wydziaŁ nauki o ŻywnoŚci technologia Żywności i … · 1. wszystkie roztwory i substancje...
Post on 27-Feb-2019
226 Views
Preview:
TRANSCRIPT
1
WYDZIAŁ NAUKI O ŻYWNOŚCI
Technologia Żywności i Żywienie Człowieka
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.
2. Student zobowiązany jest do prowadzenia zeszytu z teoretycznie opracowanymi
zagadnieniami wynikającymi z harmonogramu ćwiczeń.
3
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) 13 – 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) 20 – 23 październik 2014 r.
Sprawdzian1
Reakcje utleniania i redukcji. Wpływ środowiska na redukcję jonu manganianowego(VII)
MnO4-. Reakcje hydrolizy wybranych soli.
Ćwiczenie 3 (3h) 27 - 30 październik 2014 r.
Sprawdzian 2
Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów.
Ćwiczenie 4 (3h) 3 - 6 listopad 2014r.
Poprawa sprawdzianów 1 i 2
Reakcje charakterystyczne wybranych anionów.
Ćwiczenie 5 (3h) 17 - 20 listopad 2014 r.
Sprawdzian 3
Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. Ph mocnych i słabych elektrolitów –
obliczenia.
Ćwiczenie 6 (3h) 24 - 27 listopad 2014 r. Analiza miareczkowa acydymetryczna:
-przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego
-ilościowe oznaczanie NaOH w analizowanej próbie.
Ćwiczenie 7 (3h) 1 – 4 grudzień 2014 r.
Sprawdzian4
Przygotowanie oraz pomiar pH roztworów buforowych.
Ćwiczenie 8 (3h) 8 – 11 grudzień 2014 r.
Poprawa sprawdzianów 3 i 4
Redoksymetria. Manganometryczne oznaczenie jonów Fe2+
w analizowanej próbie.
Ćwiczenie 9 (3h) 15 - 18 grudzień 2014 r.
Sprawdzian 5
Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca2+
obok jonów Mg 2+
w analizowanym roztworze.
Ćwiczenie 10 (3h) 12 - 15 styczeń 2015 r.
Odrabianie i zaliczanie zaległych ćwiczeń. Wpisy do indeksów.
5
Zagadnienia obowiązujące przy zaliczeniu ćwiczeń
SPRAWDZIAN 1. 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. Właściwości
amfoteryczne wybranych tlenków i wodorotlenków: PbO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, Pb(OH)2,
Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3.
SPRAWDZIAN 2. Stopień utlenienia pierwiastka i zasady jego obliczania. Pojęcia:
utlenianie, redukcja, utleniacz, reduktor. Cząsteczkowe i jonowe zapisy reakcji redoks. H2O2
jako utleniacz i reduktor. Redukcja jonów MnO4- w zależności od środowiska. 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. Podstawy analizy miareczkowej. Znajomość pojęć: titrant, punkt równoważnikowy, punkt
końcowy miareczkowania, substancja podstawowa. Wskaźniki stosowane w alkacymetrii.
Krzywe miareczkowania, ich przebieg i interpretacja. 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,
- obliczenia na podstawie reakcji KMnO4 z H2O2.
♦ Nazewnictwo związków kompleksowych. Podstawy oznaczeń komploksonometrycznych:
oznaczanie zawartości jonów Ca2+
obok Mg2+
- zadania rachunkowe. Twardość wody,
rodzaje, sposoby usuwania twardości wody.
♦ Roztwory buforowe, rodzaje i zasada ich działania. Obliczanie dotyczące pH mieszanin
buforowych.
LITERATURA:
1. Smoczyński L., Wardzyńska R., Zarys chemii ogólnej i analitycznej wyd. UWM
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) 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
7
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)
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. Obliczyć pH w roztworze buforowym składającym się z 0,05 mola NaH2PO4 oraz
0,05 mola Na2HPO4 w 0,5 dm3 roztworu. Wartość stałej dysocjacji drugiego stopnia
kwasu ortofosforowego(V) wynosi K = 6,2 ∙ 10-8
. (pH = 7,21)
5. 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)
6. 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)
14
7. 100 cm3 roztworu buforowego zawiera 0,15 mola NH3 · H2O oraz 0,25 mola NH4Cl .
Obliczyć pH tej mieszaniny jeżeli K = 1,8 · 10-5
. (pH = 9,03)
8. 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)
9. 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)
10. Do 30 cm3 0,2 M roztworu CH3COOH dodano 20 cm
3 0,1 M roztworu NaOH.
Obliczyć pH powstałej mieszaniny K = 1,8 · 10-5
. (pH = 4,44)
11. Do 0,5 dm3 roztworu zawierającego 0,15 mola NH3 ·H2O wprowadzono 20 g 1,46 %
roztworu HCl (nie ma wpływu na zmianę objętości roztworu). Obliczyć pH tej
mieszaniny K = 1,8 · 10-5
. (pH = 10,5)
12. Zmieszano 100 cm3 0,5 M roztworu HCOOH oraz 20 cm
3 0,4 M roztworu KOH.
Obliczyć pH mieszaniny po zmieszaniu, K = 1,6 · 10-4
. (pH = 3,08)
13. Do 2 dm3 roztworu zawierającego 6 g CH3COOH wprowadzono 0,28 g KOH.
Obliczyć pH roztworu. K = 1,8 · 10-5
. (pH = 3,48)
14. 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)
15. Do 100 cm3 0,5 M roztworu NH3 ∙ H2O dodano 50 cm
3 0,5 M roztworu NH4Cl.
