chemia ogólna i nieorganiczna – laboratorium i rok ochrona...
TRANSCRIPT
Chemia ogólna i nieorganiczna – laboratorium
I rok Ochrona Środowiska
Rok akademicki 2013/2014
I. 1) Organizacja pracy w laboratorium chemicznym.
Przepisy porządkowe, warunki zaliczenia.
2) Seminarium - wprowadzenie do ćwiczeń II – nazewnictwo związków chemicznych,
stężenia roztworów
II. 1) Seminarium - zapis równań reakcji chemicznych, obliczenia stechiometryczne
2) sporządzanie roztworów
III. 1) Kolokwium I - nazewnictwo związków chemicznych, stężenia roztworów
2) Seminarium - reakcje strącania osadów
3) Otrzymywanie osadu jodku ołowiu(II)
IV. 1) Kolokwium II – obliczenia stechiometryczne, roztwory
2) Seminarium + ćwiczenia – wstęp do analizy jakościowej
V. 1) Poprawa kolokwium I i II
2) Analiza jakościowa kationów I i II grupy analitycznej (3 próbki)
VI. 1) Kolokwium III – reakcje charakterystyczne kationów I i II grupy analitycznej
2) Analiza jakościowa kationów I - IV grupy analitycznej (3 próbki)
VII. 1) Kolokwium IV – reakcje charakterystyczne kationów I - IV grupy analitycznej
2) analiza soli
3) Seminarium - iloczyn rozpuszczalności
VIII. 1) Seminarium - iloczyn rozpuszczalności
2) wytrącanie osadów
IX. 1) Kolokwium V – iloczyn rozpuszczalności
2) Seminarium – równowagi w roztworach elektrolitów: stopień i stała dysocjacji
3) Analiza soli
X. 1) Seminarium: pH roztworów
2) Wyznaczanie zakresu działania indykatorów, stała i stopień dysocjacji
3) poprawa kolokwium – równania reakcji chemicznych
XI. 1) Seminarium – mieszaniny buforowe
2) wyznaczanie zakresu pH roztworów buforowych,
stabilizujące działanie wybranych buforów
3) poprawa kolokwium V – iloczyn rozpuszczalności
XII. 1) Seminarium – procesy utleniania i redukcji
2) Właściwości utleniające roztworu manganianu(VII) potasu
Właściwości utleniające i redukujące H2O2
Utlenianie wodorotlenku żelaza(II)
Szereg elektrochemiczny metali
XIII. Kolokwium VI z materiału ćwiczeń IX-XII – (równowagi w roztworach elektrolitów:
stopień i stała dysocjacji, pH, roztwory buforowe, procesy utleniania i redukcji)
XIV. 1) Odrabianie zaległych ćwiczeń
2) Sporządzanie roztworu KMnO4 o stężeniu 0,02 mol/dm3
XV. Kolokwium zaliczeniowe, zaliczenia
Ćwiczenie nr I
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Roztwory
1.1. Wiadomości ogólne
Pojęcia: roztwór, rozpuszczalnik, substancja rozpuszczona, rozpuszczalność, czynniki
wpływające na rozpuszczalność
1.2. Sposoby wyrażania stężeń roztworu
- stężenie procentowe
- stężenie molowe
- ułamek wagowy
- ułamek molowy
- przeliczanie jednostek stężeń
1.3. Sporządzanie roztworów o zadanym stężeniu poprzez:
- rozpuszczanie substancji stałej
- rozcieńczanie lub zatężanie roztworu o znanym stężeniu
- poprzez mieszanie roztworów o różnym stężeniu
- poprzez dodatek substancji stałej do roztworu o znanym stężeniu
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych
Zakres poszerzony
Rozdział 8.1 zalecane nr zadań: 8.2 - 8.28
Rozdział 8.3 zalecane nr zadań: 8.39 - 8.57
Rozdział 8.4 zalecane nr zadań: 8.62 - 8.67, 8.77 – 8.81
Rozdział 8.7 zalecane nr zadań: 8.124 - 8.130, 8.138 – 8.140
Rozdział 8.8 zalecane nr zadań: 8.143 - 8.153, 8.157 – 8.162
Rozdział 8.9 zalecane nr zadań: 8.169 - 8.170, 8.172, 8.174, 8.176
3. Marek Wesołowski, Krystyna Szafer, Danuta Zimna, Zbiór zadań z analizy chemicznej
Ćwiczenie nr II
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Zapisy równań reakcji chemicznych w formie cząsteczkowej i jonowej
2. Obliczenia na podstawie równań chemicznych
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych
Zakres poszerzony
Rozdział 1.3 zalecane nr zadań: 1.71, 1.78, 1.84, 1.89 – 1.91, 1.99
Rozdział 4.3 zalecane nr zadań: 4.17 – 4.40
Rozdział 4.4 zalecane nr zadań: 4.53-4.58, 4.62 – 4.73
Rozdział 4.5 zalecane nr zadań: 4.83 – 4.88
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
1. Mając do dyspozycji roztwór chlorku żelaza(III) o stężeniu c = 2 mol/dm3 sporządzić
roztwory o objętościach i stężeniach zadanych przez asystenta. Wykonać odpowiednie
obliczenia.
