1

WYDZIAŁ KSZTAŁTOWANIA ŚRODOWISKA I ROLNICTWA

kierunek: L E Ś N I C T W O

Program ćwiczeń z chemii w roku akademickim 2015/2016

semestr zimowy

Opracowanie ćwiczeń: dr Jolanta Paprocka Nazwisko i imię studenta Grupa nr stanowiska

2

REGULAMIN DLA KORZYSTAJĄCYCH

Z PRACOWNI CHEMICZNEJ

Przepisy BHP dotyczące wykonywania ćwiczeń 1. Wszystkie roztwory i substancje będące na pracowni należy traktować jako

trujące. Nie należy próbować smaku żadnych substancji chemicznych. 2. Podczas identyfikacji substancji po zapachu nie należy nachylać się nad

naczyniem z roztworem, a opary skierować do siebie wachlującym ruchem ręki. 3. Probówkę, w której ogrzewa się ciecz należy utrzymywać w ciągłym ruchu, a

wylot probówki powinien być skierowany w kierunku neutralnym „na nikogo”. 4. Nie należy nachylać się nad naczyniem z wrzącą cieczą, a w razie przelewania

gorących roztworów zachować szczególną ostrożność. 5. Prace z odczynnikami stężonymi, żrącymi oraz roztworami substancji lotnych

należy wykonywać pod wyciągiem. 6. Reakcje należy wykonywać używając objętości i stężeń roztworów podanych w

opisach ćwiczeń. Reakcje probówkowe wykonujemy przy użyciu małych ilości odczynników.

7. W razie wypadku zgłosić fakt prowadzącemu ćwiczenia. Sprawy porządkowe 1. Student przebywający w pracowni chemicznej zobowiązany jest posiadać fartuch

ochronny. 2. Podczas wykonywania doświadczeń chemicznych długie włosy powinny być

związane lub upięte. 3. Butelki z odczynnikami należy ustawiać na półkach do tego wyznaczonych. 4. Do wykonywania ćwiczeń używać wyłącznie czystych naczyń. Naczynia szklane

po wykonaniu doświadczenia należy dokładnie spłukać bieżącą wodą, umyć roztworem detergentu, następnie ponownie spłukać bieżącą wodą, a w końcu starannie obmyć wodą destylowaną z tryskawki.

5. Sączki z osadami oraz odpady papierowe należy wrzucać do pojemników umieszczonych obok zlewu.

6. Roztwory rozcieńczone można wylewać bezpośrednio do zlewu. Roztwory stężone można wylewać do zlewu po uprzednim rozcieńczeniu, o ile prowadzący nie zarządzi inaczej.

7. Na terenie Katedry Chemii obowiązuje bezwzględny zakaz palenia tytoniu. 8. Ćwiczenia wykonuje się indywidualnie lub grupowo zgodnie z zaleceniem

prowadzącego zajęcia. 9. Przed wejściem na salę ćwiczeń należy wyłączyć telefony komórkowe. Podstawowe zasady warunkujące otrzymanie zaliczenia ćwiczeń 1. Ćwiczenia zaczynają się punktualnie o wyznaczonej godzinie. Studenci wchodzą

do pracowni po zezwoleniu prowadzącego ćwiczenia i zajmują uprzednio wyznaczone miejsca.

3

2. Student zobowiązany jest do prowadzenia zeszytu z teoretycznie opracowanymi zagadnieniami wynikającymi z harmonogramu ćwiczeń.

3. Wszystkie nieobecności należy usprawiedliwić, a zaległe ćwiczenia odrobić praktycznie w terminie wynikającym z harmonogramu.

4. Student otrzymuje zaliczenie na podstawie zaliczenia wszystkich ćwiczeń praktycznych oraz po uzyskaniu pozytywnych ocen ze wszystkich sprawdzianów, a w systemie punktowym po zebraniu odpowiedniej ilości punktów.

5. Przed opuszczeniem pracowni należy uprzątnąć swoje miejsce pracy, a stanowisko przekazać osobie przygotowującej ćwiczenia.

6. Student zobowiązany jest do poszanowania mienia Katedry.

4

Program ćwiczeń z chemii w roku akademickim 2015/2016 w semestrze zimowym ogółem 30 godzin lekcyjnych, 10 spotkań. Ćwiczenie 1 (3h) 13 - 15 październik 2015 r. Sprawy organizacyjne. Regulamin pracowni. Przepisy BHP. Zapoznanie się ze sprzętem laboratoryjnym. Wybrane metody otrzymywania kwasów zasad i soli. Wybrane reakcje jonowe w roztworach wodnych. Ćwiczenie 2 (3h) 20 - 22 październik 2015 r. Sprawdzian1 Amfoteryczność. Reakcje utleniania i redukcji. Wpływ środowiska na redukcję jonu manganianowego(VII) MnO4

-. Ćwiczenie 3 (3h) 27 - 29 październik 2015 r. Sprawdzian 2 Wyznaczanie odczynów roztworów kwasów, zasad i soli przy użyciu wskaźników kwasowo – zasadowych oraz metodą pH-metryczną. Ćwiczenie 4 (3h) 3 – 5 listopad 2015 r. Poprawa sprawdzianów 1 i 2 Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów. Ćwiczenie 5 (3h) 17 - 19 listopad 2015 r. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów. Analiza soli. Rozwiązywanie zadań rachunkowych z zakresu stężeń roztworów Ćwiczenie 6 (3h) 24 – 26 listopad 2015 r. Sprawdzian 3 Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. Ćwiczenie 7 (3h) 1 - 3 grudzień 2013 r. Sprawdzian 4 Analiza miareczkowa acydymetryczna: -przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego -ilościowe oznaczanie NaOH w analizowanej próbie. Ćwiczenie 8 (3h) 8 - 10 grudzień 2015 r. Poprawa sprawdzianów 3 i 4 Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca2+ obok jonów Mg 2+ w analizowanym roztworze. W okresie przedświątecznym po uzgodnieniu dodatkowego terminu z osobą prowadzącą ćwiczenia możliwe będą poprawy niezaliczonych sprawdzianów. Ćwiczenie 9 (3h) 12 - 14 styczeń 2016 r. Sprawdzian 5 Redoksymetria. Manganometryczne oznaczenie jonów Fe2+ w analizowanej próbie. Ćwiczenie 10 (3h) 19 - 21 styczeń 2016 r. Odrabianie zaległych ćwiczeń. Poprawa sprawdzianów. Zaliczenia.

