1

WYDZIAŁ BIOINŻYNIERII ZWIERZĄT

Makrokierunek: Bioinżynieria produkcji

żywności

Program ćwiczeń z chemii ogólnej w roku

akademickim 2014/2015

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 ogólnej w roku akademickim 2014/2015 w semestrze zimowym

ogółem 30 godzin lekcyjnych, 10 spotkań.

Ćwiczenie 1 (3h) 16 październik 2014 r. Sprawy organizacyjne. Regulamin pracowni. Przepisy BHP. Zapoznanie się ze sprzętem

laboratoryjnym. Wybrane metody otrzymywania kwasów zasad i soli. Badanie właściwości

amfoterycznych wodorotlenków.

Ćwiczenie 2 (3h) 23 październik 2014 r.

Sprawdzian1

Reakcje utleniania i redukcji. Wpływ środowiska na redukcję jonu manganianowego(VII)

MnO4-. Reakcje hydrolizy wybranych soli.

Ćwiczenie 3 (3h) 30 październik 2014 r.

Sprawdzian 2

Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów.

Ćwiczenie 4 (3h) 6 listopad 2014r.

Poprawa sprawdzianów 1 i 2

Reakcje charakterystyczne wybranych anionów.

Ćwiczenie 5 (3h) 20 listopad 2014 r.

Sprawdzian 3

Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. Ph mocnych i słabych elektrolitów –

obliczenia.

Ćwiczenie 6 (3h) 27 listopad 2014 r. Analiza miareczkowa acydymetryczna:

-przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego

-ilościowe oznaczanie NaOH w analizowanej próbie.

Ćwiczenie 7 (3h) 4 grudzień 2014 r.

Sprawdzian4

Przygotowanie oraz pomiar pH roztworów buforowych.

Ćwiczenie 8 (3h) 11 grudzień 2014 r.

Poprawa sprawdzianów 3 i 4

Redoksymetria. Manganometryczne oznaczenie jonów Fe2+

w analizowanej próbie.

Ćwiczenie 9 (3h) 18 grudzień 2014 r.

Sprawdzian 5

Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca2+

obok jonów Mg 2+

w analizowanym roztworze.

Ćwiczenie 10 (3h) 8 styczeń 2015 r.

Odrabianie i zaliczanie zaległych ćwiczeń. Wpisy do indeksów.

5

ZAGADNIENIE OBOWIĄZUJĄCE PRZY ZALICZANIU SPRAWDZIANÓW

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 całkowitego i stopniowego zobojętniania (zapis

wyłącznie cząsteczkowy)

SPRAWDZIAN 2. Reakcje strącania osadów- reakcje w zapisie cząsteczkowym i jonowym.

Właściwości amfoteryczne wybranych tlenków i wodorotlenków: PbO, ZnO, Al.2O3, Cr2O3,

Pb(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 . Hydroliza soli – definicja oraz umiejętność pisania

reakcji hydrolizy stopniowej.

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. ♦ Obliczanie pH roztworów mocnych i słabych kwasów i zasad.

♦ Podstawy analizy alkacymetrycznej, zadania:

-ustalanie dokładnego stężenia roztworu HCl na roztwór substancji podstawowej KHCO3,

-obliczenia dotyczące oznaczeń alkacymetrycznych.

SPRAWDZIAN 5.

♦ Podstawy analizy manganometrycznej, zadania:

-ustalenie miana KMnO4 na roztwór H2C2O4

-oznaczenie jonów Fe2+

w analizie za pomocą mianowanego roztworu KMnO4

♦ Reakcje utleniania i redukcji w zapisie cząsteczkowym i jonowym

♦ Nazewnictwo związków kompleksowych. Podstawy oznaczeń komploksonometrycznych:

oznaczanie zawartości jonów Ca2+

obok Mg2+

- zadania rachunkowe. Roztwory buforowe,

rodzaje i zasada ich działania. Proste obliczanie dotyczące pH mieszanin buforowych.

LITERATURA:

1. Wiśniewski W., Makowska H., Chemia ogólna nieorganiczna skrypt UWM

2. Karczyński F., Ciecierski B., Pliszka B., Podstawy chemii z ćwiczeniami, skrypt

UWM

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

PZWL

4. 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) Mn2O7 tlenek manganu(VII) MnO4- manganianowy(VII)

H2MnO4 kwas manganowy(VI) MnO3 tlenek manganu(VI) MnO4- 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”

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

7

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)

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(III)

8

PRZYKŁADY ZADAŃ DO SAMODZIELNEGO ROZWIĄZANIA

R O Z T W O R Y - STĘŻENIA

1. Ile gramów glukozy i ile gramów wody należy użyć w celu sporządzenia 500 g

15 % roztworu glukozy? (75 g glukozy; 425 g wody)

2. Ile g Na2CO3∙10H2O należy odważyć aby przygotować 400 g 2 % roztwory

bezwodnej soli? (21,58 g hydratu)

3. Obliczyć Cp roztworu otrzymanego po rozpuszczeniu 35 g substancji w 150 cm3

alkoholu etylowego o d = 0,78 g∙cm-3

. (23,03 %)

4. W 2 kg wody rozpuszczono 200 g ZnCl2 zawierającego 3 % zanieczyszczeń.

Obliczyć Cp roztworu ZnCl2. (8,82 %)

5. Ile g NaOH zawierającego 5 % zanieczyszczeń należy rozpuścić w wodzie aby

otrzymać 400 g roztworu o stężeniu 10 % ? (42,1 g )

6. Ile g krystalicznego jodu i ile cm3 alkoholu etylowego o d = 0,78 g ∙ cm

-3 potrzeba

do przygotowania 15 g 10 % roztworu ? (1,5 g jodu, 17,3 cm3 etanolu)

7. W 250 cm3 roztworu o d = 1,02 g ∙ cm

-3 znajduje się 15,3 g H2O2. Obliczyć Cp

roztworu. (6 %)

8. Do 1 kg wody dodano 50 g hydratu CuSO4 ∙ 5 H2O. Obliczyć Cp bezwodnej soli w

roztworze. (3,05 %)

