WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII

KIERUNEK: MIKROBIOLOGIA

STUDIA STACJONARNE PIERWSZEGO STOPNIA

ROK I

Zeszyt do ćwiczeń laboratoryjnych z

Chemii Analitycznej

Semestr II

Rok akademicki 2016/17

Ćwiczenia laboratoryjne: Katedra Chemii

Sala 2

Imię i nazwisko studenta

…………………………………

Opracowała:

dr Beata Załęska-Chróst

2

WYDZIAŁ BIOLOGII I BIOTECHNOLOGII

KIERUNEK MIKROBIOLOGIA

HARMONOGRAM ĆWICZEŃ Z CHEMII ANALITYCZNEJ 2016/2017

SEMESTR II

ĆWICZENIE I (3 godz) 7 - 10. 03. 2017

Sprawy organizacyjne, przepisy BHP obowiązujące na pracowni chemicznej.

Metody analizy wagowej. Rodzaje osadów. Reakcje strąceniowe.

ĆWICZENIE II (3 godz) 14 - 17. 03. 2017

Sprawdzian 1

Wagowe oznaczanie wody krystalizacyjnej w uwodnionym siarczanie(VI) miedzi(II).

ĆWICZENIE III (3 godz) 21 – 24. 03. 2017

Sprawdzian 2

Oznaczanie siarczanów(VI) metodą analizy wagowej w postaci BaSO4.

ĆWICZENIE IV (3 godz) 28 - 31. 03. 2017 Analiza miareczkowa. Acydymetria.

Oznaczanie zawartości NaOH w badanej próbie.

ĆWICZENIE V (3 godz) 04 - 07. 04. 2017

Poprawa sprawdzianu 1 lub 2 Analiza miareczkowa. Alkalimetria.

Oznaczanie zawartości kwasów w roztworze.

ĆWICZENIE VI (3 godz) 21.04 (grupa I) – 25.04.2017 (grupaII)

Sprawdzian 3

Konduktometryczne oznaczanie stężenia kwasu octowego w roztworze.

ĆWICZENIE VII (3 godz) 09 - 12. 05. 2017

Poprawa sprawdzianu 1, 2 lub 3

Manganometria. Oznaczanie jonów Fe2+ w roztworze

ĆWICZENIE VIII (3 godz) 23-26. 05. 2017

Sprawdzian 4

Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca 2+ i Mg 2+ w próbie.

Oznaczanie twardości wody.

ĆWICZENIE IX (3 godz) 30.05-2. 06. 2016

Poprawa sprawdzianów 3 lub 4 Jodometryczne oznaczanie jonów Cu2+

ĆWICZENIE X (3 godz) 06 - 09.06. 2017

Odrabianie zaległych ćwiczeń i analiz kontrolnych.

Zaliczanie pozostałych sprawdzianów.

3

MIKROBIOLOGIA

Zagadnienia obowiązujące przy zaliczaniu ćwiczeń:

Sprawdzian 1 Podstawowe pojęcia z chemii analitycznej. Rodzaje analizy chemicznej. Analiza wagowa - rodzaje osadów, właściwości, podstawowe pojęcia. Obliczenia stosowane w analizie wagowej. Obliczenia stechiometryczne. Wydajność reakcji chemicznej. Błąd względny i bezwzględny oznaczenia. Zapisywanie przebiegu reakcji strąceniowych (zapis cząsteczkowy, jonowy, jonowy-skrócony).. Sprawdzian 2

Wyznaczanie wzorów związków empirycznych i rzeczywistych na podstawie ich składu procentowego. Sole bezwodne i hydraty. Iloczyn rozpuszczalności związków. Wytrącanie osadów. Efekt wspólnego jonu, efekt solny. Obliczanie rozpuszczalności substancji w mol/dm3 i w g/dm3 na podstawie iloczynu rozpuszczalności. Rozpuszczalność związków w wodzie, krzywe rozpuszczalności. Przeliczanie rozpuszczalności na stężenie procentowe i odwrotnie. Sprawdzian 3