5

Zagadnienia obowiązujące przy zaliczeniu ćwiczeń SPRAWDZIAN 1. Podstawowe prawa chemiczne – proste zadania rachunkowe Klasyfikacja związków nieorganicznych. Tlenki, kwasy, zasady, sole - podział, nazewnictwo i otrzymywanie. Dysocjacja elektrolityczna kwasów, zasad i soli z uwzględnieniem dysocjacji stopniowej. Nazewnictwo jonów. Reakcje strącania osadów – zapis cząsteczkowy i jonowy. Reakcje całkowitego i stopniowego zobojętniania. SPRAWDZIAN 2. Stopień utlenienia pierwiastka i zasady jego obliczania. Pojęcia: utlenianie, redukcja, utleniacz, reduktor. Cząsteczkowe i jonowe zapisy reakcji redox. H2O2 jako utleniacz i reduktor. Redukcja jonów MnO4

- w zależności od środowiska. Hydroliza soli – definicja oraz umiejętność pisania reakcji hydrolizy stopniowej. Właściwości amfoteryczne wybranych tlenków i wodorotlenków: PbO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, Pb(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3. SPRAWDZIAN 3. Sposoby wyrażania stężeń roztworów: stężenie procentowe, molowe, wyrażone w jednostkach ppm. Przygotowanie roztworów o określonym stężeniu. Przeliczanie stężeń. Mieszanie roztworów tej samej substancji o różnym stężeniu (reguła mieszania). SPRAWDZIAN 4. Podstawy analizy miareczkowej. Znajomość pojęć: titrant, punkt równoważnikowy, punkt końcowy miareczkowania, substancja podstawowa. Wskaźniki stosowane w alkacymetrii. Obliczenia wynikające z oznaczeń alkacymetrycznych. Wykładnik wodorowy pH. Stała i stopień dysocjacji. Obliczenia roztworów mocnych i słabych kwasów i zasad. SPRAWDZIAN 5. ♦ Podstawy analizy manganometrycznej, zadania: -ustalenie miana KMnO4 na roztwór H2C2O4, -oznaczenie jonów Fe2+ w analizie za pomocą mianowanego roztworu KMnO4, ♦Nazewnictwo związków kompleksowych. Podstawy oznaczeń komploksonometrycznych: oznaczanie zawartości jonów Ca2+ obok Mg2+ - zadania rachunkowe. Twardość wody, rodzaje, sposoby usuwania twardości wody. LITERATURA: 1. Wiśniewski W., Makowska H., Chemia ogólna nieorganiczna skrypt UWM 2. Karczyński F., Cieciórski B., Pliszka B., Podstawy chemii z ćwiczeniami, skrypt

UWM 3. Szmal Z., Lipiec Z., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej

PZWL 4. Gosiewska H. Materiały do ćwiczeń z chemii ogólnej i analitycznej skrypt

UWM 5. Śliwa A., Gorzelny W., Obliczenia chemiczne PWN

6

WZORY I NAZEWNICTWO WYBRANYCH ZWIĄZKÓW CHEMICZNYCH

KWASY TLENOWE wzór nazwa wzór i nazwa tlenku kwasowego wzór i nazwa kwasu kwasu (bezwodnika kwasowego) reszty kwasowej HNO2 kwas azotowy(III) N2O3 tlenek azotu(III) NO2

- azotanowy(III)

HNO3 kwas azotowy(V) N2O5 tlenek azotu(V) NO3- azotanowy(V)

H2SO3 kwas siarkowy(IV) SO2 tlenek siarki(IV) SO32- siarczanowy(IV)

H2SO4 kwas siarkowy(VI) SO3 tlenek siarki(VI) SO42- siarczanowy(VI)

H3PO4 kwas ortofosforowy(V) P4O10 tlenek fosforu(V) PO43- ortofosforanowy(V)

H2O·CO2 kwas węglowy CO2 tlenek węgla(IV) CO32- węglanowy

HClO kwas chlorowy(I) Cl2O tlenek chloru(I) ClO- chloranowy(I)

HClO2 kwas chlorowy(III) Cl2O3 tlenek chloru(III) ClO2- chloranowy(III)

HClO3 kwas chlorowy(V) Cl2O5 tlenek chloru(V) ClO3- chloranowy(V)

HClO4 kwas chlorowy(VII) Cl2O7 tlenek chloru(VII) ClO4- chloranowy(VII)

H2CrO4 kwas chromowy(VI) CrO3 tlenek chromu(VI) CrO42- chromianowy(VI)

H2Cr2O7 kwas dichromowy(VI) CrO3 tlenek chromu(VI) Cr2O72- dichromianowy(VI)

HMnO4 kwas manganowy(VII) Mn2O7tlenek manganu(VII) MnO4- manganianowy(VII)

H2MnO4 kwas manganowy(VI) MnO3 tlenek manganu(VI) MnO42- manganianowy(VI)

CH3COOH kwas octowy – kwas organiczny, nie ma bezwodnika CH3COO- octanowy

Tlenki kwasowe w reakcji z wodą tworzą kwasy tlenowe.

Nazwa anionu kwasu tlenowego w soli zawsze ma końcówkę „an” np. siarczan(IV),

siarczan(VI), azotan(III), azotan(V), węglan, ortofosforan(III), ortofosforan(V), octan.

KWASY BEZTLENOWE

wzór nazwa wzór i nazwa nazwa anionu reszty kwasowej w soli HCl kwas chlorowodorowy Cl- chlorkowy chlorek

HBr kwas bromowodorowy Br- bromkowy bromek

HI kwas jodowodorowy I- jodkowy jodek

H2S kwas siarkowodorowy S2- siarczkowy siarczek

Nazwa anionu soli kwasu beztlenowego zawsze ma końcówkę „ek”

7

WZORY WYBRANYCH WODOROTLENKÓW I i II grupy układu okresowego wzór nazwa wzór i nazwa tlenku zasadowego nazwa kationu (bezwodnika zasadowego) w soli NaOH wodorotlenek sodu Na2O tlenek sodu Na+ kation sodu

KOH wodorotlenek potasu K2O tlenek potasu K+ kation potasu

LiOH wodorotlenek litu Li2O tlenek litu Li+ kation litu

Mg(OH)2 wodorotlenek magnezu MgO tlenek magnezu Mg2+ kation magnezu

Ca(OH)2 wodorotlenek wapnia CaO tlenek wapnia Ca2+ kation wapnia

Ba(OH)2 wodorotlenek baru BaO tlenek baru Ba2+ kation baru

Wymienione bezwodniki zasadowe w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki.