K=1,8·10-5
. Obliczyć:
a. pH mieszaniny buforowej. (pH = 9,56)
b. jak zmieni się pH po dodaniu 0,002 mola KOH. (pH = 9,61)
15
c. jak zmieni się pH po dodaniu 3 cm3 0,2 M roztworu HCl.(pH=9,54)
16. W 1 dm3 roztworu znajduje się 2,4 g CH3COOH oraz 1,96 g CH3COOK.
K=1,8 ·10-5
. Obliczyć:
a. pH mieszaniny buforowej. (pH = 4,44)
b. pH mieszaniny po dodaniu 2 cm3 1 M roztworu HCl. (pH = 4,39)
c. pH mieszaniny po dodaniu 3 cm3 1 M roztworu KOH. (pH = 4,52)
17. 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)
18. Ile gramów Na2HPO4 należy dodać do roztworu zawierającego 0,2 mola NaH2PO4,
aby wykładnik jonów wodorowych w tym roztworze wynosił pH = 7. K = 6,2 ∙ 10-8
.
(0,124 mola; 17,75 g)
19. Jakie objętości 0,2 M roztworu CH3COOH oraz 0,15 M roztworu CH3COONa aby
przygotować 1500 cm3 mieszaniny buforowej o pH = 5,5. (Vk = 172,6 cm
3;
Vs = 1327,4 cm3)
KOMPLEKSOMETRIA, TWARDOŚĆ WODY
1. W 2 dm3 wody znajduje się 88,8 mg CaCl2 oraz 190 mg MgCl2. Obliczyć twardość
całkowitą tej wody w oN. (7,84
oN)
2. W 100 cm3 wody znajduje się 24 mg MgSO4 oraz 81 mg Ca(HCO3)2. Obliczyć
twardość węglanową, niewęglanową oraz całkowitą w oN. (TNW = 11,2
oN; TW = 28
oN; TC = 39,2
oN)
3. Na zmiareczkowanie 50 cm3 wody wobec czerni eriochromowej T zużyto 16 cm
3
0,01 M roztworu EDTA. Obliczyć twardość całkowitą w oN. (TC = 17,92
oN)
4. 250 cm3 wody miareczkowano wobec CT za pomocą 26 cm
3 0,015 M roztworu
EDTA. Obliczyć twardość całkowitą tej wody w oN. (TC = 8,74
oN)
16
5. Jaką objętość 0,01 M EDTA zużyje się na kompleksonometryczne oznaczenie 200
cm3 wody o twardości całkowitej 12
oN? (42,86 cm
3)
6. Na zmiareczkowanie 250 cm3 wody jeziornej zużyto 10 cm
3 0,05 M roztworu HCl.
Oznaczenie prowadzono wobec oranżu metylowego. Obliczyć twardość węglanową
tej wody w oN. (TW = 5,6
oN)
7. 100 cm3 wody miareczkowano wobec oranżu metylowego zużywając 9 cm
3 0,08 M
roztworu HCl. Obliczyć twardość węglanową w oN. (TW = 20,16
oN)
8. Jaka objętość 0,0965 M roztworu HCl jest potrzebna do zmiareczkowania 200 cm3
wody o TW = 17 oN? (12,58 cm
3)
9. Twardość węglanowa wody wynosi 7o
N, natomiast twardość niewęglanowa tej
samej wody wynosi 9 oN. Obliczyć:
a) ile cm3
0,0720 M roztworu HCl zużyje się na zmiareczkowanie 200 cm3 tej wody
wobec oranżu metylowego? (6,95 cm3)
b) ile cm3
0,01 M roztworu EDTA potrzebne jest do zmiareczkowania 50 cm3 tej
wody wobec czerni eriochromowej T? (14,28 cm3)
10. 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)
11. 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)
12. 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%)
17
13. 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)
14. 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)
15. 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)
18
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)
11. Jaka objętość a jaka masa O2 wydzieli się podczas reakcji 9 cm3 0,0208 M roztworu
KMnO4 prowadzonej w środowisku kwaśnym z nadmiarem roztworu H2O2.
(0,0105 dm3; 0,015 g )
12. Podczas reakcji H2O2 z 30 cm3 roztworu KMnO4 prowadzonej w śr. kwaśnym
wydzieliło się 84 cm3 O2. Obliczyć Cm KMnO4. (0,0500 M)
13. 400 g roztworu zawierającego H2O2 zmiareczkowano w śr. kwaśnym za pomocą
27 cm3 0,0500 M roztworu KMnO4. Obliczyć stężenie procentowe roztworu wody
utlenionej. (0,0287 %)
14. 55 g 1,25 % roztworu H2O2 zmiareczkowano w śr. kwaśnym przy użyciu 0,0950 M
roztworu KMnO4. Jaką objętość roztworu manganianu (VII) potasu zużyto podczas
miareczkowania? (85,14 cm3)
15. Z kolbki o poj. 100 cm3 zawierającej H2O2 do analizy pobrano 20 cm
3 roztworu i
miareczkowano w śr. kwaśnym przy użyciu 19 cm3 0,0500 M roztworu KMnO4.
Obliczyć ile gram H2O2 było w kolbce. (0,4038 g)
16. 50 cm3 1 % roztworu H2O2 o d = 1,025 g/cm
3 zmiareczkowano w śr. kwaśnym przy
użyciu 0,0800 M roztworu KMnO4. Jaką objętość roztworu manganianu (VII) potasu
zużyto podczas miareczkowania? (75,37 cm3)
19
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:
20
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:
21
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:
22
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
23
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.
24
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:
25
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:
26
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:
27
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+
.
28
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
29
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+
.
30
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 …………………….
31
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 %.
32
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
33
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.
34
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:
35
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
36
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
37
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
38
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
39
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
40
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
-.
41
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+
42
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
43
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
top related