Przygotowywanie roztworów o określonym stężeniu molowym i procentowym. Przeliczanie stężeń. Obliczanie pH roztworów słabych i mocnych elektrolitów. Zasady oznaczeń alkacymetrycznych. Krzywe miareczkowania. Obliczenia wynikające z analizy miareczkowej – alkacymetria: acydymetria i alkalimetria. Konduktometria. Zasady oznaczeń manganometrycznych. Obliczenia wykorzystywane w ilościowej analizie manganometrycznej. Sprawdzian 4 Kompleksonometria. Obliczenia związane z oznaczaniem jonów wapnia i magnezu oraz innymi oznaczeniami prowadzonymi za pomocą EDTA. Zasady oznaczeń jodometrycznych. Obliczenia wykorzystywane w ilościowej analizie jodometrycznej. Twardość wody, rodzaje oraz sposoby jej usuwania. Obliczenia związane z twardością wody.

LITERATURA

W. Wiśniewski , Majkowska H., „Chemia ogólna nieorganiczna”, UWM Olsztyn 2005.

L. Smoczyński, Wardzyńska R., „Zarys chemii ogólnej i analitycznej”, UWM Olsztyn 2013

J. Minczewski, Marczenko Z „Chemia analityczna 1 i 2”, PWN Warszawa 2008.

Z. Szmal, Lipiec T., „Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej”, PZWL 2002.

[red.] M. Jarosz, ”Nowoczesne techniki analityczne”, PWN, Warszawa 2006

A. Hulanicki, ‘Współczesna chemia analityczna”, Wybrane zagadnienia, PWN W-wa 2001.

A. Śliwa, „Obliczenia chemiczne”, PWN W-wa 1987.

4

ĆWICZENIE I

Strącanie, roztwarzanie i rozpuszczalność osadów, technika sączenia

1. Typy osadów

Przygotuj w statywie 5 czystych probówek i wlej do nich:

I – ok. 2 cm3 rozcieńczonych roztworu BaCl2 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 1M HCl

IV – ok. 2 cm3 rozcieńczonych roztworów FeCl3 i 1M NaOH

V – ok.2 cm3 rozcieńczonych roztworów CuSO4 i 1M NaOH

Jakiego typu osady uzyskałeś?

Uzupełnij tabelę odpowiednimi opisami: krystaliczny (drobno-, grubokrystaliczny),

koloidalny (serowaty, galaretowaty).

Nr probówki Kolor osadu Wzór związku wytrąconego Typ osadu

Zapis cząsteczkowy, jonowy i skrócony-jonowy zachodzących reakcji:

5

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 węglanu dihydroksomiedzi(II) (CuOH)2CO3 zgodnie z

równaniem:

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

Wytrącony osad oddzielić poprzez sączenie przez lejek z sączkiem z bibuły umieszczonym w

statywie. Przesącz zbierać w zlewce.

Jaki kolor ma osad?......................................Jakiego typu jest to osad………………………….

Wytrącony osad przemyj dwukrotnie wodą destylowaną. Osad przenieś do czystej probówki

lub zlewki. Roztwórz wytrącony osad w 1 M HCl zgodnie z równaniem:

(CuOH)2CO3 + 4 HCl → 2 CuCl2 + CO2 + 3 H2O

Obserwuj zachodzące zmiany. Jaki kolor ma uzyskany roztwór?.........................................

3. Roztwarzanie osadu – reguła przekory

Do probówki wlać ok.1 cm3 roztworu AgNO3, a następnie dodać kilka kropli 1M roztworu

HCl. Obserwuj wytrącanie osadu. Zapisz reakcję jonowo i cząsteczkowo:

Następnie dodawać kroplami roztwór wodorotlenku amonu (NH3∙ H2O).

Amoniak wiąże jony Ag+ w kompleks (kation diaminasrebra) naruszając w ten sposób

równowagę dysocjacji powstającego osadu. Układ zachowuje się wówczas wg reguły

przekory La Chateriera-Brauna i „uzupełnia” ubytek związanego w formę kompleksu jonu

srebra(I) poprzez roztworzenie kolejnej porcji osadu.

