Cm, dodać 20 cm 3 1M kwasu siarkowego (VI) i ogrzać do ok.60 o C. Gorący roztwór miareczkować manganianem(vii) potasu, pierwsze krople KMnO4 odbarwiają się powoli, lecz dalszy przebieg reakcji jest już szybki (powstające jony manganu(ii) katalizują reakcję). Miareczkowanie prowadzić do momentu pojawienia się różowego zabarwienia powstającego od jednej kropli KMnO4. V1=.., V2=.,. V3=, Vśr=.. Podczas oznaczenia zachodzi reakcja: 2MnO4 - + 5C2O4 2- + 16H + = 2Mn 2+ + 5CO2 + 8H2O z reakcji wynika, że 2mole KMnO4 reagują z 5 molami H2C2O4, a zatem stężenie molowe roztworu KMnO4 oblicza się z proporcji: gdzie: 1000 cm 3 2M KMnO4 1000 cm 3 5M H2C2O4 Vśr x M KMnO4 25 cm 3 CnH2C2O4 x = x stężęnie molowe KMnO4 13

Cn stężenie molowe kwasu szczawiowego Vśr średnia objętość roztworu KMnO4 zużyta podczas miareczkowania 25 cm 3 roztworu kwasu szczawiowego. Obliczenia: Stężenie molowe H2C2O4 =.. 2.Oznaczanie zawartości jonów Fe 2+ w analizowanej próbie Otrzymaną w kolbie miarowej próbę zawierającą jony Fe 2+ uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. Odpipetować do kolbki stożkowej 25 cm 3 roztworu, dodać ok. 20 cm 3 1M roztworu kwasu siarkowego(vi) i miareczkować mianowanym roztworem KMnO4 do pojawienia się różowego zabarwienia. Wykonać trzy powtórzenia. V1=.., V2=.,. V3=, Vśr=.. Podczas miareczkowania zachodzi reakcja: MnO4- + 5Fe 2+ + 8H + Mn 2+ + 5Fe 3+ + H2O MnO4 - + 5e Mn 2+ 1 5 Fe 2+ Fe 3+ + e 5 Z równania reakcji wynika, że 1mol MnO4 - reaguje z 5 molami Fe 2+, ilość Fe 2+ obliczymy układając proporcję: 1000cm 3 1M KMnO4 5 55,85 g Fe 2+ Vśr Cn KMnO4 x g Fe 2+ x = Vk/Vp Fe 2+ gdzie: Cn stężenie molowe KMnO4 Vśr- średnia objętość w KMnO4 zużyta podczas miareczkowania 14

Vp- objętość pipety Vk objętość kolby Obliczenia: Numer analizy Zawartość jonów Fe 2+ w analizie.. ĆWICZENIE VII Konduktometryczne oznaczanie kwasu octowego w roztworze za pomocą wodorotlenku sodu Metodami konduktometrycznymi nazywamy metody oparte na pomiarze przewodnictwa roztworów. Znajdują one zastosowanie w przypadku roztworów rozcieńczonych, zabarwionych lub mętnych, dla których przeprowadzenie analizy innymi metodami jest trudne lub niemożliwe. Badanie przewodnictwa dotyczy przede wszystkim wodnych roztworów elektrolitów, które charakteryzują się określonym przewodnictwem elektrycznym G, definiowanym jako odwrotność oporu R G = 1 / R Opór elektrolitu jest wprost proporcjonalny do jego długości l i odwrotnie proporcjonalny do jego przekroju s. Przewodnictwo właściwe elektrolitu ( ) jest odwrotnością oporu właściwego elektrolitu. Jest to przewodnictwo elektrolitu zawartego między elektrodami o powierzchni 1 cm 2 i odległymi od siebie o 1 cm. χ = 1/R x l/s [S cm -1 ], gdzie S to Siemens czyli Ω -1 Przewodnictwo właściwe zależy od rodzaju elektrolitu, jego stężenia i temperatury. W obszarze małych stężeń przewodnictwo rośnie niemal liniowo, co jest wynikiem zwiększania się ilości jonów przypadających na jednostkę objętości roztworu. W roztworach stężonych przewodnictwo początkowo rośnie a następnie maleje, związane jest to z niecałkowitą 15

