Chemia ogólna i nieorganiczna – laboratorium I rok Ochrona...

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 8.9 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



1. Zapisy równań reakcji chemicznych w formie cząsteczkowej i jonowej

2. Obliczenia na podstawie równań chemicznych

II. Literatura


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



1. Reakcje strącania osadów (zapis cząsteczkowy i jonowy)

2. Stechiometria reakcji w roztworze

3. Wydajność reakcji

II. Literatura


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


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.


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



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



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



1. Materiał z ćwiczenia IV

2. Reakcje charakterystyczne kationów III i IV grupy analitycznej

II. Literatura

1. Skrypt rozdz. 7



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



1. Materiał z ćwiczeń IV i V

2. Analiza kationów grupy V oraz anionów grup I - VI

II. Literatura

1. Skrypt rozdz. 7



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



reakcji opisanych w tabeli.

Ćwiczenie nr VII



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”



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)



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



1. Materiał obowiązujący na ćwiczenia VII

II. Literatura

1. Patrz ćwiczenie VII



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



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


Zakres poszerzony

Zaleca się zrobienie następujących zadań: 9.22 - 9.50 oraz 9.55 – 9.68




Analiza soli – c.d.

Ćwiczenie nr X



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


Zakres poszerzony

Zaleca się zrobienie następujących zadań: 9.69 - 9.91



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


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



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. 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


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



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


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

Chemia ogólna i nieorganiczna – laboratorium I rok Ochrona...

Documents

Transcript of Chemia ogólna i nieorganiczna – laboratorium I rok Ochrona...