9. Ile moli KOH potrzeba do przygotowania 200 g 5 % roztworu tej zasady ? (0,18

mola)

10. W jakiej objętości roztworu 1,5 M znajduje się 15,8 KMnO4. (66,67 cm3)

11. Do 150 g H2O dodano 50 g CaCl2. Gęstość otrzymanego roztworu wynosi

d = 1,23 g ∙ cm-3

. Obliczyć Cm i Cp. (2,77 M; 25 %)

12. Ile g NaMnO4 zawierającego 10 % zanieczyszczeń potrzeba do przygotowania 200

cm3 0,1 M roztworu tej soli ? (3,16 g)

13. W 0,6 dm3 0,2 M roztworu znajduje się 4,8 g pewnej substancji. Obliczyć masę

molowa tej substancji. (40 g/mol)

14. W 1000 cm3 roztworu o d = 1,06 g ∙ cm

-3 znajduje się 106 g H2SO4. Obliczyć Cp i

Cm roztworu. (10 %; 1,08 M)

15. 448 dm3 amoniaku odmierzonego w warunkach normalnych rozpuszczono w

1 dm3 wody. Gęstość roztworu przyjąć d = 1 g ∙ cm

-3. Obliczyć Cp i Cm

otrzymanego roztworu. (25,4 %; 14,9 M)

9

16. Do 1 kg wody dodano 250 g FeSO4 ∙ 2 H2O. Gęstość sporządzonego roztworu

wynosi d = 1,15 g ∙ cm-3

. Obliczyć Cp i Cm FeSO4 w roztworze. (16,2 %; 1,22 M)

17. Do 20 g 40 % roztworu HNO3 dodano wody i sporządzono 250 cm3 roztworu.

Gęstość otrzymanego roztworu wynosi d = 1,18 g ∙ cm-3

. Obliczyć Cp i Cm

roztworu. (2,71 %; 0,51 M)

18. W 1 cm3 roztworu znajduje się 2 mg KHCO3. Obliczyć Cm tego roztworu.

(0,02 M)

19. Roztwór zawiera 1,2 milimola NaOH w 1 cm3 roztworu. Obliczyć Cm tego

roztworu. (1,2 M)

20. Obliczyć Cm H2O2 w wodzie utlenionej, wiedząc, że 100 cm3 roztworu zawiera

4,04 g tego nadtlenku. (1,19 M)

21. Zmieszano 10 dm3 wodoru oraz 5 dm

3chloru (warunki normalne). Po

zakończeniu reakcji powstały gaz wprowadzono do wody, otrzymując 200 cm3

roztworu kwasu solnego. Obliczyć Cm powstałego roztworu. (2,23 M)

22. Do kolby o pojemności 250 cm3 przeniesiono 50 cm

3 20 % roztworu HCl o

gęstości d = 1,1 g ∙ cm-3

. Kolbę uzupełniono wodą do kreski. Gęstość otrzymanego

roztworu przyjąć 1 g ∙ cm-3

. Obliczyć Cm i Cp otrzymanego roztworu. (1,21 M;

4,4 %)

23. Ile g MgCl2 znajduje się w 1,5 dm3 0,1 M roztworu tej soli ? (14,25 g)

24. Analiza chemiczna wykazała, że w 20 kg winogron znajduje się 0,008 g fruktozy.

Obliczyć stężenie fruktozy w ppm i Cp. (0,4 ppm; 0,00004 %)

25. W 100 g ziemniaków znajduje się 11 mg witaminy C. Obliczyć zawartość tej

witaminy w ppm oraz Cp. (110 ppm; 0,011 %)

26. Ile kg jonów Pb2+

znajduje się w 1,5 tony agrestu, jeśli ustalono, ze stężenie tego

toksycznego pierwiastka w owocach agrestu wynosi 7 ppm. (10,5 kg)

27. Jaką objętość 55 % roztworu H2SO4 o d = 1,34 g ∙ cm-3

należy użyć w celu

przygotowania 250 cm3 0,15 M roztworu tego kwasu. (4,99 cm

3)

28. Student ma za zadanie przygotować 1 dm3 0,1 M roztwór NaOH. W laboratorium

ma do dyspozycji 35 % roztwór tej substancji o d = 1,38 g ∙ cm-3

. Jaką objętość

stężonego NaOH powinien użyć ? (8,3 cm3)

29. Do 50 g 3 % roztworu NH3∙H2O dodano 70 g 2 % roztworu tej samej zasady.

Obliczyć Cp otrzymanego roztworu. (2,4 %)

30. 10 g 16% roztworu CH3COOH rozcieńczono wodą do objętości 2,5 dm3.

Obliczyć:

10

a) Cm otrzymanego roztworu

b) Cp, jeśli gęstość otrzymanego roztworu wynosi d = 1,06 g/cm3.

c) stężenie wyrażone w ppm.

(0,06 %; 600 ppm; 0,011 M)

31. W 500 cm3 roztworu znajduje się 200 mg Ag

+ . Obliczyć:

a) Cm jonów Ag+ w roztworze

b) Cp, jeśli gęstość roztworu wynosi d = 1,03 g/cm3.

c) stężenie wyrażone w ppm.

(0,039 %; 390 ppm; 0,004 M)

32. Jaką objętość wody należy dodać do 250 g 4 % roztworu HNO3 aby powstał 1,8 %

roztwór tego kwasu ? (305,6 cm3)

33. Do 450 cm3 13 % roztworu HCl o d = 1,1 g ∙ cm

-3 dodano 200 g 5 % roztworu

tego kwasu. Obliczyć Cp po zmieszaniu. (10,7 %)

34. Zmieszano 100 cm3 2 M roztworu CH3COOH oraz 400 cm

3 3 M roztworu

CH3COOH. Obliczyć Cm tego roztworu oraz Cp jeśli gęstość tego roztworu

wynosi d = 1,1 g ∙ cm-3

. (2,8 M; 15,3 %)

35. Obliczyć jaką objętość wody należy dodać do 500 cm3 3 M roztworu kwasu

azotowego(V) aby otrzymać 2 M roztwór tego kwasu ? (250 cm3)

36. Jakie masy 50 % oraz 10 % H2SO4 należy połączyć aby przygotować 750 g 15 %

roztworu tego kwasu ? (93,8 g 50 %; 656,2 g 10 %)

37. Jakie objętości 5 M oraz 1 M roztworów KOH należy połączyć aby sporządzić

250 cm3 2 M roztworu tej zasady ? (62,5 cm

3 5 M; 187,5 cm

3 1 M)

38. Ile g wody należy odparować z 1000 g 3 % roztworu KCl aby otrzymać 12 %

roztwór tej soli ? (750 cm3)

39. W jakim stosunku objętościowym i wagowym należy połączyć 10 M roztwór

HNO3 o d = 1,28 g ∙ cm-3

oraz 2 M roztwór HNO3 o d = 1,07 g ∙ cm-3

aby

przygotować 5 M roztwór tego kwasu ? (3 :5 cz. obj.; 3,84 : 5,35 cz. wag.)