2. Roztwór otrzymany w punkcie 1 rozcieńczyć w sposób zadany przez asystenta. Obliczyć
stężenia tak przygotowanego roztworu.
IV. Sprawozdanie
Opisać sposób postępowania prowadzący do otrzymania odpowiednich roztworów.
Zamieścić odpowiednie obliczenia
Ćwiczenie nr III
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Reakcje strącania osadów (zapis cząsteczkowy i jonowy)
2. Stechiometria reakcji w roztworze
3. Wydajność reakcji
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych
Zakres poszerzony
Rozdział 4.7 zalecane nr zadań: 4.123, 4.124, 4.128
Rozdział 9.5 zalecane nr zadań: 9.92 – 9.98, 9.126 – 9.128
Rozdział 9.6 zalecane nr zadań: 9.140, 9.141, 9.151 – 9.155
III. Część doświadczalna
Otrzymywanie jodku ołowiu(II)
Jodek ołowiu(II) PbI2 powstaje w reakcji roztworów wodnych łatwo rozpuszczalnych soli
ołowiu(II) np. azotanu(V) ołowiu(II) z jodkiem potasu (KI). Jodek ołowiu(II) jest żółtym
krystalicznym osadem. Bezpośrednio po zmieszaniu zimnych wodnych roztworów soli
ołowiu(II) i jodku potasu powstają bardzo drobne, żółte kryształy soli. Jeżeli natomiast
zmiesza się gorące roztwory wspomnianych soli, a następnie mieszaninę schłodzi to wytrącą
się piękne, złote, błyszczące kryształy.
Wykonanie ćwiczenia
1. Korzystając z 1M roztworu Pb(NO3)2 sporządzić w kolbce miarowej na 100 cm3 roztwór o
zadanym stężeniu np. 0,05M; 0,1M; 0,2M; 0,5M.
2. Obliczyć objętość przygotowanego przez siebie roztworu azotanu(V) ołowiu(II) oraz ilość
stałego jodku potasu potrzebne do otrzymania 1g jodku ołowiu(II).
3. Przygotować odpowiednią naważkę stałego KI i rozpuścić ją w małej ilości wody
destylowanej (w małej zlewce).
4. Cylindrem miarowym odmierzyć odpowiednią objętość roztworu Pb(NO3)2 i przenieść do
zlewki na 250 cm3, a następnie ogrzać.
5. Do gorącego roztworu Pb(NO3)2 dodawać małymi porcjami roztwór KI, ciągle mieszając.
6. Gorący roztwór zawierający PbI2 schłodzić, przesączyć przez przygotowany wcześniej
sączek z bibuły filtracyjnej i przemyć kilkakrotnie wodą destylowaną.
7. Wysuszyć sączek z osadem w temperaturze ok. 100°C.
8. Suchy osad zważyć. Obliczyć wydajność reakcji.
IV. Sprawozdanie
Sprawozdanie powinno zawierać:
1. Opis czynności laboratoryjnych prowadzących do otrzymania jodku ołowiu(II)
2. Równanie odpowiedniej reakcji chemicznej
3. Obliczenia wykonane w celu sporządzenia używanych roztworów
4. Masę otrzymanego preparatu oraz obliczenia dotyczące wydajności reakcji
5. Komentarz na temat wydajności przeprowadzonej reakcji
Ćwiczenie nr IV
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Podział kationów na grupy analityczne, odczynniki grupowe
2. Reakcje kationów poszczególnych grup analitycznych z odczynnikiem grupowym
3. Reakcje charakterystyczne kationów grup I i IIA
II. Literatura
1. Skrypt rozdz. 7
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
1) Do probówek pobrać po ok. 0,5 cm3 roztworów soli kationów należących do określonej
grupy analitycznej i przeprowadzić reakcje z odczynnikiem grupowym. Doświadczenie
powtórzyć używając soli kationów innych grup analitycznych i odpowiednich dla nich
odczynników grupowych.
2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne kationów grup I i IIA.
