Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z. Chemii Analitycznej

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK: MIKROBIOLOGIA STUDIA STACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA ROK I Przewodnik do ćwiczeń laboratoryjnych z Chemii Analitycznej Semestr II (letni) Rok akademicki 2015/16 Ćwiczenia laboratoryjne: Katedra Chemii Imię i nazwisko studenta Opracowała: dr Beata Załęska-Chróst

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII KIERUNEK MIKROBIOLOGIA HARMONOGRAM ĆWICZEŃ Z CHEMII ANALITYCZNEJ 2015/2016 SEMESTR II ĆWICZENIE I (3 godz) 2.03.2016 - I grupa, 8.03.2016 II grupa Sprawy organizacyjne, przepisy BHP obowiązujące na pracowni. Metody analizy wagowej. Rodzaje osadów. Reakcje strąceniowe. ĆWICZENIE II (3 godz) 15-16. 03. 2016 Sprawdzian 1 Wagowe oznaczanie wody krystalizacyjnej w uwodnionym siarczanie(vi) miedzi(ii). ĆWICZENIE III (3 godz) 22 23. 03. 2016 Sprawdzian 2 Oznaczanie siarczanów(vi) metodą analizy wagowej w postaci BaSO 4. ĆWICZENIE IV (3 godz) 05-06. 04. 2016 Poprawa sprawdzianu 1 lub 2 Analiza miareczkowa. Acydymetria. Oznaczanie zawartości NaOH w badanej próbie. ĆWICZENIE V (3 godz) 12-13. 04. 2016 Sprawdzian 3 Manganometria. Oznaczanie jonów Fe 2+ w roztworze. ĆWICZENIE VI (3 godz) 19 20.04.2016 Oznaczanie zawartości jonów Ca 2+ metodą manganometryczną. ĆWICZENIE VII (3 godz) 26-27. 04. 2016 Poprawa sprawdzianu 2 lub 3 Konduktometryczne oznaczanie stężenia kwasu octowego w roztworze. ĆWICZENIE VIII (3 godz) 10-11. 05. 2016 Sprawdzian 4 Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca 2+ i Mg 2+ w próbie. Oznaczanie twardości wody. ĆWICZENIE IX (3 godz) 17-18. 05. 2016 Poprawa sprawdzianów 3 lub 4 Jodometryczne oznaczanie jonów Cu 2+ ĆWICZENIE X (3 godz) 31.05-01.06 2016 Odrabianie zaległych ćwiczeń i analiz kontrolnych. Zaliczanie pozostałych sprawdzianów. 2

MIKROBIOLOGIA Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń: Sprawdzian 1 Analiza wagowa - rodzaje osadów, właściwości, podstawowe pojęcia. Obliczenia stosowane w analizie wagowej. Obliczenia stechiometryczne, skład procentowy. Wydajność reakcji chemicznej. Błąd względny i bezwzględny oznaczenia. Wyznaczanie wzorów związków empirycznych i rzeczywistych na podstawie ich składu procentowego. Sole bezwodne i hydraty, zapis w postaci tlenkowej. Zapisywanie (cząsteczkowo i jonowo) przebiegu reakcji strąceniowych. Sprawdzian 2 Iloczyn rozpuszczalności związków. Wytrącanie osadów. Efekt wspólnego jonu. Obliczanie rozpuszczalności substancji w mol/dm 3 i w g/dm 3 na podstawie iloczynu rozpuszczalności. Rozpuszczalność związków w wodzie, przeliczanie na stężenie procentowe i odwrotnie. Sprawdzian 3 Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu molowym i procentowym. Przeliczanie stężeń. Obliczanie ph roztworów. Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Krzywe miareczkowania. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej alkacymetria i acydymetria. 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. Konduktometria. Twardość wody, rodzaje oraz sposoby jej usuwania. Obliczenia związane z twardością wody. LITERATURA J. Minczewski, Marczenko Z Chemia analityczna 1 i 2, PWN W-wa 2008. L. Smoczyński, Wardzyńska R., Zarys chemii ogólnej i analitycznej, UWM Olsztyn 2013 W. Wiśniewski, Majkowska H., Chemia ogólna nieorganiczna, UWM Olsztyn 2005. 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