40. W jakim stosunku wagowym i objętościowym należy połączyć 55 % roztwór

H2SO4 o d = 1,45 g ∙ cm-3

oraz 5 % roztwór H2SO4 o d = 1,03 g ∙ cm-3

aby

powstał 12 % roztwór tego kwasu ? (7 : 43 cz. wag.; 4,83 : 41,74 cz. obj.)

41. Do jakiej objętości należy rozcieńczyć 75 g 55 % roztwór H2SO4 aby przygotować

1 M roztwór tego kwasu? (420,9 cm3)

42. 10 cm3 20 % roztworu NaOH o d = 1,22 g ∙ cm

-3 rozcieńczono wodą i

sporządzono ostatecznie 500 cm3 roztworu. Obliczyć Cm. (0,122 M)

11

E L E K T R O L I T Y M O C N E

1. Obliczyć pH oraz pOH a. 0.004 M HNO3 (pH = 2,39; pOH = 11,61)

b. 0,0003 M H2SO4 (pH = 3,22; pOH = 10,78)

c. 0,02 M NaOH (pH = 12,31; pOH = 1,69)

d. 0,04 M Ca(OH)2 (pH = 12,91; pOH = 1,09)

2. W 200cm3

roztworu znajduje się 0,112g KOH. Obliczyć pH oraz pOH tego

roztworu. ( pOH = 2, pH = 12)

3. W 2 dm3 roztworu znajduje się 0,49 g H2SO4. Obliczyć wykładnik stężenia

jonów wodorowych. ( pH = 2,3)

4. Ile mg HCl znajduje się w 500cm3 roztworu tego kwasu o pH=2. (182,5 mg)

5. Obliczyć pH 0,02M roztworu NaOH zdysocjowanego w 90%. (pH=12,26)

6. Do 300cm3 0,2M roztworu HClO4 dodano 1300cm

3 wody. Obliczyć Cm kwasu po

rozcieńczeniu oraz pH i pOH powstałego roztworu. (Cm = 0,03 M, pH = 1,52)

7. Do 200 cm3 roztworu HNO3 o pH = 1 dodano 400 cm

3 roztworu HNO3 o pH = 2.

Obliczyć Cm oraz pH roztworu po zmieszaniu. (Cm = 0,04 M, pH = 1,4)

8. Obliczyć ile g Ca(OH)2 znajduje się w 1 dm3 roztworu o pH = 12,5. (1,1692 g)

9. Obliczyć w miligramach zawartość HNO3 w 0,25 dm3

roztworu tego kwasu o pH =

1,5. (497,7 mg)

10. Obliczyć pH oraz pOH roztworu HCl o stężeniu procentowym Cp = 1,5% i d = 1,05

g/cm3. (Cm = 0,4315 M, pH = 0,36, pOH = 13,64)

11. Do 350 cm3 0,2 M HCl dodano 150 cm

3 0,1 M KOH. Obliczyć, który z reagentów

pozostał po reakcji oraz pH roztworu po reakcji. (pH = 0,96)

12. Do 25 cm3 0,15 M HNO3 dodano 175 cm

3 0,2 M NaOH. Obliczyć pH roztworu po

reakcji. (pH = 13,2)

E L E K T R O L I T Y S Ł A B E

1. Obliczyć pH 0,05 M roztworu HCOOH o K = 1,6 · 10-4

. (pH = 2,55)

2. Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych w roztworze HNO2. Stopień

dysocjacji α = 0,5 % a K = 4,6 · 10-4

. (pH = 1,04)

12

3. Obliczyć stopień dysocjacji α w roztworze słabego kwasu jednoprotonowego o pH =

3 i K = 1,8 · 10-5

. (α = 0,018)

4. Do 500 cm3 0,25 M NH3 · H2O dodano 1500 cm

3 H2O. Obliczyć pH roztworu po

rozcieńczeniu. K = 1,8 · 10-5

. (Cm = 0,0625 M; pH = 11,03)

5. Obliczyć pOH oraz pH 0,05 M roztworu NH3·H2O, jeśli stopień dysocjacji α =

0,75%. (pH = 10,6; pOH = 3,4)

6. Obliczyć stałą dysocjacji K słabego kwasu jednowodorowego, jeżeli wiadomo że pH

= 3 i Cm 0,25 M. (K = 4 ∙ 10-6

)

7. Obliczyć pH roztworu kwasu fluorowodorowego o K = 6,3 · 10-4

, gdzie stopień

dysocjacji α = 2,5 %. (pH = 1,6)

8. Obliczyć stopień dysocjacji α w roztworze słabego kwasu HCN o pH = 5 i

K=7,5∙10-10

. (α = 0,0075 %

A L K A C Y M E T R I A

1. 2,6685 g KHCO3 przeniesiono ilościowo do kolbki miarowej o pojemności 250 cm3.

Kolbkę uzupełniono wodą do kreski. Pobrano 20 cm3 tak przygotowanego roztworu i

miareczkowano wobec oranżu metylowego za pomocą 21 cm3 roztworu HCl.