3) Obserwować i notować zmiany zachodzące w probówkach
Grupa I
Reakcje Obserwacje
1. Ag+ + HCl o stężeniu 2 mol/dm3
2. AgCl + NH3(aq)
3. Hg22+ + HCl o stężeniu 2 mol/dm3
4. Hg2Cl2 + NH3(aq)
5. Pb2+ + HCl o stężeniu 2 mol/dm3
6. Ag+ + K2CrO4
7. Hg22+ + K2CrO4
8. Hg22+ +KI + nadmiar KI
9. Pb2+ + KI
10. Pb2+ + NaOH + nadmiar NaOH
11. Pb2+ + K2CrO4
12. Pb2+ + H2SO4
Grupa IIA
Reakcje Obserwacje
1. Hg2+ + HCl + H2S
2. Cu2+ + HCl + H2S
3. Cd2+ + HCl + H2S
4. Hg2+ + K2CrO4
5. Hg2+ +KI + nadmiar KI
6. Cu2+ + NaOH
7. Cu2+ + NH3(aq)
8. Cd2+ + NaOH
9. Cd2+ + NH3(aq)
IV. Sprawozdanie
1. Napisać w sposób jonowy równania wszystkich przeprowadzonych reakcji.
Ćwiczenie nr V
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Materiał z ćwiczenia IV
2. Reakcje charakterystyczne kationów III i IV grupy analitycznej
II. Literatura
1. Skrypt rozdz. 7
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
1) Analiza jakościowa 3 próbek zawierających kationy grupy I i II
2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne kationów III i IV grupy analitycznej:
Grupa IIIA
Reakcje Obserwacje
1. Cr3+ + NH4Cl + NH3(aq)
2. Al3+ + NH4Cl + NH3(aq)
3. Fe2+ + NH4Cl + NH3(aq)
4. Fe3+ + NH4Cl + NH3(aq)
5. Cr3+ + NaOH + nadmiar NaOH
6. Cr3+ + NH3(aq)
7. Al3+ + NaOH + nadmiar NaOH
8. Fe3+ + NaOH
9. Fe3+ + KSCN
10. Fe3+ + K4[Fe(CN)6]
11. Fe2+ + NaOH
12. Fe2+ + K3[Fe(CN)6]
Grupa IIIB
Reakcje Obserwacje
1. Mn2+ + NH4Cl + NH3(aq) +(NH4)2S
2. Zn2+ + NH4Cl + NH3(aq)+ (NH4)2S
3. Co2+ + NH4Cl + NH3(aq)+ (NH4)2S
4. Ni2+ + NH4Cl + NH3(aq) + (NH4)2S
5. Mn2+ + NaOH
6. Zn2+ + NaOH
7. Co2+ + NaOH
8. Ni2+ + NaOH
Grupa IV
Reakcje Obserwacje
1. Ca2+ + NH4Cl + NH3(aq) + (NH4)2CO3
2. Ba2+ + NH4Cl + NH3(aq) + (NH4)2CO3
3. Sr2+ + NH4Cl + NH3(aq) + (NH4)2CO3
4. Ca2+ + H2SO4
5. Ba2+ + H2SO4
6. Sr2+ + H2SO4
7. Ba2+ + K2Cr2O7
8. Sr2+ + K2Cr2O7
Analiza płomieniowa
Barwa płomienia:
kationy grupy IV: Ca2+
Ba2+
Sr2+
kationy grupy V: Na+
K+
IV. Sprawozdanie
1. Opisać sposób postępowania w pkt. 1 ćwiczenia (Część doświadczalna) prowadzący do
zidentyfikowania otrzymanych próbek
Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7
str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania
reakcji opisanych w tabeli.
Ćwiczenie nr VI
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Materiał z ćwiczeń IV i V
2. Analiza kationów grupy V oraz anionów grup I - VI
II. Literatura
1. Skrypt rozdz. 7
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
1) Analiza jakościowa 3 próbek zawierających kationy grupy I - IV
2) Przeprowadzić reakcje charakterystyczne anionów grup I - VI
IV. Sprawozdanie
1. 1. Opisać sposób postępowania w pkt. 1 ćwiczenia prowadzący do zidentyfikowania
otrzymanych próbek
Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7
str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania
reakcji opisanych w tabeli.
Ćwiczenie nr VII
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Rozpuszczalność, roztwory nasycone i nienasycone. Iloczyn rozpuszczalności. Czynniki
wpływające na rozpuszczalność osadów. Strącanie osadów.
2. Rozwiąż podane poniżej zadania (wartości iloczynów rozpuszczalności należy odszukać w
tabeli)
Zad. 1 Ile gramów PbI2 rozpuści się w 150 cm3 wody? (Odp. 0,0837g)
Zad. 2 W 1793 g wody rozpuszcza się 1,000 g PbI2. Oblicz iloczyn rozpuszczalności tej soli?
(Odp. 7,1·10-9)
Zad. 3 Osad Fe(OH)3 przemyto 500 cm3 wody. Oblicz ile osadu rozpuści się w czasie tego
procesu (Odp. 9,91·10-9 g)
Zad. 4 Do 5 g Ca(IO3)2 dodano 20 dm3 wody. Czy otrzymano roztwór nasycony czy
nienasycony? (Odp. Nienasycony)
Zad. 5 Uszereguj następujące związki zgodnie ze wzrastającą rozpuszczalnością:
AgCl; Ag2CrO4; PbI2; Ca3(PO4)2; Al.(OH)3.
Zad. 6. Czy wytrąci się osad CaSO4 po zmieszaniu równych objętości:
a) roztworów Ca(NO3)2 i K2SO4 o stężeniach 0,02 mol/dm3 ?(Odp. Tak)
b) roztworów CaCl2 i Na2SO4 o stężeniach 0,001 mol/dm3 ?(Odp. nie)
Zad. 7 Do 100 cm3 roztworu zawierającego 5·10-3 mola jonów Ca2+, 1,7·10-3 mola jonów Sr2+
oraz 10 mg jonów Ba2+ dodawano kroplami roztwór Na2CO3. Jaka jest kolejność
wytrącania węglanów? (Odp. SrCO3, CaCO3, BaCO3).