WZORY INNYCH WYBRANYCH WODOROTLENKÓW z pozostałych grup układu okresowego

wzór nazwa wzór i nazwa tlenku nazwa kationu zasadowego NH3·H2O zasada amonowa wodny roztwór amoniaku NH4

+ kation amonu

AgOH wodorotlenek srebra Ag2O tlenek srebra Ag+ kation srebra

CuOH wodorotlenek miedzi(I) Cu2O tlenek miedzi(I) Cu1+ kation miedzi(I)

Cu(OH)2 wodorotlenek miedzi(II) CuO tlenek miedzi(II) Cu2+ kation miedzi(II)

Fe(OH)2 wodorotlenek żelaza(II) FeO tlenek żelaza(II) Fe2+ kation żelaza(II)

Fe(OH)3 wodorotlenek żelaza(III) Fe2O3 tlenek żelaza(III) Fe3+ kation żelaza(III)

Mn(OH)2 wodorotlenek manganu(II) MnO tlenek manganu(II) Mn2+ kation manganu(II)

Cr(OH)2 wodorotlenek chromu(II) CrO tlenek chromu(II) Cr2+ kation chromu(II)

8

WZORY WYBRANYCH TLENKÓW AMFOTERYCZNYCH oraz wzory wywodzących się z nich kwasów i zasad

PbO tlenek ołowiu(II)

Pb(OH)2 wodorotlenek ołowiu(II) H2PbO2 kwas ołowiowy(II)

Pb2+ kation ołowiu(II) PbO22- anion ołowianowy(II)

ZnO tlenek cynku

Zn(OH)2 wodorotlenek cynku H2ZnO2 kwas cynkowy

Zn2+ kation cynku ZnO22- anion cynkanowy

Al2O3 tlenek glinu

Al(OH)3 wodorotlenek glinu H3AlO3 kwas ortoglinowy

Al3+ kation glinu AlO33- anion ortoglinianowy

-H2O

HAlO2 kwas metaglinowy

AlO2- anion metaglinianowy

Cr2O3 tlenek chromu(III)

Cr(OH)3 wodorotlenek chromu(III) H3CrO3 kwas ortochromowy(III)

Cr3+ kation chromu(III) CrO33- anion ortochromianowy(III)

-H2O

HCrO2 kwas metachromowy(III)

CrO2- anion metachromianowy

9

ĆWICZENIE I

WYBRANE METODY OTRZYMYWANIA KWASÓW ZASAD I SOLI.

OTRZYMYWANIE WODOROTLENKÓW

1. metal I lub II grupy układu okresowego np. Na, K, Ca, + woda Do probówki zawierającej ok. 5 cm3 wody destylowanej wrzucić kawałek metalicznego sodu. Po zakończonej reakcji zbadać odczyn roztworu za pomocą 2-3 kropli fenoloftaleiny. Zapis reakcji chemicznej i obserwacje: zapis cząsteczkowy 2 Nao + 2 H2O → 2 NaOH + H2

o↑ wodorotlenek sodu

zapis jonowy 2 Nao + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2o↑

2. Sól słabej zasady + mocna zasada -_ otrzymywanie słabych wodorotlenków np. Fe(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, NH3∙H2O a) Do probówki wlać ok. 2 cm3 2 M roztworu azotanu(V) żelaza(III) Fe(NO3)3 i

dodać taką samą objętość 2 M roztworu zasady sodowej NaOH. Zapis reakcji chemicznej i obserwacje: zapis cząsteczkowy: Fe(NO3)3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 ↓ + 3 NaNO3 wodorotlenek żelaza(III)

zapis jonowy: Fe3+ +3 NO3- + 3 Na+ + 3 OH- → Fe(OH)3 ↓ + 3 Na+ +3 NO3

-

zapis jonowy skrócony: Fe3+ + 3 OH- → Fe(OH)3 ↓

b) Do probówki wlać ok.2 cm3 2 M roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) CuSO4 i dodać taką samą objętość 2 M roztworu zasady sodowej NaOH.

Zapis reakcji chemicznej i obserwacje: zapis cząsteczkowy: CuSO4 + 2 NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4 wodorotlenek miedzi(II)

zapis jonowy: Cu2+ + SO42- + 2 Na+ + 2 OH- → Cu(OH)2↓ + 2 Na++ SO4

2- zapis jonowy skrócony: Cu2+ + 2 OH- → Cu(OH)2↓

c) Do probówki wlać ok. 2 cm3 2 M roztworu siarczanu(VI) amonu (NH4)2SO4 i dodać taką samą objętość 2 M roztworu NaOH. Produkt zidentyfikować po zapachu. Zapis reakcji chemicznej, obserwacje: zapis cząsteczkowy: (NH4)2SO4 + 2 NaOH → 2 NH3↑ ∙H2O + Na2SO4 woda amoniakalna

zapis jonowy: 2NH4+ + SO4

2- + 2 Na+ + 2 OH- → 2 NH3↑ ∙H2O + 2 Na+ +SO42-

zapis jonowy skrócony: 2NH4

+ + 2 OH- → 2 NH3↑ ∙ H2O

10

W zapisie jonowym skróconym reakcji nie piszemy wszystkich jonów znajdujących się w roztworze. Bierzemy pod uwagę (zapisujemy) tylko te jony, które biorą udział w reakcji.

OTRZYMYWANIE KWASÓW Z ICH SOLI Sól słabego kwasu + mocny kwas - wypieranie słabych kwasów z ich soli.

a) do probówki wlać ok. 2 cm3 roztworu węglanu sodu Na2CO3 oraz taką samą objętość 2 M roztworu kwasu siarkowego(VI) H2SO4 Zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

zapis cząsteczkowy: Na2CO3 + H2SO4 → H2O∙CO2↑ + Na2SO4

kwas węglowy

zapis jonowy skrócony: CO32- + 2 H+ → H2O∙CO2↑

b) do probówki wlać ok.2 cm3 2 M roztworu octanu sodu CH3COONa i taką samą objętość 2 M roztworu kwasu solnego HCl. Produkt identyfikujemy po zapachu. Zapis przebiegu reakcji i obserwacje: CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl kwas octowy