Obliczyć Cm KHCO3 oraz Cm HCl i miano HCl. (Cm KHCO3 = 0,1067 M, Cm

HCl = 0,1016 M, THC = 3,7 · 10-3

g/cm3)

2. Na zmiareczkowanie 25 cm3 0,0988 M roztworu KHCO3 w obecności oranżu

metylowego zużyto 22 cm3 roztworu HCl. Obliczyć Cm oraz miano THCl roztworu

HCl. (Cm = 0,1123 M, THC l= 4,09 · 10-3

g/cm3)

3. Z kolbki o poj. 100 cm3 zawierającej KOH do analizy pobrano 20 cm

3 i

miareczkowano wobec fenoloftaleiny zużywając 11 cm3 0,1124 M roztworu H2SO4.

Obliczyć ile gram zasady znajdowało się w kolbce. (0,6924g)

4. Z kolbki o poj. 250 cm3 zawierającej CH3COOH do analizy pobrano 25 cm

3 i

miareczkowano wobec wskaźnika zużywając 8 cm3 0,0900 M roztworu NaOH.

Obliczyć ile mg kwasu było w kolbce. (432 mg)

5. Ile cm3 0,55 M roztworu HCl potrzeba na odmiareczkowanie 250 g 0,6% roztworu

NaOH. (68,2 cm3)

6. 10 cm3 roztworu Ca(OH)2 zmiareczkowano wobec wskaźnika za pomocą 15 cm

3

0,12 M roztworu HNO3. Obliczyć Cm Ca(OH)2. (Cm = 0,0900M)

7. 1,7200 gramową naważkę sody umieszczono w kolbce o poj. 250 cm3 i uzupełniono

wodą do kreski. Do analizy pobrano 25 cm3 i miareczkowano wobec oranżu

13

metylowego zużywając 19 cm3 0,1250 M roztworu HCl. Obliczyć procentową

zawartość Na2CO3. (73,19 %)

8. Na zmiareczkowanie analizy zawierającej Ca(OH)2 zużyto 23 cm3 0,0952 M

roztworu HCl. Obliczyć zawartość zasady w analizie. (0,0810 g)

9. Jaką objętość HNO3 o pH = 1,5 zużyje się na całkowite zobojętnienie analizy Na

zmiareczkowanie 20 cm3 10 % roztworu CH3COOH o d = 1,06 g/cm

3 zużyto 53,6

cm3 roztworu NaOH. Obliczyć Cm roztworu NaOH. (0,6592 M)

10. Ile mg Ba(OH)2 można zobojętnić za pomocą 21 cm3 roztworu HCl o pH = 1.

(179,55 mg)

11. Obliczyć % zawartość Na2CO3 w roztworze, jeśli na miareczkowanie 40 cm3 tego

roztworu zużyto 45 cm3 roztworu HCl o mianie 9,125 ∙ 10

-3 g/cm

3. Gęstość Na2CO3

d = 1,03 g/cm3. (1,45 %)

R O Z T W O R Y B U F O R O W E

1. Jakie jest pH roztworu buforowego otrzymanego przez zmieszanie 50 cm3 NH3·H2O

o stężeniu 0,2 M oraz 50 cm3 roztworu NH4Cl o stężeniu 0,2 M. K = 1,8 · 10

-5 (pH =

9,24)

2. Zmieszano 250 cm3 0,2 M NH3·H2O oraz 120cm

3 0,4 M roztworu NH4Cl. Obliczyć

pH mieszaniny, K = 1,8 · 10-5

. (pH = 9,26)

3. Połączono 36 cm3 0,2 M roztworu CH3COOH i 50 cm

3 0,18 M roztworu CH3COOK.

Obliczyć pH tej mieszaniny. K = 1,76 · 10-5.

(pH = 4,84)

4. W 2 dm3 roztworu znajduje się 42 g NaHCO3 oraz 26,5 g Na2CO3. Obliczyć pH tej

mieszaniny wiedząc że K = 4,4 · 10-11

. (pH = 10,06)

5. W 0,5 dm3 roztworu znajduje się 0,2 mola CH3COOH oraz 8,2 g CH3COONa.

Obliczyć pH tej mieszaniny wiedząc że stała dysocjacji kwasu octowego wynosi

K = 1,8 · 10 -5

. Jak zmieni się pH mieszaniny po dodaniu 5 dm3 wody? (pH = 4,44)

6. W 100 cm3 roztworu buforowego znajduje się 0,7 g NH3 · H2O oraz 2,14 g NH4Cl.

Obliczyć pH mieszaniny, K = 1,8 · 10-5

. (pH = 8,95)

14

7. W 1 dm3 roztworu znajduje się 12 g CH3COOH oraz 8,2 g CH3COONa. K =1,8 ·10

-

5. Obliczyć pH roztworu. (pH = 4,44)

8. Do 400 cm3 0,2 M roztworu CH3COOH dodano 500 cm

3 0,1 M roztworu

CH3COONa. K = 1,76 · 10-5

.

Obliczyć:

a. pH mieszaniny buforowej. (pH = 4,55)

b. zmianę pH mieszaniny po dodaniu 5 cm3 0,1 M roztworu NaOH. (pH = 4,56)

c. zmianę pH mieszaniny po dodaniu 2 cm3 1 M roztworu HCl.(pH = 4,52)

9. Ile moli a ile gram CH3COOK trzeba dodać do 100 cm3 0,5 M roztworu CH3COOH

celem sporządzenia roztworu buforowego o pH = 4,5. K = 1,8 · 10-5

. (0.028 mola;

6,7 2g)

KOMPLEKSOMETRIA, TWARDOŚĆ WODY

1. Na zmiareczkowanie 100 cm3 wody wobec CT zużyto 19 cm

3 0,01 M roztworu

EDTA, a na oznaczenie tej samej wody wobec mureksydu zużyto 6 cm3 0,01 M

EDTA. Obliczyć ile mg jonów Ca2+

oraz Mg2+

znajduje się w 1 dm3 tej wody.