II. Literatura
1. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, „Zbiór zadań z analizy chemicznej”
2. „Obliczenia chemiczne” Zbiór zadań z chemii nieorganicznej wraz z podstawami
teoretycznymi, praca zbiorowa pod redakcją A. Śliwy
3. I. Sobczyk, A. Kisza, „Chemia fizyczna dla przyrodników”
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
1. Analiza jakościowa 2 próbek zawierających roztwory soli
IV. Sprawozdanie
1. Opisać sposób postępowania przeprowadzony w pkt. 1 ćwiczenia prowadzący do
zidentyfikowania soli (podać nazwy soli)
Uwaga: obowiązuje forma sprawozdania przedstawiona przykładowo w skrypcie (rozdz. 7
str. 4). Pod każdą tabelą winny znajdować się zapisane w formie jonowej równania
reakcji opisanych w tabeli
Iloczyny rozpuszczalności (Ks) niektórych trudno rozpuszczalnych związków w wodzie
(w temp. ok. 298K)
Związek Ks Związek Ks
Ag3AsO4 1,0·10-22 Cd2[Fe(CN)5] 3,2·10-17
AgBr 5,3·10-13 Cd(OH)2 2,2·10-14
Ag2CO3 7,9·10-12 CoC2O4 1,0·10-8
AgCl 1,11·10-10 CuBr 5,25·10-9
Ag2CrO4 1,1·10-12 Cu(OH)2 2,2·10-20
AgI 8,3·10-17 Fe4[Fe(CN)6]3 3,16·10-41
Ag3PO4 1,3·10-20 Fe(OH)3 3,2·10-38
Ag2SO4 1,6·10-5 MgCO3 2,1·10-5
AlAsO4 1,6·10-16 MgF2 6,5·10-9
Al(OH)3 2,0·10-33 Mg(OH)2 2,0·10-11
AlPO4 5,75·10-19 MnC2O4 5,0·10-6
BaCO3 5,1·10-9 Mn(OH)2 1,9·10-13
BaCrO4 1,2·10-10 Ni2[Fe(CN)6] 1,3·10-15
BaF2 1,1·10-6 PbBr2 9,1·10-6
Ba(IO3)2 1,6·10-9 PbCO3 7,9·10-14
BaSO4 1,0·10-10 PbC2O4 4,8·10-10
CaCO3 4,8·10-9 PbCl2 1,6·10-5
CaC2O4 2,5·10-9 PbCrO4 1,8·10-14
CaF2 4,0·10-11 PbI2 7,1·10-9
Ca(IO3)2 7,0·10-7 SrCO3 1,1·10-10
Ca3(PO4)2 1,0·10-26 SrC2O4 5,0·10-8
CaSO4 2,5·10-5 Sr(IO3)2 3,2·10-7
CdCO3 2,5·10-14 SrSO4 2,5·10-7
Ćwiczenie nr VIII
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Materiał obowiązujący na ćwiczenia VII
II. Literatura
1. Patrz ćwiczenie VII
III. Część doświadczalna
Wykonanie ćwiczenia
Część I
1. 0,1 molowy roztwór AgNO3 oraz 0,1 molowy roztwór HCl rozcieńczyć w taki sposób, aby
otrzymać roztwory o stężeniach 1·10-3 mol/dm3 oraz 1·10-5 mol/dm3
2. Do trzech umytych i przepłukanych wodą destylowaną probówek wprowadzić kolejno: do
pierwszej 5 cm3 roztworu AgNO3 o stężeniu 0,1 mol/dm3, do drugiej 5 cm3 roztworu AgNO3 o
stężeniu 1·10-3 mol/dm3, do trzeciej 5 cm3 roztworu AgNO3 o stężeniu 1·10-5 mol/dm3
3. Roztwory w probówkach 1 i 2 zadać 5 cm3 roztworu HCl o stężeniu 0,1 mol/dm3, a roztwór
w probówce 3 roztworem HCl o stężeniu 1·10-5 mol/dm3.
Opracowanie wyników – część I
1. Opisać wynik doświadczenia
2. Napisać odpowiednie równania reakcji chemicznych
3. Na podstawie odszukanych w tablicach wartości iloczynów rozpuszczalności oraz
odpowiednich obliczeń wyjaśnić zachodzące procesy chemiczne
Część II
1. Do dwóch umytych i przepłukanych wodą destylowaną probówek wprowadzić 5 cm3 0,1
molowego roztworu AgNO3.
2. Roztwór w probówce pierwszej zadać 5 cm3 0,1 molowego roztworu HCl.
3. Do probówki drugiej odpipetować 5 cm3 roztworu K2CrO4 o stężeniu 0,05 mol/dm3.
4. Zwrócić uwagę na barwy powstałych osadów
5. Przygotować trzecią probówkę, do której odpipetować po 5 cm3 0,1 molowego roztworu
HCl i 0,05 molowego roztworu K2CrO4 oraz 10 cm3 wody destylowanej.