dysocjacją elektrolitów i wzrastającym oddziaływaniem międzyjonowym. Przewodnictwo rośnie ze wzrostem temperatury. Miareczkowanie konduktometryczne polega na pomiarach zmian przewodnictwa roztworu miareczkowanego. Zmiany te są widoczne wówczas, gdy do roztworu wprowadza się jony różniące się znacznie ruchliwością od jonów obecnych pierwotnie w roztworze. Punkt końcowy miareczkowania ustala się graficznie na podstawie wykresu przedstawiającego zależność przewodnictwa miareczkowanego roztworu od objętości dodanego odczynnika miareczkującego. Przykład miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą: Reakcja kwasu octowego z wodorotlenkiem sodu. Początkowe zmniejszenie przewodnictwa spowodowane jest wiązaniem niewielkiej ilości jonów hydroniowych pochodzących ze słabo zdysocjowanego kwasu. Następnie wzrost przewodności jest wynikiem tworzenia dobrze dysocjującej soli (CH3COONa). Po przekroczeniu PK następuje silny wzrost przewodnictwa w wyniku pojawienia się jonów wodorotlenkowych. Wykonanie ćwiczenia: 1. Otrzymany do analizy roztwór kwasu octowego (w kolbie miarowej na 100 cm 3 ) rozcieńczyć wodą destylowaną do kreski i wymieszać. 2. Do zlewki o pojemności 250 cm 3 odpipetować 10 cm 3 roztworu kwasu octowego z kolby i rozcieńczyć dodając 190 cm 3 wody destylowanej odmierzonej cylindrem miarowym. 3. W roztworze umieścić mieszadełko magnetyczne i roztwór wymieszać. 4. Biuretę napełnić 0,1 M roztworem NaOH. 5. Uruchomić mieszadło magnetyczne, zanurzyć sondę konduktometryczną i zmierzyć początkową wartość przewodnictwa. 6. Następne pomiary przewodnictwa wykonywać w czasie miareczkowania dodając każdorazowo po 0,5 cm 3 0,1M roztworu NaOH. Pomiary przewodnictwa wykonywać tak długo, aż otrzyma się ok. 10 punktów po przekroczeniu punktu równoważnikowego. 16

7. Po zakończeniu ćwiczenia wyłączyć konduktometr i przemyć sondę wodą destylowaną. Umyć używane szkło laboratoryjne zwracając uwagę, żeby nie wpadło do zlewu mieszadełko magnetyczne. 8. Wyniki pomiarów zestawić na wykresie i obliczyć stężenie molowe otrzymanego do analizy kwasu octowego. ĆWICZENIE VIII Kompleksonometryczne oznaczenie jonów Ca 2+ i Mg 2+. Twardość wody Kompleksonometria jest to dział analizy ilościowej opartej na reakcjach tworzenia trwałych rozpuszczalnych i trudno dysocjujących związków kompleksowych. Nazwa pochodzi od grupy związków zwanych kompleksonami. Kompleksony są to kwasy aminopolikarboksylowe, w których atom azotu połączony jest z grupami zawierającymi połączenia karboksylowe. Spośród tej grupy związków największe znaczenie praktyczne ma kwas etylenodiaminotetraoctowy. Ten czteroprotonowy kwas oznaczany jest także skrótem H4Y i nazywany jest wersenianem. HOOC H 2 C CH 2 COOH N CH 2 CH 2 N HOOC H 2 C CH 2 COOH Kwas ten jest trudno rozpuszczalny i dlatego w analityce stosuje się disodową sól tego kwasu wersenian disodowy nazywany także EDTA. W reakcjach z kationami metali 2, 3 czy 4- wartościowymi 1mol EDTA kompleksuje zawsze 1 mol metalu bez względu na jego wartościowość. Trwałość powstających związków kompleksowych zależy od wartościowości metalu i ph roztworu. Jony H2Y 2- reagują z kationami metali zgodnie z równaniem: Me 2+ + H2Y 2- MeY 2- + 2H + Punkt równoważnikowy miareczkowania wyznacza się za pomocą wskaźników kompleksometrycznych. Wśród nich podstawowe znaczenie mają tak zwane metalowskaźniki, które w określonych warunkach miareczkowania tworzą z jonami metali barwne kompleksy. Najbardziej popularne wskaźniki używane w kompleksonometrii to: czerń eriochromowa T, mureksyd, kalces. CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA Otrzymaną do analizy próbę w kolbie miarowej o pojemności 250 cm 3 uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. 17