Obliczyć też TC tej wody w oN. (24 mg Ca

2+; 31,2 mg Mg

2+; TC = 10,6

oN)

2. Z kolby o poj. 500 cm3 zawierającej CaSO4 oraz MgSO4 pobrano 25 cm

3 i

miareczkowano wobec CT zużywając 20 cm3 0,01 M EDTA. Następnie pobrano

ponownie 25 cm3 tej samej analizy i miareczkowano wobec mureksydu zużywając

11 cm3 0,01 M EDTA. Obliczyć ile mg CaSO4 i MgSO4 znajduje się w kolbce. (299

mg CaSO4; 216 mg MgSO4)

3. Próbkę minerału o masie 2,0 g zawierającą chlorki wapnia oraz magnezu

rozpuszczono w wodzie i sporządzono 250 cm3 analizy. Pobrano dwa razy po 25 cm

3

tego roztworu i jedną porcję miareczkowano wobec CT zużywając 36 cm3 0,015 M

roztworu EDTA, a drugą porcję wobec mureksydu zużywając 12 cm3 0,015 M

roztworu EDTA. Obliczyć % zawartość CaCl2 oraz MgCl2 w minerale. (CaCl2 –

0,1998 g, 9,99%; MgCl2 -0,342 g, 17,1%)

15

4. Odważkę gliny zawierającą tlenki wapnia i magnezu o masie 1,0205 grama

przeprowadzono do roztworu. Otrzymany roztwór rozcieńczono do objętości 200

cm3. Pobrano dwa razy po 50 cm

3 tego roztworu. Jedną porcję miareczkowano

wobec CT za pomocą 18,26 cm3

0,01 M EDTA. Drugą porcję wobec mureksydu

zużywając 10,05 cm3 0,01 M EDTA. Obliczyć procentowe zawartości CaO oraz

MgO w glinie. (1,3% MgO; 2,21% CaO)

5. Z kolbki o poj 250 cm3 zawierającej jony Al

3+ pobrano 25 cm

3 analizy i

miareczkowano wobec wskaźnika zużywając 27,5 cm3 0,0128 M roztworu EDTA.

Obliczyć zawartość jonów Al3+

w kolbce. (0,9504 g)

6. Próbkę stopu glinowo – cynkowego o masie 0,7405 g w przeniesiono do roztworu.

Po oddzieleniu glinu roztwór miareczkowano za pomocą 46,8 cm3 0,0105 M

roztworu EDTA. Obliczyć skład procentowy stopu. (95,66 % glinu; 4,34 % cynku)

MANGANOMETRIA

1. Na miareczkowanie 25 cm3 0,0498 M roztworu H2C2O4 w środowisku kwaśnym

zużyto 23,7 cm3 roztworu KMnO4. Obliczyć Cm oraz t miano KMnO4. (0,0210 M;

3,32 ∙10-3

g/cm3 )

2. Naważkę 3,86 g H2C2O4 · 2 H2O rozpuszczono w wodzie i przeniesiono do kolby

miarowej o pojemności 250 cm3. Do analizy pobrano 25 cm

3 tak przygotowanego

roztworu i miareczkowano w środowisku kwaśnym za pomocą 21 cm3 roztworu

KMnO4. Obliczyć Cm roztworów kwasu szczawiowego oraz manganianu (VII)

potasu. (0,1225 M H2C2O4 ∙ 2 H2O; 0,0584 M KMnO4)

3. Obliczyć Cm oraz T miano roztworu KMnO4 jeżeli na miareczkowanie 0,1250 g

H2C2O4 ∙ 2 H2O zużyto 36,2 cm3 roztworu KMnO4. (0,0109 M; 1,7 ∙ 10

-3 g/cm

3)

4. Odważkę chemicznie czystego szczawianu sodu o masie 0,1133 g przeprowadzono

do roztworu i miareczkowano w śr kwaśnym zużywając 20,75 cm3 roztworu KMnO4

Obliczyć Cm KMnO4 oraz jego miano. (0,0163 M; 2,57 ∙ 10-2

g/cm3)

5. Jaką objętość 0,02 M roztworu KMnO4 zużyje się na miareczkowanie:

a) roztworu zawierającego 0,4000 g Na2C2O4, (59,7 cm3)

b) 0,8 g próbki rudy zawierającej 50 % Fe2+

. (71,62 cm3)

16

6. Z kolby o poj. 100 cm3 zawierającej jony Fe

2+ do analizy pobrano 25 cm

3 i

miareczkowano w śr. kwaśnym zużywając 6,5 cm3 0,0205 M roztworu KMnO4.

Obliczyć ile gram Fe2+

było w kolbce. (0,1492 g)

7. Na zmiareczkowanie roztworu zawierającego FeSO4 w śr. kwaśnym zużyto 14,2 cm3

0,0350 M roztworu KMnO4. Obliczyć ile gram siarczanu(VI) żelaza(II) znajdowało

się w roztworze. (0,3777 g)

8. 14 gramową próbkę rudy zawierającą w swoim składzie FeO rozpuszczono w wodzie,

umieszczono w kolbie o poj. 2 dm3 i uzupełniono woda do kreski. Do analizy pobrano

50 cm3 i miareczkowano w śr. kwaśnym zużywając 18 cm

3 0,0500 M KMnO4.

Obliczyć procentową zawartość tlenku żelaza(II) w rudzie. (12,96 g; 92,57 %)

9. 7 gramową próbkę minerału zawierającego FeSO4 umieszczono w kolbie o poj.

500 cm3 i uzupełniono wodą do kreski. Pobrano 25 cm

3 i zmiareczkowano w śr.

kwaśnym za pomocą 14,5 cm3 0,0200 M roztworu KMnO4. Obliczyć procent FeSO4 w

minerale. (4,408 g; 62,97 %)

10. Jaką objętość 0,0550 M roztworu KMnO4 zużyje się na zmiareczkowanie 1,52

gramowej próbki rudy zawierającej 32 % żelaza? (31,58 cm3)

17

ĆWICZENIE 1

WYBRANE METODY OTRZYMYWANIA KWASÓW ZASAD I SOLI

Otrzymywanie wodorotlenków

1. Reakcja metali aktywnych np. Na, K, Ca, z wodą

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:

2. Otrzymywanie słabych wodorotlenków np. Fe(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, NH3∙H2O z ich

soli.

a) Do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu Fe(NO3)3 lub FeCl3 i dodać taką samą

objętość 1 M roztworu NaOH.