Napisać równanie zachodzącej reakcji.

4. Roztwarzanie osadów o właściwościach amfoterycznych

Do probówki wprowadzić niewielką ilość 0,5M Cu(NO3)2 i dodać podobną ilość 1M roztworu

NaOH.

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

drugiej 1M HCl. Zaobserwować zachodzące zmiany i zapisać zachodzące reakcje.

6

5. Efekt solny oraz wpływ wspólnego jonu na rozpuszczalność osadów

Do dwóch probówek dodać po 2cm3 0,5M roztworu CaCl2 i 0,5 cm3 2M roztworu H2SO4.

Probówki wstrząsać przez ok. 1 minutę, obserwując powstawanie pierwszych kryształków

osadu. Następnie do probówki pierwszej dodać 2 cm3 1% roztworu Na2SO4, a do drugiej 1% NaCl. Wstrząsać 1 minutę,

Porównać ilości powstałych osadów. Zapisać obserwacje i reakcje powstawania osadów.

6. Wpływ jonów wodorowych na rozpuszczalność osadów

W jednej probówce wytrącić szczawian wapnia(CaC2O4) wprowadzając 2 cm3 roztworu

CaCl2, 1 cm3 wody dest. i 2 cm3 0,25M (NH4)2C2O4. Osad pozostawić do opadnięcia.

Następnie płyn znad osadu oddzielić przez dekantację. Rozdzielić na dwie probówki.

Do pierwszej dodać 2 cm3 1M roztworu HCl, do drugiej – 2 cm3 1M 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:

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.

Wynik zapisać poniżej (odczyty z wagi podawać z dokładnością możliwą dla danej wagi).

Następnie postawić tygiel z solą na siatce nad palnikiem i ogrzewać ok. 20 minut – do zmiany

zabarwienia z niebieskiej na seledynową. Po skończeniu prażenia przenieść (ostrożnie!)

gorący tygiel za pomocą szczypiec (wcześniej ogrzanych w płomieniu palnika) i wstawić do

eksykatora. Poczekać, aż ostygnie. Po wystudzeniu ponownie zważyć tygiel z zawartością na

wadze analitycznej. Ubytek masy przyjmuje się za zawartość wody w uwodnionej soli.

Obliczyć ubytek wody krystalizacyjnej w badanej próbce oraz zawartość procentową wody w

związku, a także ilość moli wody krystalizacyjnej związanej chemicznie z solą CuSO4·nH2O.

Podać względny i bezwzględny błąd oznaczenia.

Obliczenia:

Zawartość wody podaje się w procentach na podstawie różnicy masy substancji przed i po

prażeniu:

masa pustego tygla …………………………………………

masa tygla z CuSO4·nH2O przed prażeniem………………..

masa CuSO4·nH2O (obliczone)…………………………………..

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

masa soli bezwodnej (obliczone)…………………………………

masa wody……………………………………………………….

Zawartość wody krystalizacyjnej w procentach obliczamy według wzoru:

mo - ms

% H2O = * 100%

mo

gdzie:

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

Ustalić wzór hydratu siarczanu (VI) miedzi (II):…………………………………………..

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

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

8

ĆWICZENIE III

Wagowe oznaczanie jonów siarczanowych (VI) w postaci BaSO4

Do oznaczania jonów siarczanowych(VI) stosowana jest metoda wagowa. Oznaczenie polega

na strącaniu siarczanów(VI) na gorąco, w roztworze kwaśnym (HCl), za pomocą chlorku

baru. Wytrąca się trudno rozpuszczalny osad siarczanu(VI) baru.

Wykonanie ćwiczenia:

Otrzymany w kolbie miarowej na 100 cm3 roztwór uzupełnić wodą destylowaną do

kreski i dokładnie wymieszać. Z kolby przenieść 25 cm3 roztworu (pipetą) do zlewki na 250

cm3 i rozcieńczyć wodą destylowaną do ok.50 cm3, dodać ok. 5 cm3 1M HCl i ogrzewać na

siatce prawie do wrzenia.

