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

2

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 BaSO4.

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 Fe2+

w roztworze.

ĆWICZENIE VI (3 godz) 19– 20.04.2016

Oznaczanie zawartości jonów Ca2+

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 Cu2+

ĆWICZENIE X (3 godz) 31.05- 01.06 2016

Odrabianie zaległych ćwiczeń i analiz kontrolnych.

Zaliczanie pozostałych sprawdzianów.

3

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/dm3 i w g/dm3 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.

4

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

5

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 cm3 rozcieńczonych roztworu Ba(NO3)2 oraz H2SO4

II – ok. 2 cm3 rozcieńczonego roztworu MgCl2, dodaj kilka kropli buforu amonowego, a

następnie wkraplaj Na2HPO4

III – ok. 2 cm3 rozcieńczonych roztworów AgNO3 i HCl

IV – ok. 2 cm3 rozcieńczonych roztworów FeCl3 i NaOH

V – ok.2 cm3 rozcieńczonych roztworów CuSO4 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

6

2. Strącanie i roztwarzanie osadu zasadowego węglanu miedzi (II)

Do probówki wlać kilka cm3 Cu(NO3)2. Następnie dodawać kroplami węglan sodu.

Obserwować pojawianie się zasadowego węglanu miedzi(II) Cu2(OH)2CO3 zgodnie z

równaniem:

2 Cu(NO3)2 + 2 Na2CO3 + H2O → Cu2(OH)2CO3 ↓ + 4 NaNO3 + CO2

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:

Cu2(OH)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 cm3 roztworu AgNO3, 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(NO3)2 i dodawać stopniowo 2M

roztwór NaOH(KOH), aż do wytrącenia osadu.

Otrzymany osad rozdzielić na dwie probówki i dodać do jednej 2M roztwór NH3*H2O, a do

drugiej 2M HCl. Zaobserwować zachodzące zmiany i zapisać zachodzące reakcje.

7

5. Efekt solny oraz wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów

Do dwóch probówek dodać po 2 ml 0,5M roztworu CaCl2 i 0,5 ml 2M roztworu H2SO4.

Probówki wstrząsać 20 sekund, obserwując powstawanie pierwszych kryształków osadu.

Następnie do probówki pierwszej dodać 2 ml 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 dwóch probówkach wytrącić jednakowe ilości szczawianu wapnia(CaC2O4) wprowadzając

do każdej po: 1 cm3 CaCl2, 1 cm

3 wody i 1 cm

3 0,25M (NH4)2C2O4. Osady pozostawić do

opadnięcia. Następnie płyn znad osadu oddzielić przez dekantację.

Do pierwszej probówki dodać 2 cm3 2M roztworu HCl, do drugiej – 2 cm

3 2M roztworu

CH3COOH. Porównać ilości powstałych osadów. Zapisać równania powstawania osadu.

7. Wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność NaCl

Do probówki zawierającej 3 cm3 nasyconego roztworu NaCl dodać 5 kropel stężonego

roztworu HCl (pracować tylko pod wyciągiem). Obserwować zmiany.

Obserwacje i wnioski:

8

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 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…………………………………………….

masa tygla z siarczanem po wyprażeniu………………………….

masa soli bezwodnej…………………………………………….

masa wody………………………………………………………….

Zawartość wody krystalizacyjnej w procentach obliczamy według wzoru:

mo - ms

% H2O = * 100%

mo

gdzie:

mo – masa soli przed suszeniem ms – masa soli po wysuszeniu

Ustalić wzór hydratu siarczanu miedzi:…………………………………………..

Podać błąd względny analizy………………………………………………………

Podać błąd bezwzględny analizy…………………………………………………..

9

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 (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 cm3 roztworu (pipetą) do zlewki na 250 cm

3 i

rozcieńczyć wodą destylowaną do ok.50 cm3, dodać ok. 5 cm

3 2M HCl i ogrzewać na siatce

prawie do wrzenia.

Jednocześnie do innej zlewki odmierzyć cylindrem ok. 30 cm3 1M BaCl2 i ogrzać do

wrzenia. Do gorącego roztworu zawierającego aniony siarczanowe(VI), dodawać kroplami

ciągle mieszając bagietką gorący roztwór BaCl2. Otrzymany osad dwukrotnie zdekantować,

dodając za każdym razem do przemycia ok. 30 cm3 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 SO4 2-

w otrzymanym roztworze.