CH3COO- + H+ → CH3COOH

c) W probówce umieścić ok. 2 cm3 2 M roztworu siarczku sodu Na2S oraz taką samą objętość 2 M roztworu kwasu siarkowego(VI) H2SO4 – reakcja pokazowa z uwagi na wydzielający się toksyczny produkt !!! Zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Na2S + H2SO4 → H2S↑ + Na2SO4

kwas siarkowodorowy

S2- + 2 H+ → H2S↑ OTRZYMYWANIE SOLI – WYBRANE METODY 1. metal + kwas Do probówki wlać ok. 2 cm3 roztworu HCl a następnie wrzucić kawałek cynku Zn. Zapis przebiegu reakcji i obserwacje: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ Zno + 2H+ → Zn2+ + H2↑

11

Reakcje strącania osadów 2. wodorotlenek + tlenek kwasowy Do probówki wlać ok. 4 cm3 wody wapiennej czyli nasyconego roztworu wodorotlenku wapnia Ca(OH)2 , a następnie przez rurkę wprowadzić tlenek węgla(IV) CO2. Zapis przebiegu reakcji i obserwacje: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O Ca2+ + 2OH- + CO2 → CaCO3↓ + H2O Do probówek wlać po ok. 2 cm3 2 M roztworów następujących związków chemicznych 3. sól + kwas

a) Azotan(V) srebra + kwas chlorowodorowy (wodny roztwór kwasu chlorowodorowego to kwas solny) zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3 chlorek srebra

Ag+ + Cl- → AgCl↓

b) Chlorek baru + kwas siarkowy(VI) zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2 HCl siarczan(VI) baru

Ba2+ + SO42- → BaSO4↓

4. sól + sól

a) Węglan sodu + chlorek miedzi(II) zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Na2CO3 + CuCl2 → CuCO3↓ + 2 NaCl

węglan miedzi(II)

CO32- + Cu2+ → CuCO3↓

b) Azotan(V) ołowiu(II) + chromian(VI) potasu zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Pb(NO3)2 + K2CrO4 → PbCrO4↓ + 2 KNO3

chromian(VI) ołowiu(II)

Pb 2+ + CrO42- → PbCrO4↓

c) Chlorek niklu(II) + krzemian sodu (szkło wodne) zapis przebiegu reakcji i obserwacje: NiCl2 + Na2SiO3 → NiSiO3↓ + 2 NaCl krzemian niklu(II)

12

Ni2+ + SiO32- → NiSiO3↓

d) Chlorek kobaltu(II) + krzemian sodu zapis przebiegu reakcji i obserwacje: CoCl2 + Na2SiO3 → CoSiO3↓ + 2 NaCl krzemian kobaltu(II)

Co2+ + SiO32- → CoSiO3↓ +

e) Chlorek baru + chromian(VI) potasu

zapis przebiegu reakcji i obserwacje: BaCl2 + K2CrO4 → BaCrO4↓ + 2 KCl chromian(VI) baru

Ba2+ + CrO42- → BaCrO4↓

13

ĆWICZENIE 2

REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI. AMFOTERYCZNOŚĆ.

Badanie właściwości amfoterycznych wodorotlenków Do probówki zawierającej 2 cm3 2 M roztwór Zn(NO3)2 dodać kroplami 2 M roztwór NaOH lub KOH - do wytrącenia osadu. Powstały osad rozdzielić na dwie części - do dwóch probówek. W jednej probówce zbadać rozpuszczalność osadu w 4 M NaOH, w drugiej probówce zbadać rozpuszczalność osadu w 4 M HNO3. Zapis przebiegających reakcji i obserwacje: 1. Wpływ środowiska na przebieg reakcji redox Do 3 probówek zawierających po 2 cm3 roztworu Na2SO3. Do każdej z probówek dodać kolejno po 2 cm3 a) 2 M roztworu H2SO4, b) wody destylowanej, c) 2 M roztworu NaOH. Następnie do każdej z probówek wkraplać rozcieńczony roztwór KMnO4. Cząsteczkowy i jonowy zapis przebiegu reakcji chemicznych oraz obserwacje: a) MnO4

- + SO32- + H+ →

b) MnO4

- + SO32- + H2O →

c) MnO4

- + SO32- + OH- →

14

2. Wpływ mocy kwasu na szybkość reakcji redox Do dwóch probówek zawierających po 2 cm3 bardzo rozcieńczonego roztworu KMnO4 idodać:

a) do pierwszej probówki 2 cm3 2 M H2SO4 b) do drugiej probówki 2 cm3 2 M CH3COOH

Następnie do każdej z probówek dodać taką samą objętość roztworu KBr. zapis jonowy reakcji i obserwacje: 3. H2O2 – substancja, która wykazuje właściwości utleniające i redukujące. a) H2O2 jako utleniacz Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 0,1 M roztworu KI dodać ok. 2 cm3 2 M roztworu H2SO4 oraz roztworu skrobi, a następnie kilka kropli 10% roztworu H2O2. Zapis jonowy reakcji i obserwacje: b) H2O2 jako reduktor Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 10% roztworu H2O2 dodać ok. 2 cm3 2 M roztworu H2SO4 i kilka kropli rozcieńczonego roztworu KMnO4. Zapis jonowy reakcji i obserwacje:

15

ĆWICZENIE 3

WYZNACZANIE ODCZYNÓW ROZTWORÓW KWASÓW, ZASAD I SOLI PRZY UŻYCIU WSKAŹNIKÓW KWASOWO ZASADOWYCH ORAZ METODĄ Ph-

METRYCZNĄ.

Pomiar pH roztworu

Do określenia odczynu środowiska czyli pH stosuje się metodę wskaźnikową lub/i

przy użyciu pH-metru (metodę potencjometryczną).Wskaźniki (indykatory) pH to

słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony po dysocjacji mają inne zabarwienie

niż cząsteczki, które dysocjacji nie uległy.

ORANŻ METYLOWY – wskaźnik dwubarwny, posiada formę przejściową –

pomarańczową

FENOLOFTALEINA – wskaźnik jednobarwny

kwasowy obojętny zasadowy

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 woda sodowa 5,5 woda destylowana 7,0 sok pomarańczowy 5,5 coca-cola 3,5 mleko 6,5 CZĘŚĆ PRAKTYCZNA

Do zlewek o pojemności 100 cm3 wprowadzić po 50 cm3 0,1 M roztworów: - HCl, - CH3COOH, - NaOH, - NH3(aq) (NH4OH),

Nazwa wskaźnika Barwa wskaźnika w roztworze zakres pH zmiany barwy

oranż metylowy czerwona pH < 3,1

żółta pH > 4,4 3,1 – 4,4

Lakmus czerwona pH < 5.0

niebieska pH > 8.0 5.0 – 8.0

fenoloftaleina bezbarwna pH <8,1

malinowa pH > 10.0

8,1 – 10.0

16

- NaCl, - Na2CO3 lub CH3COONa, - CH3COONH4, - Al2(SO4)3 lub AlCl3.