Jednocześnie do mniejszej zlewki na 100 cm3 odmierzyć cylindrem ok. 40 cm3 0,5 M

BaCl2 i ogrzać do wrzenia. Do gorącego roztworu zawierającego aniony siarczanowe(VI),

dodawać kroplami ciągle mieszając bagietką gorący roztwór BaCl2. Osad utrzymujemy w

temp. ok. 80oC ok. 40 min. 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- (sprawdzamy dodając

roztworu AgNO3 do przesączu). Przemyty osad wysuszyć.

Sączek umieścić we wcześniej zważonym tyglu porcelanowym. Tygiel przenosimy za

pomocą metalowych szczypiec. Osad prażyć w tyglu w płomieniu palnika. Tygiel ostudzić w

eksykatorze i zważyć wraz z zawartością.

Napisać cząsteczkowo i jonowo równanie zachodzącej reakcji. Obliczyć zawartość

jonów SO4 2- w otrzymanym roztworze.

Obliczenia:

masa pustego tygla ………………………………………………

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

masa molowa BaSO4…………………………………………….

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

Zapisać cząsteczkowo i jonowo równanie zachodzącej reakcji oraz obliczyć zawartość

jonów siarczanowych w kolbie, pamiętając o współmierności kolby z pipetą.

9

ĆWICZENIE IV

Acydymetryczne oznaczanie NaOH w analizowanym roztworze

Analiza miareczkowa polega na tym, że do roztworu oznaczanego (analitu)

wprowadza się porcjami równoważną chemicznie ilość roztworu mianowanego - titranta (o

znanym stężeniu). Stężenie oznaczanej substancji oblicza się na podstawie zmierzonej

dokładnie objętości zużytego roztworu o znanym stężeniu.

Do rozpoznania momentu, w którym ilość wprowadzonego mianowanego roztworu

zrównoważyła ilość składnika oznaczanego służy punkt równoważnikowy (PR). W celu

zaobserwowania wzrokowo punktu równoważnikowego do roztworu miareczkowanego

wprowadza się wskaźnik (indykator), który zmienia barwę w chwili zakończenia reakcji

między roztworem mianowanym, a roztworem miareczkowanym. Moment, w którym

indykator zmienia swoje zabarwienie nazywa się punktem końcowym miareczkowania

(PK).

Alkacymetria jest działem analizy miareczkowej, obejmującym : alkalimetrię -

oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym

roztworem zasady, acydymetrię - oznaczanie w roztworze zawartości zasad za pomocą

miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

Oznaczanie zawartości NaOH w analizowanym roztworze

1. Przygotowanie 0,1M roztworu kwasu HCl

Obliczyć, ile cm3 stęż. HCl należy pobrać, aby otrzymać 250 cm3 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.

10

2. Oznaczanie stężenia roztworu kwasu HCl

Mianowanie (dokładne oznaczenie stężenia) przygotowanego ok. 0,1 M roztworu HCl

przeprowadzamy przy użyciu substancji podstawowej, jaką jest wodorowęglan potasu.

Stężenie molowe HCl obliczamy, biorąc za podstawę reakcję:

KHCO3 + HCl KCl + H2O + CO2

Podczas oznaczania stężenia roztworu HCl miareczkowanie przeprowadzamy następująco:

Do 3 kolbek stożkowych pobieramy pipetą po 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 (z dokładnością do 4 miejsca po przecinku), uwzględniając przebieg reakcji

zachodzącej podczas miareczkowania:

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

1000 cm3 ∙ 1 M HCl -------- 1000 cm3 ∙ 1 M KHCO3

Vśr cm3 ∙ x M HCl -------- 25 cm3 ∙ 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 25 cm3 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

11

x=……..g NaOH · Vk/Vp

gdzie: Vk-objetość kolby, Vp-objętość pipety

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

ĆWICZENIE V

Alkalimetria. Oznaczanie zawartości kwasów w roztworze

I. Oznaczanie zawartości kwasu octowego w roztworze.

Oznaczenie zawartości kwasu octowego (CH3COOH) w roztworze oparte jest na

następującej reakcji zobojętniania:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O

Jest to przykład miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą. Produkt reakcji octan sodu -

CH3COONa, jako sól słabego kwasu i mocnej zasady ulega hydrolizie nadając roztworowi

odczyn zasadowy. Jako wskaźnika używamy fenoloftaleiny, która przechodzi w postać

barwną w środowisku alkalicznym.