Cząsteczkowy i jonowy zapis reakcji chemicznej, obserwacje:

b) Do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu CuSO4 lub CuCl2 i dodać taką samą

objętość 1 M roztworu NaOH.

Cząsteczkowy i jonowy zapis reakcji chemicznej, obserwacje:

c) Do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu (NH4)2SO4 i dodać taką samą objętość

1 M roztworu NaOH. Produkt zidentyfikować po zapachu.

Cząsteczkowy i jonowy zapis reakcji chemicznej, obserwacje:

Otrzymywanie kwasów z ich soli

Wypieranie słabych kwasów z ich soli.

Mocne kwasy HCl, HNO3, H2SO4 wypierają słabe kwasy CH3COOH, H2O·CO2 z ich soli.

a) do probówki wlać ok. 2 cm3 roztworu Na2CO3 oraz taką samą objętość 1 M

roztworu H2SO4

Cząsteczkowy i jonowy zapis reakcji chemicznej i obserwacje:

b) do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu CH3COONa i taką samą objętość 1 M

roztworu HCl.

Cząsteczkowy i jonowy zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

18

Otrzymywanie soli – wybrane metody

Reakcje strącania

Do probówek wlać po ok. 2 cm3 1 M roztworów następujących związków chemicznych

1. Reakcja soli z kwasem

a) AgNO3 + HCl →

zapis reakcji obserwacje:

b) BaCl2 + H2SO4 →

Zapis reakcji i obserwacje

2. Reakcja między dwiema solami

a) Na2CO3 + CuCl2 →

zapis reakcji i obserwacje:

b) Pb(NO3)2 + K2CrO4 →

zapis reakcji i obserwacje:

Badanie właściwości amfoterycznych wodorotlenków

Do probówki zawierającej 2 cm3 1 M roztwór Zn(NO3)2 dodać kroplami 1 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:

19

ĆWICZENIE 2

REAKCJE UTLENIANIA I REDUKCJI. HYDROLIZA SOLI

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) 1 M roztworu H2SO4, b) wody destylowanej, c) 2 M roztworu NaOH.

Następnie do każdej z probówek wkraplać rozcieńczony roztwór KMnO4.

Cząsteczkowy zapis przebiegu reakcji chemicznych oraz obserwacje:

a) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 →

b) KMnO4 + Na2SO3 + H2O →

c) KMnO4 + Na2SO3 + NaOH →

Jonowy zapis przebiegu reakcji chemicznych oraz obserwacje:

a) MnO4- + SO3

2- + H

+ →

b) MnO4- + SO3

2- + H2O →

c) MnO4- + SO3

2- + OH

- →

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 1 M H2SO4

b) do drugiej probówki 2 cm3 1 M CH3COOH

Następnie do każdej z probówek dodać taką samą objętość roztworu KBr.

zapis jonowy reakcji i obserwacje:

20

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 cm

3 1 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 cm

3 1 M roztworu

H2SO4 i kilka kropli rozcieńczonego roztworu KMnO4.

Zapis jonowy reakcji i obserwacje:

4. Hydroliza soli

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 nie zdysocjowane.

ORANŻ METYLOWY – wskaźnik dwubarwny, posiada formę przejściową – pomarańczową

FENOLOFTALEINA – wskaźnik jednobarwny

Tabela nr. 1

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

21

Wykonanie doświadczenia:

Do trzech probówek wsypać szczyptę badanej soli, każdą rozpuścić w niewielkiej ilości wody

oraz zbadać odczyn roztworów tych soli za pomocą papierka wskaźnikowego, oranżu

metylowego i fenoloftaleiny. Reakcje przeprowadzić kolejno z solami: węglanem sodu,

chlorkiem cyny(II), octanem amonu oraz chlorkiem sodu. W celu zanotowania obserwacji

sporządzić tabelkę.

Tabela nr. 2

Wskaźnik

Sól

Oranż metylowy Fenoloftaleina Papierek

wskaźnikowy

Odczyn roztworu

Na2CO3

SnCl2

CH3COONH4

NaCl

Opracowanie ćwiczeń powinno zawierać:

Napisanie wszystkich reakcji utleniania i redukcji w zapisie cząsteczkowym i

jonowym.

Uzupełnienie tabeli nr. 2.

Napisanie reakcji hydrolizy badanych soli.

22

ĆWICZENIE 3

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+, Hg2

2+, Pb

2+. 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+

, Mn2+

, 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

1 M roztwór mocnej zasady do momentu uzyskania osadu. Probówkę z osadem wstawić do

łaźni wodnej.

zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

23

b) Reakcja z roztworem zasady amonowej NH3 ∙H2O

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli miedzi(II) dodawać kroplami 1 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 1 M wodnego

roztworu amoniaku do momentu wytrącenia osadu.

zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

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:

24

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 manganu(II) Mn2+

. a) Reakcja z mocną zasadą KOH lub NaOH

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli jonów manganu(II) dodać taką samą

objętość roztworu mocnej zasady.

zapis przebiegu reakcji chemicznej i obserwacje:

b) Reakcja z roztworem zasady amonowej NH3 ∙H2O

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu soli manganu(II) dodać 1 M wodnego roztworu

amoniaku.

zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

c) reakcja Cruma.

Do probówki zawierającej kilka kropli mocno rozcieńczonego roztworu soli manganu(II)

dodać 2 – 3 krople wody destylowanej, małą ilość PbO2 oraz 2 - 3 cm3 rozcieńczonego HNO3.

probówkę ogrzewamy ostrożnie w łaźni wodnej do wrzenia. Po opadnięciu osadu i

ewentualnym rozcieńczeniu roztworu wodą obserwujemy fioletowe zabarwienie pochodzące

od jonów MnO4-.

Opisać obserwacje i na podstawie bilansu elektronowego dobrać współczynniki do reakcji:

Mn2+

+ PbO2 + H+ → MnO4

- + Pb

2+ + H2O

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:

25

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:

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

1 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+

.

26

ĆWICZENIE 4

ANALIZA JAKOŚĆIOWA WYBRANYCH ANIONÓW.

Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: SO42-

, CO32-

, PO43-

, NO3

-

Podział na grupy analityczne anionów:

I grupa: Cl-, Br

-, I

-, CN

-, SCN

-, Fe(CN)6

3-, Fe(CN)6

4-, ClO

-

II grupa: S2-

, NO2-, CH3COO

-

III grupa: SO32-

, CO32-

, C2O42-

, BO2-, BO3

3-, C4H4O6

2-

IV grupa: PO43-

, AsO43-

, AsO33-

, S2O32-

, CrO42-

, Cr2O72-

V grupa: NO3-, MnO4

-, ClO3

-, ClO4

-

VI grupa: SO42-

, F-, SiF62-

.

VII grupa: SiO32-

, SiO44-

, 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 1 M roztworu jonów SO4

2-, a następnie taką samą objętość

2 M roztworu AgNO3.

zapis reakcji i obserwacje:

b) Reakcja z chlorkiem baru BaCl2

Do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu jonów SO4

2- oraz taką samą objętość 1 M

roztworu chlorku baru.

zapis reakcji i obserwacje:

Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego CO32-

a) przeprowadzić reakcje CO3

2- z AgNO3 oraz z BaCl2, zapisać obserwacje

27

b) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi

Do probówki wlać ok. 2 cm3 1 M roztworu jonów CO3

2- oraz taką samą objętość 1 M

roztworu HCl lub HNO3 lub H2SO4.

zapis reakcji i obserwacje:

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 1 M 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 Fe

2+ do NO,

natomiast jony Fe2+

utleniają się do kationów Fe3+

.

28

Zapis przebiegu reakcji i obserwacje:

Na podstawie bilansu elektronowego dobrać współczynniki do reakcji redoks:

Fe2+

+ NO3- + H

+ → Fe

3+ + NO↑ + H2O

Nadmiar jonów Fe2+

Fe2+

+ nNO ↔ [Fe(NO)n]2+

jon nitrozylżelaza(II) o brunatnym zabarwieniu

Na podstawie przeprowadzonych reakcji uzupełnić tabelkę:

Anion Roztwór AgNO3 Roztwór BaCl2

PO43-

CO32-

SO42-

NO3-

Na podstawie poznanych kationów i anionów oraz przeprowadzonych reakcji

charakterystycznych zidentyfikować otrzymaną do analizy sól.

Numer próbki ……………………

Wzór soli …………………….

29

ĆWICZENIE 5

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.

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.

Obliczyć także, jaką objętość wody destylowanej należałoby dodać do przygotowanego

roztworu CuSO4, aby powstał roztwór o stężeniu Cp = 0,2 %.

30

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.

Dodatkowo wykonać obliczenia:

Obliczyć zawartość jonów K+ oraz HCO3

- w każdym ze sporządzonych roztworów w

g /cm3, mg /cm

3 oraz mola /cm

3 i mola /cm

3

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 roztworów podstawowych:

0,05 M H2SO4, 0,1 M CH3COOH

Obliczyć pH H2SO4 oraz CH3COOH przed rozcieńczeniem

Następnie przygotować metodą rozcieńczeń po 100 cm3

roztworów:

0,005 M H2SO4 0,005 M CH3COOH

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

31

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

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 0,05 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:

Rozcieńczenie 0,1 M roztworu kwasu octowego.

Obliczyć, ile cm3 0,1 M roztworu CH3COOH 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.

32

ĆWICZENIE 6

ANALIZA MIARECZKOWA. 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 36,47 g HCl

0,25 dm3 0,1 M roztworu HCl

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 metylowego i

miareczkować roztworem HCl do zmiany barwy wskaźnika z żółtej na pomarańczową.

Objętość roztworu HCl zużyta do miareczkowania:

33

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 20cm

3 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

następnie zawartość NaOH w całej kolbce.

Objętość HCl zużyta podczas miareczkowania:

V1 = ……..cm3 HCl, V2 = ……..cm

3 HCl, V3 = ……….cm

3 HCl

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

VVVV 3321

śrHCl

obliczenia:

Podczas miareczkowania zachodzi reakcja:

NaOH + HCl NaCl + H2O

Na podstawie reakcji układamy proporcję:

1000cm3 1 M roztworu HCl

reaguje 40g NaOH

Vśr cm3 CHCl roztworu HCl

reaguje xg NaOH

34

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

35

ĆWICZENIE 7

SPORZĄDZANIE I POMIAR pH ROZTWORÓW BUFORU OCTANOWEGO

Bufory są roztworami o ściśle określonym składzie, mającymi zdolność:

zachowania stałej wartości pH podczas rozcieńczenia lub zatężenia

przeciwdziałanie nagłym zmianom pH podczas dodawania niewielkich ilości mocnych

kwasów i zasad.

Najbardziej popularne przykłady roztworów buforowych:

CH3COOH + CH3COONa – bufor octanowy

NH4OH + NH4Cl – bufor amonowy

KH2PO4 + K2HPO4 – bufor fosforanowy

H2O∙CO2 + NaHCO3 – bufor węglanowy

Do obliczania stężenia jonów wodorowych w roztworach buforowych kwasowych

posługujemy się wzorami:

s

k

dc

cKH ][ lub

s

k

dn

nKH ][

kc - stężenie molowe kwasu (lub zasady amonowej w przypadku buforu amonowego )

sc - stężenie molowe soli

kn - ilość moli kwasu (lub zasady amonowej w przypadku buforu amonowego)

sn - ilość moli soli

amonowegobuforudla]OHlg[pOHlub

]Hlg[pH

do obliczeń przydatne są wzory:

* na obliczanie ilości moli substancji

M

mnorazdmVCmn s )( 3

Cm -stężenie molowe mS – masa substancji

V – objętość wyrażona w dm3 M – masa molowa

* na obliczanie stężenia molowego

cjitansubsmol1M1cm1000 zawiera3 lub

V

nCm

36

Właściwość utrzymania określonej wartości pH przez roztwór buforowy po wprowadzeniu

z zewnątrz jonów H+

i OH- jest ograniczona. Po wprowadzeniu nadmiaru tych jonów mogą

zostać całkowicie wyczerpane wiążące je składniki buforu i wówczas następuje wyraźna

zmiana pH. Roztwór ulega alkalizacji lub zakwaszeniu w zależności od tego jakie jony

zostały wprowadzone.