Opis postepowania dla roztworu w każdej z przygotowanych zlewek:

W otrzymanych do analizy roztworach (zlewka o pojemności 100 cm3) w pierwszej

kolejności należy zmierzyć pH za pomocą pH-metru. Następnie zbadać odczyn tego

roztworu za pomocą papierka wskaźnikowego. W dalszej kolejności przenieść część

analizowanego roztworu do dwóch probówek (po około 5 cm3 w każdej). Do

pierwszej z tak przygotowanych probówek dodać oranżu metylowego, a do drugiej

fenoloftaleiny. Obserwacje zanotować w tabelce i określić odczyn otrzymanego do

analizy roztworu.

Wzór i

nazwa

związku

chemicznego

pH

papierek

wskaźnikowy

(lakmus)

oranż

metylowy

fenoloftaleina

odczyn

roztworu

17

ĆWICZENIE 4

ANALIZA JAKOŚĆIOWA WYBRANYCH KATIONÓW

Chemia analityczna j a k o ś c i o w a odpowiada na pytanie – j a k i e?

jony czy związki znajdują się w badanej próbce.

Chemia analityczna i l o ś c i o w a odpowiada na pytanie – i l e? znanego jonu czy związku znajduje się w badanej próbce.

Jakościowa analiza chemiczna

W chemicznej analizie jakościowej do wykrywania (identyfikacji) poszczególnych jonów wykorzystuje się takie reakcje chemiczne, w których wydzielają się osady (białe lub barwne) trudno rozpuszczalnych związków, powstają barwne rozpuszczalne kompleksy, wydzielają się gazy bezwonne (np.CO2, H2) lub o specyficznym zapachu (np. H2S, NH3). Reakcje chemiczne w analizie jakościowej przeprowadza się głównie w roztworach wodnych. Najpierw rozpuszcza się badaną substancję, a następnie na otrzymany roztwór działa się odpowiednimi odczynnikami. Reakcję chemiczną, która umożliwia wykrycie danego jonu w obecności innych jonów obecnych w roztworze, nazywa się reakcją charakterystyczną. Grupa analityczna to grupa jonów (kationów lub anionów) reagujących z odczynnikiem grupowym w określonych warunkach w taki sam sposób. Odczynniki grupowe reagują z jonami należącymi do tej samej grupy analitycznej tworząc trudno rozpuszczalne osady i służą do oddzielenia jonów poszczególnych grup analitycznych od siebie.

Grupa analityczna

Kationy

Odczynnik grupowy

I Ag+, Hg22+, Pb2+. 2 M roztwór HCl

II

Cd2+, Bi3+, Cu2+,As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ oraz Hg2+.

dowolny roztwór siarczków S2- np H2S w środowisku rozcieńczonego roztworu HCl

III Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+ oraz Cr3+.

(NH4)2S w środowisku buforu amonowego

IV Ca2+, Sr2+ i Ba2+. (NH4)2CO3 w środowisku buforu amonowego

V Mg2+, Li+, Na+, K+ oraz NH4+. brak odczynnika grupowego

Reakcje charakterystyczne wybranych kationów : Cu2+, Fe3+, Ca2+, Mg2+

Reakcje charakterystyczne kationu miedzi(II) Cu2+ a) Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli miedzi(II) dodawać niewielkimi porcjami 2 M roztwór mocnej zasady do momentu uzyskania osadu. Probówkę z osadem wstawić do łaźni wodnej. zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

18

b) Reakcja z roztworem zasady amonowej NH3 ·H2O Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli miedzi(II) dodawać kroplami 2 M roztwór zasady amonowej do wytrącenia jasnoniebieskiego osadu. Następnie sprawdzić zachowanie osadu w nadmiarze roztworu amoniaku. zapis przebiegu reakcji chemicznej i obserwacje: c) Reakcja z heksacyjanożelazianem (II) potasu K4 [Fe(CN)6] Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli miedzi(II) dodać taką samą objętość roztworu heksacyjanożelazianu(II) potasu. zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne kationu żelaza(III) Fe3+ a) Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodać taką samą objętość roztworu mocnej zasady. zapis reakcji i obserwacje: b) Reakcja z roztworem zasady amonowej NH3 ∙H2O

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodawać 2 M wodnego roztworu amoniaku do momentu wytrącenia osadu. zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

19

c) Reakcja z heksacyjanożelazianem (II) potasu K4 [Fe(CN)6] Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodać taką samą objętość roztworu heksacyjanożelazianu(II) potasu. zapis przebiegu reakcji i obserwacje: d) Reakcja z rodankiem amonu NH4SCN lub rodankiem potasu KSCN.

Do probówki zawierającej ok.2 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodać taką samą objętość roztworu rodanku amonu.

zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne kationu wapnia Ca2+ a) Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość roztworu mocnej zasady. zapis przebiegu reakcji chemicznej i obserwacje: b) Reakcja z węglanem amonu (NH4)2CO3 Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość 2 M roztworu węglanu amonu. zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

20

c) Reakcja ze szczawianem amonu (NH4)2C2O4 Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli jonów wapnia dodać taką samą objętość 2 M roztworu szczawianu amonu. zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne kationu magnezu Mg2+ a) Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli jonów magnezu dodać taką samą objętość 2 M roztworu mocnej zasady. Zapis przebiegu reakcji chemicznej i obserwacje: Zwrócić uwagę na barwę osadów Ca(OH)2 i Mg(OH)2. reakcja podjodynowa Do probówki zawierającej oK. 2 cm3 płynu Lugola (I2 w KI) dodać ostrożnie roztworu KOH aż do odbarwienia. Zachodzi reakcja samoutleniania i samoredukcji: I2 + 2OH- ↔ I- + IO- + H2O (reakcja1) Do odbarwionego roztworu dodajemy roztworu jonów Mg2+, które tworzą z jonami OH- z reakcji 1 osad Mg(OH)2↓ . Powoduje to przesunięcie równowagi reakcji 1 w lewą stronę i wydzielenie się tym samym brunatnych cząsteczek I2. Adsorbujące się na powierzchni białego galaretowatego osadu wodorotlenku magnezu brunatne cząsteczki jodu świadczą o obecności w roztworze jonów Mg2+.