Obliczenia:

masa pustego tygla ………………………………………………

masa tygla po wyprażeniu z osadem…………………………….

masa molowa BaSO4…………………………………………….

masa molowa jonu siarczanowego (VI)………………………….

Zapisać równanie reakcji i obliczyć zawartość jonów siarczanowych w kolbie,

pamiętając o współmierności kolby z pipetą.

10

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 cm3 stęż. HCl należy pobrać, aby otrzymać 250 cm

3 0,1M roztworu.

Dla kwasu solnego 36,23%-owego gęstość wynosi 1,18 g/cm3.

Roztwór kwasu solnego przygotowujemy w kolbie na 250 cm3. 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:

KHCO3 + HCl KCl + H2O + CO2

11

Podczas oznaczania stężenia roztworu HCl miareczkowanie przeprowadzamy następująco:

Do 3 kolbek stożkowych pobieramy pipetą po 25cm3 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, uwzględniając przebieg reakcji zachodzącej podczas miareczkowania:

Wyniki miareczkowań: V1=…………., V2=……….….,V3=…………. V śr.=……….

1000 cm3 1 M HCl -------- 1000 cm

3 1 M KHCO3

Vśr cm3 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 cm3 i

dokładnie miesza. Następnie odmierza pipetą do kolbki stożkowej 25cm3 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 cm3 1M HCl ----------- 40g NaOH

Vśr. cm3 Cm HCl ----------- x g NaOH

x=……..g NaOH · Vk/Vp

gdzie: Vk-objetość kolby, Vp-objętość pipety

12

Numer analizy…… Zawartość NaOH w badanej próbie…………………..

ĆWICZENIE V

Manganometryczne oznaczanie jonów Fe2+

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 cm3 roztworu kwasu szczawiowego o

znanym stężeniu Cm, dodać 20 cm3 1M kwasu siarkowego (VI) i ogrzać do ok.60

oC. 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:

1000 cm3 ∙2M KMnO4 − 1000 cm

3 ∙5M H2C2O4

Vśr ∙ x M KMnO4 – 25 cm3∙ CnH2C2O4

_______________________________________________________________

13

x =

gdzie:

x – stężęnie molowe KMnO4

Cn – stężenie molowe kwasu szczawiowego

Vśr średnia objętość roztworu KMnO4 zużyta podczas miareczkowania 25 cm3 roztworu

kwasu szczawiowego.

Obliczenia:

Stężenie molowe H2C2O4 = …………..

2. Oznaczanie zawartości jonów Fe2+

w analizowanej próbie

Otrzymaną w kolbie miarowej próbę zawierającą jony Fe2+

uzupełnić wodą destylowaną do

kreski i dokładnie wymieszać. Odpipetować do kolbki stożkowej 25 cm3 roztworu, dodać ok.

20 cm3 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- + 5Fe2+

+ 8H+ → Mn

2+ + 5Fe

3+ + H2O

MnO4- + 5e →Mn

2+ 1

5

Fe2+

→ Fe3+

+ e 5

Z równania reakcji wynika, że 1mol MnO4- reaguje z 5 molami Fe

2+, ilość Fe

2+ obliczymy

układając proporcję:

1000cm3 ∙1M KMnO4 − 5∙55,85 g Fe

2+

Vśr ∙ Cn KMnO4 − x g Fe2+

x =…… · Vk/Vp Fe2+

14

gdzie:

Cn – stężenie molowe KMnO4

Vśr- średnia objętość w KMnO4 zużyta podczas miareczkowania

Vp- objętość pipety Vk – objętość kolby

Obliczenia:

Numer analizy…… Zawartość jonów Fe3+

w analizie ……..

ĆWICZENIE VI

Oznaczanie zawartości Ca2+

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:

Ca2+

+ C2O42-

→ CaC2O4↓

CaC2O4 + H2SO4 → CaSO4 + H2C2O4

5 H2C2O4 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 10 CO2 + 8 H2O

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 CaC2O4 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.

15

Wykonanie oznaczenia:

Otrzymany do analizy roztwór w kolbie uzupełnić wodą destylowaną do kreski i

dobrze wymieszać. Następnie za pomocą pipety pobrać 25 cm3 roztworu do kolbki stożkowej.