6. Do mieszaniny w probówce trzeciej dodawać kroplami 0,1 molowy roztwór AgNO3
7. Zaobserwować kolejność wytracania osadów, identyfikując je na podstawie barwy.
Opracowanie wyników – część II
1. Napisać odpowiednie równania reakcji chemicznych
2. Podać barwy powstałych osadów oraz kolejność ich wytrącania
3. Odszukać w tablicach wartości odpowiednich iloczynów rozpuszczalności
4. Obliczyć rozpuszczalność otrzymanych związków. Uzyskane wyniki porównać z danymi
doświadczalnymi.
Część III
1. Odmierzyć do zlewki ok. 5 cm3 nasyconego roztworu chlorku sodu. Dodać kilka cm3
stężonego roztworu HCl (Uwaga; czynność tę należy wykonywać pod wyciągiem).
Opracowanie wyników – część III
1. Wyjaśnić zachodzące w roztworze zmiany
2. Odszukać w tablicach rozpuszczalność NaCl w temperaturze pokojowej
3. Obliczyć stężenie jonów chlorkowych w nasyconym roztworze NaCl oraz stężonym HCl
(w mol/dm3) – gęstość nasyconego roztworu NaCl wynosi 1,2 g/cm3. Gęstość stężonego
roztworu należy odszukać w tablicach.
Część IV
1. Do czterech umytych i przepłukanych wodą destylowana probówek wprowadzić po 5 cm3
soli Cd2+, Hg2+, Mn2+ oraz Mg2+ (uwaga: w każdej z probówek ma się znajdować tylko jedna
sól).
2. Każdą z soli zakwasić 1 cm3 0,1 molowego roztworu HCl, a następnie zadać 5 cm3 0,1
molowego roztworu tioacetamidu.
3. Probówki ogrzewać na łaźni wodnej przez 2-3 minuty
4. Do probówek, w których nie wytrącił się osad dodać 5 cm3 0,1 molowego roztworu
amoniaku.
Opracowanie wyników – część IV
1. Napisać równania reakcji powstawania osadów siarczków
2. Dla wytrąconych osadów siarczków odszukać w tablicach wartości iloczynów
rozpuszczalności.
3. Porównać wyniki wytrącania osadów w środowisku kwaśnym i zasadowym. Napisać jaki
wpływ ma pH na reakcję wytracania siarczków. Wyjaśnić dlaczego probówki były
ogrzewane na łaźni wodnej.
IV Sprawozdanie
Instrukcja do ćwiczenia zawiera informacje dotyczące opracowania wyników, które należy
umieścić w sprawozdaniu wraz z opisem wykonanych doświadczeń oraz ich wynikami.
Informacje na temat strącania siarczków należy odszukać w podręcznikach do chemii
analitycznej.
Ćwiczenie nr IX
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Dysocjacja elektrolityczna, stopień dysocjacji. Dysocjacja elektrolitów mocnych. Obliczenia
dotyczące stężeń jonów w roztworze. Dysocjacja elektrolitów słabych. Zastosowanie
prawa równowagi chemicznej do reakcji dysocjacji elektrolitów. Stała dysocjacji.
Prawo rozcieńczeń Ostwalda.
2. Rozwiąż następujące zadania:
Zad. 1 Oblicz stężenie molowe jonów w roztworach następujących elektrolitów mocnych
a) 0,1M roztwór FeCl3
b) 0,5M roztwór Na2SO4
c) 0,6M roztwór Al2(SO4)3
Zad. 2 Do 100 cm3 roztworu NaCl o stężeniu 0,01 mol/dm3 dodano 300 cm3 roztworu AlCl3 o
stężeniu 0,02 mol/dm3. Oblicz stężenie wszystkich jonów w powstałym roztworze
(Odp.0,0025 mol/dm3 jonów Na+, 0,015 mol/dm3 jonów Al3+, 0,045 mol/dm3 jonów Cl-).
Zad. 3 Do 50 cm3 roztworu kwasu octowego o stężeniu 0,3 mol/dm3 dodano 250 cm3 wody.
Oblicz ile razy zwiększy się stopień dysocjacji (Odp. 2,45)
Zad. 4 Oblicz ile razy wzrośnie stopień dysocjacji amoniaku jeżeli roztwór o stężeniu 0,4
mol/dm3 rozcieńczymy 4-krotnie (Odp. dwukrotnie)
Zad. 5 Obliczyć stężenie jonów oksoniowych w 1,5 molowym roztworze kwasu
fluorowodorowego, którego stała dysocjacji wynosi 6,3·10-4. (Odp. 0,03 mol/dm3)
Zad. 6 Obliczyć stopień i stałą dysocjacji kwasu mrówkowego o stężeniu 0,25 mol/dm3, jeżeli
stężenie jonów wodorowych w tym roztworze wynosi 6,6·10-3 mol/dm3. (Odp. K =
1,79·10-4, α = 2,64%).