21

ĆWICZENIE 5

Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: SO4

2-, CO32-, PO4

3-, NO3-

Podział na grupy analityczne anionów: I grupa: Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

3-, Fe(CN)64-, ClO-

II grupa: S2-, NO2-, CH3COO-

III grupa: SO32-, CO3

2-, C2O42-, BO2

-, BO33-, C4H4O6

2- IV grupa: PO4

3-, AsO43-, AsO3

3-, S2O32-, CrO4

2-, Cr2O72-

V grupa: NO3-, MnO4

-, ClO3-, ClO4

- VI grupa: SO4

2-, F-, SiF62-.

VII grupa: SiO32-, SiO4

4-, Si2O52-

Podział na grupy analityczne oparty jest na reakcjach anionów z AgNO3 oraz BaCl2

Reakcje charakterystyczne anionu siarczanowego(VI) SO42-

a) Reakcja z azotanem (V) srebra AgNO3 Do probówki wlać ok. 1 cm3 2 M roztworu jonów SO4

2-, a następnie 3 krople 2 M roztworu AgNO3. zapis reakcji i obserwacje: b) Reakcja z chlorkiem baru BaCl2 Do probówki wlać ok. 2 cm3 2M roztworu jonów SO4

2- oraz taką samą objętość 2 M roztworu chlorku baru. zapis reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego CO32-

a) przeprowadzić reakcje CO32- z AgNO3 oraz z BaCl2, zapisać obserwacje

b) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi Do probówki wlać ok. 2 cm3 2M roztworu jonów CO3

2- oraz taką samą objętość 2 M roztworu HCl lub HNO3 lub H2SO4. zapis reakcji i obserwacje:

22

Reakcje charakterystyczne anionu ortofosforanowego(V) PO43-

a) przeprowadzić reakcje jonu PO43- z AgNO3 oraz z BaCl2, zapisać obserwacje

b)Reakcja z mieszaniną magnezową Do probówki wlać ok. 2 cm3 2M roztworu jonów PO4

3- oraz taką samą objętość roztworu mieszaniny magnezowej. zapis reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne anionu azotanowego(V) NO3-

a) przeprowadzić reakcje jonu NO3- z BaCl2, zapisać obserwacje

b) Reakcja obrączkowa – do zimnego nasyconego roztworu FeSO4 (lub krystaliczny) dodać ok. 1 cm3 roztworu jonów NO3

-, a następnie po ściance probówki z pipetki, powoli dodawać stężony H2SO4. Powstająca w miejscu zetknięcia się dwóch warstw cieczy brunatna obrączka wskazuje na obecność jonów azotanowych NO3

-. NO3

- w roztworze zakwaszonym stęż H2SO4 jest redukowany kationami Fe2+ do NO, natomiast jony Fe2+ utleniają się do kationów Fe3+. Zapis przebiegu reakcji i obserwacje: Na podstawie bilansu elektronowego dobrać współczynniki do reakcji redoks: Fe2+ + NO3

- + H+ → Fe3+ + NO↑ + H2O Nadmiar jonów Fe2+

23

Fe2+ + nNO ↔ [Fe(NO)n]2+ jon nitrozylżelaza(II) o brunatnym zabarwieniu

Na podstawie przeprowadzonych reakcji uzupełnić tabelkę:

Anion Roztwór AgNO3 Roztwór BaCl2

SO42-

CO32-

PO43-

NO3-

Na podstawie poznanych kationów i anionów oraz przeprowadzonych reakcji charakterystycznych zidentyfikować otrzymaną do analizy sól. Numer próbki …………………… Wzór soli …………………….

24

ĆWICZENIE 6 SPORZĄDZANIE ROZTWORÓW O OKREŚLONYM STĘŻENIU

Roztwór - układ jednofazowy (jednorodny) dwu lub wieloskładnikowy. Jako rozpuszczalnik w takim układzie przyjmuje się ten składnik, który występuje w nadmiarze, najczęściej jest to woda. Pozostałe składniki nazywane są substancjami rozpuszczonymi. Ilościowo skład roztworu określa się za pomocą stężenia. Do najczęściej stosowanych zalicza się:

stężenie procentowe (procent masowy) odnosi się do masy roztworu - liczba gramów substancji zawarta w 100 g roztworu.

ppm, ppb (części na milion, bilion) odnosi się do masy roztworu – określa ile gramów substancji znajduje się w milionie (bilionie) gramów rozpuszczalnika.

stężenie molowe (molowość) odnosi się do objętości roztworu - liczba moli danej substancji zawartej w 1 dm3 roztworu.

stężenie molalne (molalność) określa liczbę moli substancji rozpuszczonej w 1 kg rozpuszczalnika.

ułamek molowy odnosi się do sumy ilości moli wszystkich składników roztworu -iloraz liczby moli jednego składnika do całkowitej liczby moli wszystkich składników układu. Suma ułamków molowych wszystkich składników równa się jedności.

Do przygotowania roztworów używa się odpowiedniego szkła laboratoryjnego.

1. Naczynia miarowe – są to naczynia szklane lub plastikowe o ściśle określonej pojemności: kolby miarowe, biurety, pipety.

2. Naczynia służące do odmierzania przybliżonych objętości – są to najczęściej szklane lub plastikowe zlewki i cylindry.

OPIS ĆWICZENIA. Praca w zespołach dwuosobowych

1.Przygotowanie roztworów o określonym stężeniu.

Sporządzenie 50 g 3 % roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) mając do dyspozycji hydrat .

Obliczyć ile gramów CuSO4 ∙ 5H2O, a ile gramów wody potrzeba do sporządzenia 50 gramów 3 % roztworu CuSO4: Na wadze analitycznej na szkiełku zegarkowym (sączku lub bezpośrednio w wytarowanej na wadze zlewce) odważyć obliczoną wcześniej masę ………g CuSO4 x 5H2O, a w cylindrze miarowym przygotować ok. 40 cm3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść do wytarowanej zlewki o pojemności 100 cm3, przy czym szkiełko zegarkowe spłukać małą ilością wody z cylindra nad naczyniem, w którym przygotowujemy roztwór. Następnie dodać do zlewki pozostałą część wody z cylindra. Ostatnie porcje wody dodawać do zlewki powoli z tryskawki aż do otrzymania 50 gramów roztworu. Roztwór dokładnie wymieszać i przelać do butelki.