Wykonanie oznaczenia:

Otrzymany w kolbie miarowej o poj. 100 cm3 roztwór kwasu octowego uzupełnić

wodą do kreski, następnie bardzo dokładnie wymieszać. Do trzech kolbek stożkowych

odmierzyć po jednej objętości pipety (bezpośrednio z kolbki, pipetę przepłukać odmierzanym

roztworem) roztworu CH3COOH oraz dodać po dwie krople fenoloftaleiny – przed

miareczkowaniem roztwory są bezbarwne!

Biuretę uzupełnić roztworem wodorotlenku sodu. Należy pamiętać o „wyzerowaniu” biurety

przed rozpoczęciem każdego miareczkowania. Następnie kolejno miareczkować

przygotowane roztwory oznaczonym wcześniej roztworem NaOH.

Koniec miareczkowania wyznacza pojawienie się różowego (nieznikającego)

zabarwienia.

Zapisać objętości roztworu NaOH zużyte w każdym miareczkowaniu (odczyt z

biurety):

V1 = …………. cm3 V2 = …………..cm3 V3 = ………… cm3

średnia objętość: Vśr=

12

Obliczenia:

Z reakcji wynika, że 1 mol NaOH reaguje z 1 molem CH3COOH (M=60,05 g/mol), dlatego:

1000 cm3 ∙ 1M NaOH ---------- 60,05 g CH3COOH

Vśr.NaOH ∙ Cn NaOH ---------- x g CH3COOH

x= ………g ∙ Vk/Vp

Zawartość CH3COOH w analizowanym roztworze: ………………..g CH3COOH

II. Oznaczanie zawartości kwasu siarkowego (VI) w roztworze.

Otrzymaną w kolbie miarowej analizę uzupełnić wodą destylowaną do kreski i

dokładnie wymieszać. Odpipetować do kolbki stożkowej 25 cm3 roztworu, dodać 2-3 krople

oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem NaOH do zmiany barwy na

żółtą. Wykonać trzy powtórzenia.

Zapisać reakcję zachodzącą podczas analizy, ustalić stosunki molowe i proporcję

(podobnie jak w pkt-cie I), obliczyć i podać zawartość kwasu w całej kolbie. Masę molową

kwasu siarkowego przyjmujemy = 98,08g/mol

13

ĆWICZENIE VI

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 Mn2+ + 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.60oC. 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+ = 2Mn2+ + 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 cm3 ∙5M H2C2O4

Vśr ∙ x M KMnO4 – 25 cm3∙ CnH2C2O4

_______________________________________________________________

x =

gdzie:

x – stężęnie molowe KMnO4

14

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+ → Mn2+ + 5Fe3+ + H2O

MnO4- + 5e →Mn2+ 1

5

Fe2+ → Fe3+ + e 5

Z równania reakcji wynika, że 1mol MnO4- reaguje z 5 molami Fe2+, ilość Fe2+ obliczymy

układając proporcję:

1000cm3 ∙1M KMnO4 − 5∙55,85 g Fe2+

Vśr ∙ Cn KMnO4 − x g Fe2+

x =…… · Vk/Vp Fe2+

gdzie:

Cn – stężenie molowe KMnO4

Vśr- średnia objętość w KMnO4 zużyta podczas miareczkowania

15

Vp- objętość pipety Vk – objętość kolby

Obliczenia:

Numer analizy…… Zawartość jonów Fe2+ w analizie ……..