Zad. 7. Oblicz stężenie jonów oksoniowych i stałą dysocjacji kwasu azotowego(III) o stężeniu
0,095% (d = 1,0 g/cm3), jeżeli stopień dysocjacji w tym roztworze wynosi 13,2%.
(Odp. [H3O+] =2,63·10-3 mol/dm3, K = 4,01·10-4,)
Zad. 8 Oblicz stężenie jonów OH- oraz stopień dysocjacji wodnego roztworu amoniaku o
stężeniu 0,05 mol/dm3. K = 1,79·10-5. (Odp. [OH-] = 9,46·10-4 mol/dm3, α = 1,9%).
Zad. 9 25 cm3 40% roztworu kwasu octowego rozcieńczono wodą do objętości 100 cm3.
Następnie z tak otrzymanego roztworu odpipetowano 10 cm3 i przeniesiono do kolby
miarowej o objętości 50 cm3, następnie kolbę uzupełniono wodą do kreski. Obliczyć
stężenie jonów wodorowych oraz stopień dysocjacji w tak otrzymanych roztworze. K
= 1,79·10-5 (Odp. α = 1%), [H3O+] = 1,62·10-3 mol/dm3).
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych
Zakres poszerzony
Zaleca się zrobienie następujących zadań: 9.22 - 9.50 oraz 9.55 – 9.68
2. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, „Zbiór zadań z analizy chemicznej”
3. I. Sobczyk, A. Kisza, „Chemia fizyczna dla przyrodników”
III. Część doświadczalna
Analiza soli – c.d.
Ćwiczenie nr X
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Materiał z ćwiczeń IX
2. Dysocjacja wody, pH, obliczanie pH roztworów mocnych elektrolitów, obliczanie pH
roztworów słabych elektrolitów, zasada działania indykatorów.
Na zajęcia należy przynieść kalkulator z funkcją liczenia logarytmów
3. Rozwiąż następujące zadania:
Zad. 1 Oblicz pH następujących roztworów przy założeniu, że α = 1
a) 0,1M roztwór HCl (Odp. pH = 2)
b) 0,03M roztwór HNO3 (Odp. pH = 1.5)
c) 0,08M roztwór KOH (Odp. pH = 12,9)
d) 0,0001M roztwór Ba(OH)2 (Odp. pH = 10,3)
Zad. 2 Oblicz stężenie jonów oksoniowych w roztworach o podanych wartościach pH:
a) pH = 3,92 (Odp. 1,2·10-4 mol/dm3)
b) pOH = 2,71 (Odp. 5,1·10-12 mol/dm3)
c) pH = 8,47 (Odp. 3,39·10-9 mol/dm3)
d) pOH = 5,86 (Odp. 7,2·10-9 mol/dm3)
Zad. 3 Oblicz stężenie jonów H3O+ oraz OH- w ludzkiej krwi, której pH = 7,4. (Odp. [H3O
+] =
4·10-8 mol/dm3, [OH-] = 2,5·10-7 mol/dm3)
Zad. 4 0,4 g NaOH rozpuszczno w wodzie uzyskując 100 cm3 roztworu. Oblicz pH
otrzymanego roztworu (Odp. pH = 13)
Zad. 5 Do kolby miarowej o objętości 1 dm3 wprowadzono 1 cm3 roztworu HCl o stężeniu
36% i gęstości 1,18 g/cm3 i rozcieńczono wodą do objętości 1 dm3. Oblicz pH
otrzymanego roztworu (Odp. pH = 1,93)
Zad. 6 Oblicz pH i stopień dysocjacji kwasu azotowego(III) o stężeniu 0,1 mol/dm3 (Odp. pH
= 2,19; α = 6,5%).
Zad. 7. Oblicz pH 10% roztworu amoniaku o gęstości 0,959 g/cm3. (Odp. pH = 12)
Zad. 8 Do jakiej objętości należy rozcieńczy 20 cm3 kwasu octowego o stężeniu 0,5 mol/dm3,
aby po rozcieńczeniu pH wynosiło 3,20. K = 1,79·10-5 (Odp. 450 cm3 )
Zad. 9 Stopień dysocjacji kwasu mrówkowego w roztworze o stężeniu 0,1 mol/dm3 wynosi
4,22%. Oblicz stałą dysocjacji i pH roztworu. (Odp. K = 1,78·10-4, pH = 2,37)
Zad. 10 Oblicz zmianę pH po 100-krotnym rozcieńczeniu
a) mocnego kwasu HR (odp. Wzrost o dwie jednostki)
b) słabego kwasu HR(Odp. Wzrost o jedną jednostkę)
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych
Zakres poszerzony
Zaleca się zrobienie następujących zadań: 9.69 - 9.91
2. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, „Zbiór zadań z analizy chemicznej”
III. Część doświadczalna
1. Mając do dyspozycji roztwory kwasu octowego i amoniaku o stężeniach 0,1 mol/dm3
sporządzić po 100 cm3 roztworów o stężeniach 0,01 mol/dm3 i 0,001 mol/dm3.