Warunki zaliczenia przedmiotu: 1. Wszystkie ćwiczenia muszą być wykonane przez każdego studenta (nieobecności odrabiamy, ćwiczenie trzeba odrobić). 2. Jeśli dane ćwiczenie ma analizę kontrolną to musimy ją zaliczyć lub powtórzyć w wyznaczonym terminie. 3. Każdy sprawdzian musi być zaliczony na ocenę co najmniej dostateczną. Oceny ndst poprawiamy w wyznaczonych terminach, przy czym na poprawach obowiązuje już obniżona skala ocen od ndst do db. 4. Wszelkie obliczenia potrzebne na ćwiczeniach wykonujemy w wydrukowanym wcześniej materiale udostępnionym przez prowadzącego ćwiczenia. 5. Jeśli student ze wszystkich sprawdzianów otrzymuje oceny pozytywne w I terminie ostateczna ocena wystawiona na podstawie średniej ocen i zaliczenia ćwiczeń zostaje podwyższona o 0,5 pkt. 6. Obowiązująca skala ocen ndst-bdb 4

ĆWICZENIE I Strącanie, rozpuszczanie i roztwarzanie osadów, technika sączenia 1. Typy osadów Przygotuj w statywie 5 czystych probówek i wlej do nich: I ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworu Ba(NO 3 ) 2 oraz H 2 SO 4 II ok. 2 cm 3 rozcieńczonego roztworu MgCl 2, dodaj kilka kropli buforu amonowego, a następnie wkraplaj Na 2 HPO 4 III ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworów AgNO 3 i HCl IV ok. 2 cm 3 rozcieńczonych roztworów FeCl 3 i NaOH V ok.2 cm 3 rozcieńczonych roztworów CuSO 4 i NaOH Zapisz cząsteczkowo i jonowo równania zachodzących reakcji. Jakiego typu osady uzyskałeś? Uzupełnij odpowiednimi opisami: krystaliczny (drobno-, grubokrystaliczny), koloidalny (serowaty, galaretowaty). Nr probówki Kolor osadu Wzór związku Typ osadu 5

2. Strącanie i roztwarzanie osadu zasadowego węglanu miedzi (II) Do probówki wlać kilka cm 3 Cu(NO 3 ) 2. Następnie dodawać kroplami węglan sodu. Obserwować pojawianie się zasadowego węglanu miedzi(ii) Cu 2 (OH) 2 CO 3 zgodnie z równaniem: 2 Cu(NO 3 ) 2 + 2 Na 2 CO 3 + H 2 O Cu 2 (OH) 2 CO 3 + 4 NaNO 3 + CO 2 Wytrącony osad oddziel poprzez sączenie przez lejek z sączkiem z bibuły umieszczonym w statywie. Przesącz zbieraj do zlewki. 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 kwasie solnym zgodnie z równaniem: Cu 2 (OH) 2 CO 3 + 4 HCl 2 CuCl 2 + CO 2 + 3 H 2 O Obserwuj zachodzące zmiany. Jaki kolor ma uzyskany roztwór?... 3. Roztwarzanie osadu reguła przekory Do probówki wlać ok.1 cm 3 roztworu AgNO 3, a następnie dodać kilka kropli roztworu HCl. Obserwuj wytrącanie osadu. Zapisz reakcję jonowo i cząsteczkowo: Następnie dodawać kroplami roztwór wodorotlenku amonu. Amoniak wiąże jony Ag + w kompleks 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 dwóch probówek wprowadzić niewielką ilość 0,5M Cu(NO 3 ) 2 i dodawać stopniowo 2M roztwór NaOH(KOH), aż do wytrącenia osadu. Otrzymany osad rozdzielić na dwie probówki i dodać do jednej 2M roztwór NH 3 *H 2 O, a do drugiej 2M HCl. Zaobserwować zachodzące zmiany i zapisać zachodzące reakcje. 6

5. Efekt solny oraz wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów Do dwóch probówek dodać po 2 ml 0,5M roztworu CaCl 2 i 0,5 ml 2M roztworu H 2 SO 4. Probówki wstrząsać 20 sekund, obserwując powstawanie pierwszych kryształków osadu. Następnie do probówki pierwszej dodać 2 ml 1% roztworu Na 2 SO 4, 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 dwóch probówkach wytrącić jednakowe ilości szczawianu wapnia(cac 2 O 4 ) wprowadzając do każdej po: 1 cm 3 CaCl 2, 1 cm 3 wody i 1 cm 3 0,25M (NH 4 ) 2 C 2 O 4. Osady pozostawić do opadnięcia. Następnie płyn znad osadu oddzielić przez dekantację. Do pierwszej probówki dodać 2 cm 3 2M roztworu HCl, do drugiej 2 cm 3 2M roztworu CH 3 COOH. 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: 7