ĆWICZENIE VII

Konduktometryczne oznaczanie kwasu octowego w roztworze za pomocą

wodorotlenku sodu

Metodami konduktometrycznymi nazywamy metody oparte na pomiarze

przewodnictwa roztworów. Znajdują one zastosowanie w przypadku roztworów

rozcieńczonych, zabarwionych lub mętnych, dla których przeprowadzenie analizy innymi

metodami jest trudne lub niemożliwe.

Badanie przewodnictwa dotyczy przede wszystkim wodnych roztworów elektrolitów,

które charakteryzują się określonym przewodnictwem elektrycznym G, definiowanym jako

odwrotność oporu R

G = 1 / R

Opór elektrolitu jest wprost proporcjonalny do jego długości l i odwrotnie

proporcjonalny do jego przekroju s.

Przewodnictwo właściwe elektrolitu () jest odwrotnością oporu właściwego

elektrolitu. Jest to przewodnictwo elektrolitu zawartego między elektrodami o powierzchni 1

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

16

dysocjacją elektrolitów i wzrastającym oddziaływaniem międzyjonowym. Przewodnictwo

rośnie ze wzrostem temperatury.

Miareczkowanie konduktometryczne polega na pomiarach zmian przewodnictwa

roztworu miareczkowanego. Zmiany te są widoczne wówczas, gdy do roztworu wprowadza

się jony różniące się znacznie ruchliwością od jonów obecnych pierwotnie w roztworze.

Punkt końcowy miareczkowania ustala się graficznie na podstawie wykresu

przedstawiającego zależność przewodnictwa miareczkowanego roztworu od objętości

dodanego odczynnika miareczkującego.

Przykład miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą:

Reakcja kwasu octowego z wodorotlenkiem sodu.

Początkowe zmniejszenie przewodnictwa spowodowane jest wiązaniem niewielkiej ilości

jonów hydroniowych pochodzących ze słabo zdysocjowanego kwasu. Następnie wzrost

przewodności jest wynikiem tworzenia dobrze dysocjującej soli (CH3COONa). Po

przekroczeniu PK następuje silny wzrost przewodnictwa w wyniku pojawienia się jonów

wodorotlenkowych.

Wykonanie ćwiczenia:

1. Otrzymany do analizy roztwór kwasu octowego (w kolbie miarowej na 100 cm3)

rozcieńczyć wodą destylowaną do kreski i wymieszać.

2. Do zlewki o pojemności 250 cm3 odpipetować 10 cm3 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.

17

7. Po zakończeniu ćwiczenia wyłączyć konduktometr i przemyć sondę wodą destylowaną.

Umyć używane szkło laboratoryjne zwracając uwagę, żeby nie wpadło do zlewu mieszadełko

magnetyczne.

8. Wyniki pomiarów zestawić na wykresie i obliczyć stężenie molowe otrzymanego do

analizy kwasu octowego.

ĆWICZENIE VIII

Kompleksonometryczne oznaczenie jonów 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.

18

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.

...............,........., 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 Ca2+

Vśr Ca2+

∙ 0,01 M EDTA x

x=……..mg Ca2+ · Vk/Vp

19

Zawartość jonów Mg2+ w analizowanej próbce

1000cm3∙ 1 M EDTA 24 320 mg Mg2+

(Vśr,Ca2+

Mg2+ – VśrCa

2+)∙0,01M EDTA x

x=……..mg Mg2+ · Vk/Vp

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 cm3 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 dm3wody

V1=……, V2=……….., V3=…….. Vśr=

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

Vśr cm3 0.01M EDTA------x mg CaO

x=……..mg CaO

20

Obliczenia:

Twardość wody =…………………………………oN

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 cm3

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:

21

1000 cm3 * 1M Na2S2O3 - 63,57 g Cu2+

V śr cm3 * Cn Na2S2O3 - x g Cu2+

x = ………..g Cu2+ * Vk/Vp

Cn - stężenie molowe tiosiarczanu sodu

Numer analizy…………………Zawartość Cu2+………………………………..