2. Do czystych i suchych probówek odmierzyć po ok. 10 cm3 każdego z przygotowanych
roztworów.
3. Przy pomocy pH-metru dokonać pomiaru pH powyższych roztworów.
Opracowanie wyników
1) Obliczyć pH, stopień dysocjacji oraz stężenia jonów badanych roztworów kwasu octowego
i amoniaku.
2) Na podstawie zmierzonych wartości pH badanych roztworów kwasu octowego i amoniaku
obliczyć stężenia jonów w roztworze, stopień dysocjacji oraz wartość stałej dysocjacji.
3) wyniki obliczeń zebrać w tabeli
Uwaga: w sprawozdaniu należy przedstawić wszystkie obliczenia oraz wyjaśnić
ewentualne różnice w zmierzonych i wynikających z obliczeń wartościach pH.
roztwór stężenie pH
teoret.
pH
dośw.
[H3O+]
teoret.
[H3O+]
dośw.
teoret.
dośw.
K K
dośw.
CH3COOH
0,1M
1,7510-5
0,01M
0,001M
roztwór stężenie pH
teoret.
pH
dośw.
[OH-]
teoret.
[OH-]
dośw.
teoret.
dośw.
K K
dośw.
NH3aq
0,1M
1,7710-5
0,01M
0,001M
2) Zmierzyć pH następujących roztworów, sprawdzić jak barwi się papierek uniwersalny oraz
wybrane wskaźniki:
roztwór barwa papierka
wskaźnikowego
nazwa i barwa wskaźnika pH
HCl
CH3COOH
NH4Cl
Na2SO4
Na2CO3
NH3aq
NaOH
Opracowanie wyników
1) Wyniki doświadczenia zebrać w tabeli, określić odczyn roztworów i wyjaśnić wyniki za
pomocą równań reakcji
Wartości stałych dysocjacji (protolizy) wybranych kwasów i zasad w roztworach
wodnych
Związek Stała dysocjacji (K) Związek Stała dysocjacji (K)
HCN 1,0·10-10 C5H5N 4,35·10-6
HCNO 2,0·10-4 C6H5NH2 2,51·10-5
H2CO3 3,98·10-7 CH3NH2 4,38·10-4
HCO3- 5,01·10-11 (CH3)2NH 5,12·10-4
HNO2 4,01·10-4 (C2H5)2NH 3,16·10-4
H3PO4 6,31·10-3 NH3 1,77·10-5
H2PO4- 6,31·10-8
HPO42- 5,01·10-13
HCLO 3,16·10-8
HCOOH 1,78·10-4
CH3COOH 1,75·10-5
C6H5COOH 5,01·10-2
CHCl2COOH 8,0·10-4
H2C2O4 5,01·10-2
HC2O4- 5,01·10-5
Ćwiczenie nr XI
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Mieszaniny buforowe. Właściwości roztworów buforowych. Wyprowadzenia wzorów na pH
buforu octanowego, amonowego i fosforanowego. Zasada działania tych buforów. Obliczenia
związane z mieszaninami buforowymi.
II. Literatura
1. M. Wesołowski, K. Szafer, D. Zimna, „Zbiór zadań z analizy chemicznej”
2. I. Sobczyk, A. Kisza, „Chemia fizyczna dla przyrodników”
III. Część doświadczalna
1. Korzystając z pH-metru zmierzyć pH roztworów buforowych:
Roztwór pH [H3O+] Odczyn roztworu
Bufor octanowy
Bufor octanowy rozcieńczony 2-krotnie
Bufor octanowy rozcieńczony 4-krotnie
Bufor amonowy
Bufor amonowy rozcieńczony 2-krotnie
Bufor amonowy rozcieńczony 4-krotnie
Bufor fosforanowy
Bufor fosforanowy rozcieńczony 2-krotnie
Bufor fosforanowy rozcieńczony 4-krotnie
Opracowanie wyników
1) Wyniki doświadczenia zebrać w tabeli, obliczyć stężenie jonów [H3O+], określić odczyn
roztworów
2) Korzystając z pH-metru zmierzyć pH następujących roztworów:
Roztwór pH [H3O+]
Woda
Woda + HCl
Woda + NaOH
Bufor octanowy
Bufor octanowy + HCl
Bufor octanowy + NaOH
Bufor amonowy
Bufor amonowy + HCl
Bufor amonowy + NaOH
Bufor fosforanowy
Bufor fosforanowy + HCl
Bufor fosforanowy + NaOH
IV. Sprawozdanie:
1) Opisać sposób wykonania doświadczeń. Wyniki zebrać w tabelach.
2) Na podstawie otrzymanych wyników wyjaśnić:
a) wpływ rozcieńczania na pH roztworów buforowych
b) wpływ dodatku niewielkiej ilości mocnego kwasu lub zasady na pH buforu w stosunku
do tego wpływu na pH wody destylowanej.