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. 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 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 CuSO 4 nh 2 O. 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 CuSO 4 nh 2 O przed prażeniem.. masa CuSO 4 nh 2 O. masa tygla z siarczanem po wyprażeniu. masa soli bezwodnej. masa wody. Zawartość wody krystalizacyjnej w procentach obliczamy według wzoru: m o - m s % H 2 O = * 100% m o gdzie: m o masa soli przed suszeniem m s masa soli po wysuszeniu Ustalić wzór hydratu siarczanu miedzi:.. Podać błąd względny analizy Podać błąd bezwzględny analizy.. 8

ĆWICZENIE III Wagowe oznaczanie jonów siarczanowych (VI) w postaci BaSO 4 Do oznaczania jonów siarczanowych(vi) stosowana jest metoda wagowa. Oznaczenie polega na strącaniu siarczanów(vi) na gorąco, w roztworze kwaśnym (2M HCl), za pomocą chlorku baru. Wytrąca się trudno rozpuszczalny osad siarczanu(vi) baru. Wykonanie ćwiczenia: Otrzymany w kolbie miarowej 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 2M HCl i ogrzewać na siatce prawie do wrzenia. Jednocześnie do innej zlewki odmierzyć cylindrem ok. 30 cm 3 1M BaCl 2 i ogrzać do wrzenia. Do gorącego roztworu zawierającego aniony siarczanowe(vi), dodawać kroplami ciągle mieszając bagietką gorący roztwór BaCl 2. 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 -. 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 SO 4 2- w otrzymanym roztworze. Obliczenia: masa pustego tygla masa tygla po wyprażeniu z osadem. masa molowa BaSO 4. masa molowa jonu siarczanowego (VI). Zapisać równanie reakcji i obliczyć zawartość jonów siarczanowych w kolbie, pamiętając o współmierności kolby z pipetą. 9

ĆWICZENIE IV Acydymetryczne oznaczanie NaOH w analizowanym roztworze Analiza miareczkowa polega na tym, że do roztworu oznaczanego wprowadza się porcjami równoważną chemicznie ilość roztworu mianowanego (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 lub punkt nasycenia równoważnikowego (PR). Żeby móc wzrokowo zaobserwować punkt równoważnikowy 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 skupia metody miareczkowe oparte na reakcjach kwas-zasada. Metody te są również nazywane metodami zobojętniania. Alkacymetrię można podzielić na: 1. alkalimetrię metoda oznaczania kwasów 2. acydymetrię metoda oznaczania zasad 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. 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: KHCO 3 + HCl KCl + H 2 O + CO 2 10

Podczas oznaczania stężenia roztworu HCl miareczkowanie przeprowadzamy następująco: Do 3 kolbek stożkowych pobieramy pipetą po 25cm 3 roztworu KHCO 3 o znanym stężeniu C m, 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 v śr, a następnie wyliczamy stężenie molowe roztworu HCl, uwzględniając przebieg reakcji zachodzącej podczas miareczkowania: Wyniki miareczkowań: V 1 =., V 2 =..,V 3 =. V śr.=. 1000 cm 3 1 M HCl -------- 1000 cm 3 1 M KHCO 3 V śr cm 3 x M HCl -------- 25 cm 3 C m KHCO 3 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 25cm 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 (v śr ). Ilość gramów NaOH w całej próbie oblicza się w oparciu o zachodzącą reakcję: HCl + NaOH NaCl + H 2 O Wyniki miareczkowań : V 1 =.., V 2 =..V 3 =.. V śr =. 1000 cm 3 1M HCl ----------- 40g NaOH Vśr. cm 3 C m HCl ----------- x g NaOH gdzie: V k -objetość kolby, V p -objętość pipety x=..g NaOH V k /V p 11