Rozcieńczyć do objętości 100 cm3 wodą destylowaną, dodać 5 cm

3 stężonego kwasu solnego,

kilka kropel oranżu metylowego oraz 100 cm3 nasyconego roztworu szczawianu amonu.

Roztwór ogrzewać do temperatury ok. 80oC (nie gotować!). Następnie stopniowo po bagietce

dodawać 2M roztwór NH3·H2O 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 KMnO4 do

miareczkowania. Podgrzać do temp. 80oC 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 cm3),

częścią z osadem do wewnątrz. Osad opłukuje się roztworem kwasu siarkowego, uprzednio

ogrzanym do temp. 80-90oC. 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. 80oC. 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 KMnO4……………………….……………..Cn KMnO4……………………………………………..

Obliczanie zawartości jonów Ca2+

w analizowanej próbie.

1000 cm3∙2 M KMnO4 5 ∙ 40,08 g Ca

2+

V ∙ Cn KMnO4 x g Ca2+

x=……..g Ca2+

· Vk/Vp

16

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

cm2 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.

17

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 cm3)

rozcieńczyć wodą destylowaną do kreski i wymieszać.

2. Do zlewki o pojemności 250 cm3 odpipetować 10 cm

3 roztworu kwasu octowego z kolby i

rozcieńczyć dodając 190 cm3 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 cm3 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.

18

ĆWICZENIE VIII

Kompleksonometryczne oznaczenie jonów Ca2+

i Mg2+

. 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.

N CH2 CH2 N

HOOC H2C

HOOC H2C

CH2 COOH

CH2 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 H2Y2-

reagują z kationami metali zgodnie z równaniem:

Me2+

+ H2Y2-

→ MeY2-

+ 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 cm3 uzupełnić wodą

destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać.

1. Oznaczanie sumy Ca2+

i Mg2+

Do trzech kolbek stożkowych pobrać po 25 cm3 analizowanego roztworu, dodać z dozownika

2cm3 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.

19

...............,........., 222222 ,,3,,2,,1 MgCaMgCaMgCa

VVV

..........22 ,,MgCaśr

V

2. Oznaczanie Ca2+

Do trzech kolbek stożkowych pobrać pipetą po 25 cm3 analizowanego roztworu. Do każdej

kolbki dodać po 5 cm3

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.

..............,......., 222 ,3,2,1 CaCaCa

VVV

.......2,Caśr

V

OBLICZENIA

Zawartość jonów Ca2+

w analizowanej próbie.

1000 cm3∙1 M EDTA 40 080 mg Ca

2+

Vśr Ca2+

∙ 0,01 M EDTA x

x=……..mg Ca2+

· Vk/Vp

Zawartość jonów Mg2+

w analizowanej próbce

1000cm3∙ 1 M EDTA 24 320 mg Mg

2+

(Vśr,Ca2+

Mg2+

– VśrCa2+

)∙0,01M EDTA x

x=……..mg Mg2+

· Vk/Vp

20

Numer analizy: ………….

Zawartość jonów Ca2+

……………….. oraz Mg2+

………………….w badanej próbie

3. Oznaczanie twardości całkowitej wody.

Do trzech kolbek stożkowych odpipetować po 50 cm3 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 (oN), dlatego ilość użytego wersenianu

przelicza się na równoważną mu ilość CaO.

1 oN = 10 mg CaO na 1 dm

3wody

V1=……, V2=……….., V3=…….. Vśr=

1000 cm3 1M EDTA------56000 mg CaO

Vśr cm3 0.01M EDTA------x mg CaO

x=……..mg CaO

Obliczenia:

Twardość wody =…………………………………oN

21

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 Cu2+

. 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).

Cu2+

+ 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:

I2 + 2 S2O32-

→ 2 I- + S4O6

2-

Wykonanie oznaczenia:

Otrzymaną próbę uzupełnia się wodą destylowaną do kreski i dokładnie miesza.

Następnie pobiera się pipetą 25 cm3 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 cm3 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 Cu2+

odpowiada jednemu

molowi jonów S2O32-

, zatem zawartość jonów Cu2+

oblicza się w próbie w następujący

sposób:

1000 cm3 * 1M Na2S2O3 - 63,57 g Cu

2+

V śr cm3 * Cn Na2S2O3 - x g Cu

2+

x = ………..g Cu2+

* Vk/Vp

Cn - stężenie molowe tiosiarczanu sodu

Numer analizy……… Zawartość Cu2+

………………………………..