Pojemność buforowa (β) –jest wielkością określającą zdolność danego roztworu buforowego

do przeciwstawiania się zmianom pH będącym następstwem dodania mocnego kwasu lub

mocnej zasady. Jest definiowana jako ilość mocnego kwasu lub mocnej zasady jaka musi być

dodana do 1 dm3 roztworu buforowego, aby nastąpiła zmiana pH o jednostkę.

Pojemność buforowa () jest równa 1, gdy 1 mol mocnego (jednoprotonowego) kwasu lub

zasady dodany do 1 dm3 roztworu buforowego zmienia pH o 1:

pH

nβ B/A

gdzie:

nA/B - liczba moli mocnego kwasu lub zasady wprowadzona do buforu,

pH – wywołana zmiana pH.

Pojemność buforowa wzrasta ze stężeniem roztworu i maleje wraz z jego rozcieńczeniem.

Rozcieńczenie nie wpływa na wartość pH mieszaniny buforowej.

Im większe jest stężenie składników tym większe są właściwości buforujące roztworu. Na

zdolność buforowania ma wpływ również proporcja składników. β osiąga maksimum wtedy gdy

oba składniki są w takich samych ilościach.

Pojemność buforowa jest największa gdy pH = pK

Zakres stosowania buforu wynosi wówczas pH = pK 1

Wykonanie ćwiczenia:

Tabela nr. 1

nr 0,1 M CH3COOH

[cm3]

0,1 M CH3COONa

[cm3]

1 2 38

2 10 30

3 16 24

4 20 20

5 30 10

6 24 16

7 38 2

37

Ćwiczenie wykonujemy w zespołach dwuosobowych. W oparciu o tabelę nr. 1 w dwóch

zlewkach o poj. 100 cm3 należy sporządzić po 40 cm

3 tego samego roztworu buforowego

(skład buforu podaje prowadzący ćwiczenia). Sporządzony roztwór buforowy dokładnie

wymieszać za pomocą mieszadła magnetycznego i dokonać pomiaru pH za pomocą pH-

metru. Przygotować także dwie zlewki z wodą destylowaną, - po 40 cm3 wody destylowanej

w każdej.

pH wody = 7

Obliczanie wartości pH sporządzonego roztworu buforu octanowego, K = 1,8∙10-5

:

wartość obliczona pH: wartość zmierzona pH:

Do jednej ze zlewek z roztworem buforowym oraz do jednej ze zlewek z wodą

wprowadzić po 5 cm3 0,1 M roztworu HCl. Zawartość obu zlewek dokładnie wymieszać za

pomocą mieszadła magnetycznego, a następnie dokonać pomiaru pH za pomocą pH-metru.

Wyliczyć także teoretycznie wartość pH każdego z otrzymanych roztworów.

Obliczenia wartości pH sporządzonych roztworów.

wartość obliczona pH: wartość zmierzona pH:

Doświadczenie powtórzyć w pozostałych dwóch zlewkach wprowadzając tym razem po 3

cm3 0,1 M roztworu KOH lub NaOH. Zawartość obu zlewek dokładnie wymieszać. Dokonać

pomiaru pH oraz odpowiednich obliczeń.

wartość obliczona pH: wartość zmierzona pH:

Otrzymane we wszystkich doświadczeniach wyniki wpisać do tabeli

38

Roztwór buforowy woda

pH zmierzone 7

pH obliczone 7

pH po dodaniu HCl zmierzone

pH po dodaniu HCl obliczone

pH po dodaniu NaOH zmierzone

pH po dodaniu NaOH obliczone

Opracowanie ćwiczenia powinno zawierać:

Uzupełnioną tabelę nr. 2.

Poprawne obliczenia wymagane we wszystkich doświadczeniach.

Równania reakcji wyjaśniające mechanizm działania buforu octanowego.

Wnioski dotyczące zmian pH buforu pod wpływem jonów H+ i OH

-.

39

ĆWICZENIE 8

MANGANOMETRYCZNE OZNACZENIE JONÓW Fe2+

W

ANALIZOWANYM ROZTWORZE

2.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 = ……….. cm

3 KMnO4, V3 = ………. cm

3 KMnO4

4

3321

śr KMnOcm3

VVVV ......................

Podczas oznaczania zachodzi reakcja:

1MnO4- + 5Fe

2+ + 8H

+ = 1Mn

2+ + 5Fe

3+ + 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 Fe

2+

Vśr · 4KMnOmC x g Fe

2+

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 (średni wynik z trzech

miareczkowań)

Numer analizy…………….

Zawartość jonów Fe2+

w analizie: ……………..g Fe2+

40

ĆWICZENIE 9

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 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.

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 cm

3 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.

3

,,3

3

,,2

3

,,1........,.........,......... 222222 cmVcmVcmV

MgCaMgCaMgCa

EDTAcmVMgCaśr

3

,,...........22

41

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

,3

3

,2

3

,1.........,.........,....... 222 cmVcmVcmV

CaCaCa

EDTAcmVCaśr

3

,.........2

OBLICZENIA Obliczenia najwygodniej jest zacząć od obliczenia zawartości jonów Ca

2+

Zawartość jonów Ca2+

w analizowanej próbie.

1000 cm3∙1 M EDTA 40 080 mg Ca

2+

2CaśrV

∙ 0,01 M EDTA x

2

3

Ca,śr Camg....................25

250

1cm1000

mg40080M01,0Vx

2

Zawartość jonów Mg2+

w analizowanej próbce 2222 , CaśrMgCaśrMgśrVVV

1000cm3∙ 1 M EDTA 24 320 mg Mg

2+

)( 222 , CaśrMgCaśr

VV ∙0,01M EDTA x

2

3

Ca,śrMg,Ca,śrMgmg..................

25

250

M1cm1000

mg24320M01,0)VV(x

222

numer analizy: ………….

Zawartość jonów Ca2+

……………….. oraz Mg2+

………………….w badanej próbie