1. Oznaczanie sumy Ca 2+ i Mg 2+ Do trzech kolbek stożkowych pobrać po 25 cm 3 analizowanego roztworu, dodać z dozownika 2cm 3 buforu amonowego oraz szczyptę czerni eriochromowej T. Każdą próbę miareczkować za pomocą 0,01M roztworu EDTA do zmiany barwy roztworu z winnoczerwonego na niebieski. Obliczyć średnią objętość EDTA zużytą podczas miareczkowania. V 2 2..., V 2 2..., V 2 2... 1, Ca, Mg 2, Ca, Mg 3, Ca, Mg V... 2. Oznaczanie Ca 2+ śr 2 2, Ca, Mg Do trzech kolbek stożkowych pobrać pipetą po 25 cm 3 analizowanego roztworu. Do każdej kolbki dodać po 5 cm 3 1M roztworu KOH (odmierzyć cylindrem). Następnie do każdej kolbki dodać szczyptę mureksydu. Miareczkować za pomocą 0,01M roztworu EDTA do zmiany barwy roztworu z różowej na fioletową. Obliczyć średnią objętość EDTA zużytą podczas miareczkowania. OBLICZENIA V 2..., V 2..., V 2... 1, Ca 2, Ca 3, Ca V śr 2, Ca... Zawartość jonów Ca 2+ w analizowanej próbie. 1000 cm 3 1 M EDTA 40 080 mg Ca 2+ Vśr Ca 2+ 0,01 M EDTA x x=..mg Ca 2+ Vk/Vp 18

Zawartość jonów Mg 2+ w analizowanej próbce 1000cm 3 1 M EDTA 24 320 mg Mg 2+ (Vśr,Ca 2+ Mg 2+ VśrCa 2+ ) 0,01M EDTA x x=..mg Mg 2+ Vk/Vp Numer analizy:. Zawartość jonów Ca 2+.. oraz Mg 2+.w badanej próbie 3. Oznaczanie twardości całkowitej wody. Do trzech kolbek stożkowych odpipetować po 50 cm 3 wody, dodać 2 cm 3 buforu amonowego oraz szczyptę czerni eriochromowej T. Całość dokładnie wymieszać, a następnie miareczkować roztworem EDTA do zmiany barwy z różowej na niebieską. Do obliczeń należy wziąć średnią z trzech miareczkowań. Twardość wody określa się w stopniach niemieckich ( o N), dlatego ilość użytego wersenianu przelicza się na równoważną mu ilość CaO. 1 o N = 10 mg CaO na 1 dm 3 wody V1=, V2=.., V3=.. Vśr= 1000 cm 3 1M EDTA------56000 mg CaO Vśr cm 3 0.01M EDTA------x mg CaO x=..mg CaO 19

Obliczenia: Twardość wody = o N ĆWICZENIE IX Jodometryczne oznaczanie miedzi (II) Sole Cu(II) reagują z jonami jodkowymi w środowisku obojętnym lub słabo kwaśnym utleniając jodki do wolnego jodu. Aby reakcja mogła zajść ilościowo stężenie jonów I - musi być co najmniej 40-krotnie większe od stężenia jonów Cu 2+. Oznaczenie opiera się na reakcji, której pierwszym etapem jest wydzielenie trudno rozpuszczalnego jodku miedzi (II). CuI2 reaguje następnie z nadmiarem jonów I - z wydzieleniem jodu I2 oraz białego osadu jodku miedzi(ii). Cu 2+ + 2 I - CuI2 2CuI2 + 2 I - Cu2I2 + I2 Reakcja jest odwracalna, a jej przebieg ilościowy w prawo możliwy jest dzięki zastosowaniu znacznego nadmiaru jodku potasu oraz wytrącaniu trudno rozpuszczalnego jodku miedzi (I). Wydzielony jod odmiareczkowuje się mianowanym roztworem tiosiarczanu sodu wg reakcji: Wykonanie oznaczenia: I2 + 2 S2O3 2-2 I - + S4O6 2- Otrzymaną próbę uzupełnia się wodą destylowaną do kreski i dokładnie miesza. Następnie pobiera się pipetą 25 cm 3 roztworu i przenosi do kolbki stożkowej dodaje ok. 5 cm 3 2M CH3COOH, ok. 15 cm3 10% roztworu KI. Wydzielony jod odmiareczkowuje się tiosiarczanem do barwy jasnożółtej, dodaje ok. 1 cm 3 skrobi i kilka kropel KSCN i miareczkuje dalej do zaniku barwy granatowej. Wykonuje się trzy oznaczenia. Z porównania obu zachodzących reakcji widać, że jeden mol jonów Cu 2+ odpowiada jednemu molowi jonów S2O3 2-, zatem zawartość jonów Cu 2+ oblicza się w próbie w następujący sposób: 20

1000 cm 3 * 1M Na2S2O3-63,57 g Cu 2+ V śr cm 3 * Cn Na2S2O3 - x g Cu 2+ x =..g Cu 2+ * Vk/Vp Cn - stężenie molowe tiosiarczanu sodu Numer analizy Zawartość Cu 2+.. 21