25

Obliczyć także, jaką objętość wody destylowanej należałoby dodać do przygotowanego roztworu CuSO4, aby powstał roztwór o stężeniu Cp = 0,2 %. Sporządzenie 250 cm3 0,1 M roztworu wodorowęglanu potasu. Obliczyć ile gramów KHCO3 należy odważyć aby przygotować 250 cm3 0,1 M roztworu tej soli: W naczynku analitycznym odważyć ( z dokładnością do drugiego miejsca po przecinku) obliczoną wcześniej masę KHCO3 . Następnie zawartość naczynka przenieść ilościowo do kolby miarowej. Kolbkę uzupełnić do kreski zgodnie z meniskiem wklęsłym. Ostatnie porcje wody dodawać małymi porcjami z tryskawki. Roztwór dokładnie wymieszać. Jeśli masa przygotowanej naważki KHCO3 różniła się od wyżej wyliczonej, to wówczas należy obliczyć stężenie molowe sporządzonego roztworu z dokładnością do czwartego miejsca po przecinku. Dodatkowo wykonać obliczenia:

Obliczyć zawartość jonów K+ oraz HCO3- w każdym ze sporządzonych

roztworów w g /cm3, mg /cm3 . Obliczyć zawartość jonów K+ oraz HCO3

- w sporządzonych roztworach w stężeniach: Cp (m/m) oraz ppm. Przyjąć w przybliżeniu, że gęstość sporządzonych roztworów wynosi d = 1g/cm3.

2. Rozcieńczanie roztworów podstawowych. Korzystając z roztworu podstawowego:

0,05 M H2SO4 Obliczyć pH H2SO4 przed rozcieńczeniem: Następnie przygotować metodą rozcieńczeń po 100 cm3 roztworów:

0,01 M H2SO4 0,005 M H2SO4

26

Podczas rozcieńczania ilość substancji rozpuszczonej pozostaje niezmieniona, a stężenie maleje tyle razy, ile wzrasta objętość roztworu. Stężenie molowe po rozcieńczeniu można obliczyć z zależności:

C1 ∙ V1 = C2 ∙ V2

Gdzie: C1 i V1 to stężenie molowe i objętość roztworu przed rozcieńczeniem C2 i V2 to stężenie molowe i objętość roztworu po rozcieńczeniu

Rozcieńczenie 0,05 M roztworu kwasu siarkowego(VI).

1. Obliczyć, ile cm3 0,05 M roztworu H2SO4 należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 100 cm3 0,01 M roztworu tego kwasu.

W tym celu należy odmierzyć pipetą …………. cm3 0,05 M roztworu H2SO4, przenieść do kolby miarowej o poj. 100 cm3, następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Obliczyć pH roztworu H2SO4 po rozcieńczeniu:

2. Obliczyć, ile cm3 0,05 M roztworu H2SO4 należy odmierzyć pipetą, aby po rozcieńczeniu otrzymać 100 cm3 0,005 M roztworu tego kwasu.

W tym celu należy odmierzyć pipetą …………. cm3 0,1 M roztworu CH3COOH, przenieść do kolby miarowej o poj. 100 cm3, następnie uzupełnić roztwór w kolbie wodą destylowaną do kreski. Roztwór dokładnie wymieszać. Obliczyć pH roztworu CH3COOH rozcieńczonego: W celu zaliczenia ćwiczenia należy praktycznie wykonać wszystkie doświadczenia oraz opracować wszystkie obliczenia zalecone w opisach.

27

ĆWICZENIE 7

ANALIZA MIARECZKOWA ACYDYMETRYCZNA. OZNACZANIE ZAWARTOŚCI NaOH W PRÓBIE.

Ćwiczenie wykonujemy w trzech etapach:

1. Sporządzenie około 0,1 M roztworu HCl 2. Zmianowanie przygotowanego roztworu HCl (oznaczenie dokładnego stężenia)

na roztwór substancji podstawowej KHCO3. 3. Oznaczenie zawartości NaOH w analizowanej próbie.

Wykonanie ćwiczenia

1. Przygotowanie 0,25 dm3 ok. 0,1 M roztworu HCl ▪ obliczamy ile gram czystego HCl potrzeba do sporządzenia 0,25 dm3 0,1 M roztworu HCl

1 dm3 1M roztworu HCl zawiera zawiera 36,47 g HCl

0,25 dm3 0,1 M roztworu HCl zawiera zawiera x g HCl

HClg912,0M1dm1

g47,36M1,0dm25,0x

3

3

▪ stężony HCl dostępny na pracowni jest Cp = 36,23% 100 g stężonego roztworu HCl zawiera 36,23 g HCl y g stężonego roztworu HCl zawiera 0,912 g HCl

HClroztworu%23,36g5,2g23,36

g100g912,0y

▪ stężony kwas łatwiej jest odmierzyć i dlatego 2,5 g roztworu należy przeliczyć na objętość korzystając z gęstości stężonego roztworu kwasu podanej na opakowaniu

HCl%23,36cm13,2cm/g18,1

g5,2

d

mV 3

3

rr

Przygotowaną kolbę miarową o pojemności 250 cm3 napełnić do 1/3 objętości wodą destylowaną, wprowadzić z dozownika odmierzoną ilość stężonego roztworu HCl, uzupełnić zawartość kolby wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać.

2. Oznaczenie dokładnego stężenia molowego przygotowanego roztworu HCl Biuretę przepłukać przygotowanym roztworem HCl, a następnie uzupełnić roztworem kwasu i „wyzerować” tak aby dolny menisk był styczny do kreski zerowej. Pipetę przepłukać roztworem KHCO3. Do każdej z trzech kolb stożkowych odmierzyć pipetą po (20 cm3) roztworu KHCO3. Do każdej kolbki dodać po 3 – 4 krople oranżu

28

metylowego i miareczkować roztworem HCl do zmiany barwy wskaźnika z żółtej na pomarańczową. Objętość roztworu HCl zużyta do miareczkowania: V1=………….cm3 HCl, V2=…………cm3 HCl, V3=…………cm3 HCl

HClcm.................3

VVVV 3321

śrHCl

przebieg reakcji podczas miareczkowania: HCl + KHCO3 → KCl +H2O + CO2↑ Na podstawie reakcji układamy proporcję:

1000 cm3 1M roztworu HCl odpowiada 1000 cm3 1M roztworu KHCO3

VśrHCl Cm roztworu HCl odpowiada 20 cm3 Cm roztworu KHCO3

HClM...................V

CmKHCO20

M1cm1000V

CmKHCOcm20cm1000M1C

śr

3

3

śrHCl

3

33

mHCl

3. Oznaczenie zawartości NaOH w analizowanej próbie

Otrzymaną w kolbce próbkę do analizy rozcieńczyć wodą destylowaną do kreski i dobrze wymieszać. Pipetę przepłukać wodą destylowaną, a następnie roztworem analizy. Do trzech kolbek stożkowych odmierzyć pipetą po 20 cm3 tak przygotowanego roztworu. Do każdej dodać po 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować zawartość każdej kolbki zmianowanym roztworem HCl do pierwszej zmiany zabarwienia wskaźnika. Obliczyć średnią z otrzymanych trzech wyników (trzy kolejne objętości HCl odczytane z biurety), a nastepnie zawartość NaOH w całej kolbce. Objętość HCl zużyta podczas miareczkowania: V1 = ……..cm3 HCl, V2 = ……..cm3 HCl, V3 = ……….cm3 HCl

HClcm...................3

VVVV 3321

śrHCl

obliczenia:

Podczas miareczkowania zachodzi reakcja:

NaOH + HCl NaCl + H2O Na podstawie reakcji układamy proporcję:

29

1000 cm3 1 M roztworu HCl reaguje 40 g NaOH

Vśr cm3 CHCl roztworu HCl reaguje x g NaOH

NaOHg...........................)cm20(V

)cm100(V

11000

40CVx

3

p

3

kHClśr

x - ilość gramów NaOH zawartych w próbie VśrHCl - ilość cm3 zużytego HCl (średnia z trzech odczytów na biurecie) Vk -objętość kolbki (w tym oznaczeniu 100cm3) Vp - objętość pipety 40 g - masa molowa NaOH CHCl - stężenie molowe kwasu HCl (obliczone w punkcie 2) Numer analizy ……….. Zawartość NaOH w badanej próbie: …………… g NaOH

30

ĆWICZENIE 8

KOMPLEKSONOMETRIA. OZNACZANIE JONÓW Ca2+ OBOK Mg2+

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 EDTA. Ten czteroprotonowy kwas oznaczany jest także skrótem H4Y i nazywany jest wersenianem. Kwas ten jest trudno rozpuszczalny i dlatego w analityce stosuje się disodową sól tego kwasu – wersenian disodowy nazywany także kompleksonem III.

N CH2 CH2 N

HOOC H2C

HOOC H2C

CH2 COOH

CH2 COOH W oznaczeniach kompleksonometrycznych stosuje się mianowany 0,01 M roztwór wersenianu disodowego nazywany często EDTA. W rakcjach 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: Me2+ + H2Y

2- → 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. Kompleks metal–wskaźnik, w warunkach miareczkowania, powinien być znacznie mniej trwały od kompleksu metal–wersenian disodowy. W punkcie równoważnikowym wskaźnik zostaje uwolniony z kompleksu metal–wskaźnik i następuje zmiana barwy wskaźnika. Najbardziej popularne wskaźniki używane w kompleksonometrii to: czerń eriochromowa T, mureksyd, kalces. Oznaczanie zawartości Ca2+ obok Mg2+ w analizowanej próbie Otrzymaną do analizy próbę w kolbie miarowej o pojemności 250 cm3 uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać. Oznaczenie 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.

31

3

Mg,Ca,3

3

Mg,Ca,2

3

Mg,Ca,1cm........V,cm.........V,cm.........V 222222

EDTAcm...................3

VVVV 3321

ŚR

Oznaczanie zawartości tylko Ca2+ Do trzech kolbek stożkowych ponownie pobrać pipetą po 25 cm3 analizowanego roztworu. W celu usunięcia jonów Mg2+ [w postaci Mg(OH)2] z analizowanego roztworu dodać do każdej kolbki 5 cm3 2 M roztworu NaOH. Do każdej kolbki dodać także szczyptę mureksydu. Następnie zawartość każdej kolbki miareczkować do zmiany barwy z różowej na fioletową

3

Ca,3

3

Ca,2

3

Ca,1cm.........V,cm.........V,cm.......V 222

EDTAcm.........V 3

Ca,śr 2

OBLICZENIA Obliczenia najwygodniej jest zacząć od obliczenia zawartości jonów Ca2+

Zawartość jonów Ca2+ w analizowanej próbie. 1000 cm3∙1 M EDTA 40 080 mg Ca2+

2CaśrV

∙ 0,01 M EDTA x

2

3

Ca,śrCamg....................

25

250

1cm1000

mg40080M01,0Vx

2

Zawartość jonów Mg2+ w analizowanej próbce

2222 , CaśrMgCaśrMgśrVVV

1000cm3∙ 1 M EDTA 24 320 mg Mg2+

)( 222 , CaśrMgCaśr

VV ∙0,01M EDTA x

32

2

3

Ca,śrMg,Ca,śrMgmg..................

25

250

M1cm1000

mg24320M01,0)VV(x

222

numer analizy: …………. Zawartość jonów Ca2+……………… oraz Mg2+ ………………w badanej próbie

33

ĆWICZENIE 9

MANGANOMETRYCZNE OZNACZENIE JONÓW Fe2+ W

ANALIZOWANYM ROZTWORZE Oznaczanie zawartości jonów Fe2+ w analizowanej próbie Kolbkę zawierającą jony Fe(II) uzupełnić wodą destylowaną do kreski, następnie zawartość dokładnie wymieszać. Odpipetować 20 cm3 (Vp) analizy do trzech kolbek stożkowych, do każdej dodać ok. 20 cm3 1 M roztworu H2SO4. Miareczkować roztworem KMnO4 z biurety aż do pojawienia się trwałego różowego zabarwienia roztworu. V1= ………. cm3 KMnO4, V2 = ……….. cm3 KMnO4, V3 = ………. cm3 KMnO4

4

3321śr KMnOcm......................

3

VVVV

Podczas oznaczania zachodzi reakcja: 1MnO4

- + 5Fe2+ + 8H+ = 1Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O z reakcji wynika, że 1mol KMnO4 reaguje z 5 molami jonów Fe2+, a zatem zawartość jonów żelaza (II) oblicza się z proporcji: 1000cm3· 1M KMnO4 5 · 55,85g Fe2+

Vśr · 4KMnOmC x g Fe2+

2

3

p

3

kKMnOśrFeg...................

)cm20(V

)cm100(V

1000

85,555CVx 4

4KMnOC -stężenie molowe roztworu KMnO4

Vśr-objętość roztworu KMnO4 zużyta podczas miareczkowania Numer analizy……………. Zawartość jonów Fe2+ w analizie: ……………..g Fe2+