Numer analizy Zawartość NaOH w badanej próbie.. ĆWICZENIE V Manganometryczne oznaczanie jonów Fe 2+ w analizowanym roztworze. Manganometria jest działem analizy miareczkowej obejmującej oznaczenia reduktorów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem manganianu (VII) potasu (KMnO 4 ). 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 MnO - 4 + 8H + + 5e Mn 2+ + 4H 2 O W roztworze obojętnym MnO - 4 + 2H 2 O + 3e MnO 2 + 4OH - W roztworze zasadowym MnO - 4 + e 2- MnO 4 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 KMnO 4 za pomocą roztworu kwasu szczawiowego (H 2 C 2 O 4 ) 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 KMnO 4 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 KMnO 4. V 1 =.., V 2 =.,. V 3 =, V śr =.. Podczas oznaczenia zachodzi reakcja: 2MnO 4 - + 5C 2 O 4 2- + 16H + = 2Mn 2+ + 5CO 2 + 8H 2 O z reakcji wynika, że 2mole KMnO 4 reagują z 5 molami H 2 C 2 O 4, a zatem stężenie molowe roztworu KMnO 4 oblicza się z proporcji: 1000 cm 3 2M KMnO 4 1000 cm 3 5M H 2 C 2 O 4 Vśr x M KMnO 4 25 cm 3 CnH 2 C 2 O 4 12

x = gdzie: x stężęnie molowe KMnO 4 Cn stężenie molowe kwasu szczawiowego Vśr średnia objętość roztworu KMnO 4 zużyta podczas miareczkowania 25 cm 3 roztworu kwasu szczawiowego. Obliczenia: Stężenie molowe H 2 C 2 O 4 =.. 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 KMnO 4 do pojawienia się różowego zabarwienia. Wykonać trzy powtórzenia. V 1 =.., V 2 =.,. V 3 =, V śr =.. Podczas miareczkowania zachodzi reakcja: MnO 4 - + 5Fe 2+ + 8H + Mn 2+ + 5Fe 3+ + H 2 O MnO 4 - + 5e Mn 2+ 1 5 Fe 2+ Fe 3+ + e 5 Z równania reakcji wynika, że 1mol MnO 4 - reaguje z 5 molami Fe 2+, ilość Fe 2+ obliczymy układając proporcję: 1000cm 3 1M KMnO 4 5 55,85 g Fe 2+ Vśr Cn KMnO 4 x g Fe 2+ x = V k /V p Fe 2+ 13

gdzie: Cn stężenie molowe KMnO 4 V śr - średnia objętość w KMnO 4 zużyta podczas miareczkowania V p - objętość pipety V k objętość kolby Obliczenia: Numer analizy Zawartość jonów Fe 3+ w analizie.. ĆWICZENIE VI Oznaczanie zawartości Ca 2+ w roztworze metodą manganometryczną. Jony wapnia można oznaczyć manganometrycznie w sposób pośredni, poprzez wytrącenie trudno rozpuszczalnego osadu szczawianu wapnia, a następnie rozpuszczenie osadu w kwasie siarkowym i oznaczenie wydzielonej równoważnej ilości kwasu szczawiowego mianowanym roztworem manganianu(vii) potasu: Ca 2+ + C 2 O 4 2- CaC 2 O 4 CaC 2 O 4 + H 2 SO 4 CaSO 4 + H 2 C 2 O 4 5 H 2 C 2 O 4 + 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 10 CO 2 + 8 H 2 O Warunkiem dokładnego oznaczenia jest prawidłowe strącenie i bardzo dokładne przemycie osadu. Dodanie do roztworu z jonami wapnia roztworu szczawianu amonu (odczynnik strącający) prowadzi do powstania drobnokrystalicznego osadu. W celu otrzymania osadu grubokrystalicznego strącanie należy przeprowadzić na gorąco, wprowadzając szczawian amonowy do silnie kwaśnego roztworu soli wapniowej. W tych warunkach CaC 2 O 4 nie strąca się, gdyż jest on rozpuszczalny w mocnych kwasach. Następnie przez stopniowe alkalizowanie roztworu za pomocą amoniaku wobec oranżu metylowego jako wskaźnika powoduje się wytrącenie szczawianu wapnia. Odsączony osad należy przemyć w celu usunięcia jonów chlorkowych i szczawianowych, które reagując także z KMnO4 mogłyby być przyczyną zawyżenia wyniku. 14