Ćwiczenie nr XII
Przygotowanie do ćwiczeń:
I. Obowiązujący materiał teoretyczny:
1. Reakcje utleniania i redukcji, reguły obliczania stopnia utlenienia, utleniacze, reduktory,
bilansowanie równań reakcji redox, reakcje dysproporcjonowania. Właściwości utleniające
KMnO4. Wpływ środowiska na właściwości utleniające KMnO4. Właściwości utleniające H2O2.
II. Literatura
1. Krzysztof Pazdro, Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych, Zakres
poszerzony, zalecane zadania: 10.1.-.10.5; 10.7 – 10.8; 10.12 a i b; 10.17 – 10.30;
15.12 – 15.17
III. Część doświadczalna
Część I
Wpływ pH na własności utleniające manganianu(VII) potasu
1. Do trzech probówek wlać po ok. 3 cm3 roztworu KMnO4 o stężeniu 0,02 mol/dm3.
2. Do pierwszej probówki dodać ok. 1 cm3 roztworu H2SO4 o stężeniu 1 mol/dm3. Drugą
probówkę zadać 1 cm3 roztworu NaOH o stężeniu 0,2 mol/dm3, a trzecią probówkę taką
samą ilością H2O.
3. Do wszystkich probówek wprowadzić porcję (łyżeczkę porcelanową) stałego siarczanu(IV)
sodu.
4. Zamieszać roztwory i obserwować zmiany barwy we wszystkich trzech probówkach.
5. Do probówki z odczynem alkalicznym dodać ostrożnie (kroplami) kwas siarkowy(VI) aż do
momentu, w którym nastąpi zmiana barw roztworu.
Opracowanie wyników - Część I
1. Napisać w formie cząsteczkowej i jonowej równania reakcji miedzy manganianem(VII)
potasu a siarczanem(IV) sodu w środowisku kwaśnym, zasadowym i obojętnym. Wyjaśnić
czym są spowodowane różnice w przebiegach reakcji. Wskazać utleniacz i reduktor. Jak
zmienia się zabarwienie soli manganu w zależności od stopnia utlenienia?
Część II
Własności utleniające i redukujące H2O2
1. Do probówki wlać ok. 2 cm3 roztworu KMnO4 o stężeniu 0,02 mol/dm3. Roztwór w
probówce zakwasić 2 cm3 roztworu H2SO4 o stężeniu 1 mol/dm3. Roztwór ostrożnie
wymieszać, a następnie zadać 2 cm3 H2O2 o stężeniu 10%. Obserwować zmiany
zachodzące w probówce.
2. Do drugiej probówki wlać ok. 1 cm3 roztworu azotanu(V) ołowiu(II) i dodać ok. 1 cm3 wody
siarkowodorowej. Do probówki z wytrąconym osadem dodać ok. 2 cm3 H2O2 o stężeniu 10%.
Obserwować zmiany zachodzące w probówce.
Opracowanie wyników - Część II
1. Napisać równania zachodzących reakcji. Wyjaśnić przyczynę zmiany zabarwienia osadu,
wiedząc, że siarczek ołowiu(II) utlenia się do siarczanu(VI) ołowiu(II). Wskazać utleniacz i
reduktor w obu reakcjach, w których bierze udział H2O2.
Część III
Utlenianie wodorotlenku żelaza(II) do wodorotlenku żelaza(III)
1. Do probówki wprowadzić ok. 5 cm3 roztworu FeSO4 o stężeniu 2 mol/dm3, następnie
dodawać kroplami roztwór NaOH o stężeniu 2 mol/dm3, aż do pojawienia się osadu,
wstrząsając zawartość probówki po dodaniu każdej porcji NaOH.
2. Zawartość probówki podzielić na dwie równe części, przelewając część roztworu wraz z
osadem do dodatkowej probówki.
3. Do jednej probówki dodać wody utlenionej (o stężeniu 3%), drugą probówkę obserwować
przez kilka minut. Zanotować zachodzące w probówkach zmiany.
Opracowanie wyników - Część III
1. Opisać zmiany zachodzące w probówkach
2. Napisać równania zachodzących reakcji
3. Sformułować wnioski
Część IV
Szereg elektrochemiczny metali. Reakcje metali
1. Do pięciu probówek odmierzyć po 5 cm3 następujących roztworów:
Probówka 1 – roztwór CuSO4 o stężeniu 0,5 mol/dm3
Probówka 2 – roztwór AgNO3 o stężeniu 0,5 mol/dm3
Probówka 3 – roztwór CuSO4 o stężeniu 0,5 mol/dm3
Probówka 4 – roztwór ZnSO4 o stężeniu 0,5 mol/dm3
Probówka 5 – roztwór HNO3 (1:1) o stężeniu 30%
2. Do probówek z wyżej wymienionymi roztworami wrzucić odpowiednio:
Probówka 1 – opiłki żelaza
Probówka 2 – opiłki miedzi
Probówka 3 – opiłki cynku
Probówka 4 – opiłki żelaza
Probówka 5 – opiłki miedzi
Opracowanie wyników - Część IV
1. Opisać zmiany zachodzące w probówkach
2. Napisać równania zachodzących reakcji
3. Sformułować wnioski