Wykonanie oznaczenia: Otrzymany do analizy roztwór w kolbie uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dobrze wymieszać. Następnie za pomocą pipety pobrać 25 cm 3 roztworu do kolbki stożkowej. Rozcieńczyć do objętości 100 cm 3 wodą destylowaną, dodać 5 cm 3 stężonego kwasu solnego, kilka kropel oranżu metylowego oraz 100 cm 3 nasyconego roztworu szczawianu amonu. Roztwór ogrzewać do temperatury ok. 80 o C (nie gotować!). Następnie stopniowo po bagietce dodawać 2M roztwór NH 3 H 2 O do zmiany zabarwienia wskaźnika na kolor żółty. Po sprawdzeniu całkowitego wytrącenia zlewkę przykryć szkiełkiem zegarkowym i ogrzewać na łaźni wodnej przez ok. 0,5 godz., aż do opadnięcia osadu. W międzyczasie przygotować zestaw do sączenia oraz biuretę z KMnO 4 do miareczkowania. Podgrzać do temp. 80 o C 100 cm 3 2M kwasu siarkowego(vi). Otrzymany osad przesączyć przez sączek z bibuły i przemyć 4-5 krotnie małymi porcjami zimnej wody destylowanej. Sączek wraz z osadem wyjmuje się ostrożnie z lejka i po rozwinięciu przykleja za pomocą bagietki do wewnętrznej ścianki zlewki (poj.400 cm 3 ), częścią z osadem do wewnątrz. Osad opłukuje się roztworem kwasu siarkowego, uprzednio ogrzanym do temp. 80-90 o C. W tym momencie osad ulega rozpuszczeniu. Gorący roztwór miareczkuje się manganianem (VII) potasu o znanym stężeniu (sączek cały czas znajduje się na ściankach zlewki). Jeżeli w czasie miareczkowania roztwór oziębi się należy go podgrzać do temp. 80 o C. Po pojawieniu się różowego koloru podczas miareczkowania spycha się sączek bagietką do zlewki, miesza i natychmiast roztwór domiareczkowuje się do uzyskania trwałego (co najmniej 1 min.) zabarwienia roztworu. Zabarwienie to może zniknąć po pewnym czasie (kilka minut) ze względu na redukujące właściwości sączka. Zapisać uzyskany wynik: V KMnO 4... C n KMnO 4.. Obliczanie zawartości jonów Ca 2+ w analizowanej próbie. 1000 cm 3 2 M KMnO 4 5 40,08 g Ca 2+ V C n KMnO 4 x g Ca 2+ x=..g Ca 2+ V k /V p 15

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 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. 16

Początkowe zmniejszenie przewodnictwa spowodowane jest wiązaniem niewielkiej ilości jonów hydroniowych pochodzących ze słabo zdysocjowanego kwasu. Następnie wzrost przewodności jest wynikiem tworzenia dobrze dysocjującej soli (CH 3 COONa). 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. 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. 17

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 H 4 Y 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 H 2 Y 2- reagują z kationami metali zgodnie z równaniem: Me 2+ + H 2 Y 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 destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. uzupełnić wodą 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. 18

V 2 2..., V 2 2..., V 2 2... 1, Ca, Mg 2, Ca, Mg 3, Ca, Mg V... śr 2 2, Ca, Mg 2. Oznaczanie Ca 2+ 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. V 2..., V 2..., V 2... 1, Ca 2, Ca 3, Ca V... śr 2, Ca OBLICZENIA Zawartość jonów Ca 2+ w analizowanej próbie. 1000 cm 3 1 M EDTA 40 080 mg Ca 2+ V 2+ śr Ca 0,01 M EDTA x x=..mg Ca 2+ V k /V p Zawartość jonów Mg 2+ w analizowanej próbce 1000cm 3 1 M EDTA 24 320 mg Mg 2+ 2+ (V 2+ śr,ca Mg V 2+ śrca ) 0,01M EDTA x x=..mg Mg 2+ V k /V p 19

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 V 1 =, V 2 =.., V 3 =.. V śr = 1000 cm 3 1M EDTA------56000 mg CaO V śr cm 3 0.01M EDTA------x mg CaO x=..mg CaO Obliczenia: Twardość wody = o N 20

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). CuI 2 reaguje następnie z nadmiarem jonów I - z wydzieleniem jodu I 2 oraz białego osadu jodku miedzi(ii). Cu 2+ + 2 I - CuI 2 2CuI 2 + 2 I - Cu 2 I 2 + I 2 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: I 2 + 2 S 2 O 3 2-2 I - + S 4 O 6 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 CH 3 COOH, 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 S 2 O 2-3, zatem zawartość jonów Cu 2+ oblicza się w próbie w następujący sposób: 1000 cm 3 * 1M Na 2 S 2 O 3-63,57 g Cu 2+ V śr cm 3 * Cn Na 2 S 2 O 3 - x g Cu 2+ x =..g Cu 2+ * Vk/Vp Cn - stężenie molowe tiosiarczanu sodu Numer analizy Zawartość Cu 2+.. 21