1

WYDZIAŁ NAUKI O ŻYWNOŚCI

Technologia Żywności i Żywienie Człowieka

Program ćwiczeń z chemii ogólnej w roku

akademickim 2015/2016 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.

3

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. 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 2015/2016 w semestrze zimowym ogółem 30 godzin lekcyjnych, 10 spotkań. Ćwiczenie 1 (3h) 12 – 14 październik 2015 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) 19 – 21 październik 2015 r. Sprawdzian1 Reakcje utleniania i redukcji. Wpływ środowiska na redukcję jonu manganianowego(VII) MnO4

-. Reakcje hydrolizy wybranych soli. Ćwiczenie 3 (3h) 26 - 28 październik 2015 r. Sprawdzian 2 Analiza jakościowa. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów. Ćwiczenie 4 (3h) 2 - 4 listopad 2015 r. Poprawa sprawdzianów 1 i 2 Reakcje charakterystyczne wybranych anionów. Ćwiczenie 5 (3h) 16 - 18 listopad 2015 r. Sprawdzian 3 Sporządzanie roztworów o określonym stężeniu. Ph mocnych i słabych elektrolitów – obliczenia. Ćwiczenie 6 (3h) 23 - 25 listopad 2015 r. Analiza miareczkowa acydymetryczna: - przygotowanie mianowanego roztworu kwasu solnego - ilościowe oznaczanie NaOH w analizowanej próbie. Ćwiczenie 7 (3h) 30 listopad – 2 grudzień 2015 r. Sprawdzian4 Przygotowanie oraz pomiar pH roztworów buforowych. Ćwiczenie 8 (3h) 7 – 9 grudzień 2015 r. Poprawa sprawdzianów 3 i 4 Redoksymetria. Manganometryczne oznaczenie jonów Fe2+ w analizowanej próbie. Ćwiczenie 9 (3h) 11 - 13 styczeń 2016 r. Sprawdzian 5 Kompleksonometria. Oznaczanie jonów Ca2+ obok jonów Mg 2+ w analizowanym roztworze. Ćwiczenie 10 (3h) 18 - 20 styczeń 2016 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 komploksometrycznych: 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 2. Wiśniewski W., Makowska H., Chemia ogólna nieorganiczna skrypt UWM 3. Karczyński F., Cieciórski B., Pliszka B., Podstawy chemii z ćwiczeniami, skrypt

UWM 4. Szmal Z., Lipiec Z., Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej

PZWL 5. Gosiewska H. Materiały do ćwiczeń z chemii ogólnej i analitycznej skrypt

UWM 6. 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) Mn2O7tlenek manganu(VII) MnO4- manganianowy(VII)

H2MnO4 kwas manganowy(VI) MnO3 tlenek manganu(VI) MnO42- 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”

7

WZORY WYBRANYCH WODOROTLENKÓW I i II grupy układu okresowego wzór nazwa wzór i nazwa tlenku zasadowego nazwa kationu (bezwodnika zasadowego) w soli NaOH wodorotlenek sodu Na2O tlenek sodu Na+ kation sodu

KOH wodorotlenek potasu K2O tlenek potasu K+ kation potasu

LiOH wodorotlenek litu Li2O tlenek litu Li+ kation litu

Mg(OH)2 wodorotlenek magnezu MgO tlenek magnezu Mg2+ kation magnezu

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)

Mn(OH)2 wodorotlenek manganu(II) MnO tlenek manganu(II) Mn2+ kation manganu(II)

Cr(OH)2 wodorotlenek chromu(II) CrO tlenek chromu(II) Cr2+ kation chromu(II)

8

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)

9

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)

10

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 dm3 chloru (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 cm3 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 cm3)

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 %)

11

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

Obliczyć:

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 cm3 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 cm3 5 M; 187,5 cm3 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 ∙

12

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)

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 1300cm3 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 cm3 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 cm3 0,1 M KOH. Obliczyć, który z

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

13

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

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 cm3 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 cm3 i

miareczkowano wobec fenoloftaleiny zużywając 11 cm3 0,1124 M roztworu

H2SO4. Obliczyć ile gram zasady znajdowało się w kolbce. (0,6924g)

14

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

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

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/cm3.

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 120cm3 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 cm3 0,18 M roztworu

CH3COOK. Obliczyć pH tej mieszaniny. K = 1,76 · 10-5. (pH = 4,84)

15

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)

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 cm3 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 cm3 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)

16

14. Do 400 cm3 0,2 M roztworu CH3COOH dodano 500 cm3 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 cm3 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)

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

cm3; Vs = 1327,4 cm3)

17

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

cm3 0,01 M roztworu EDTA. Obliczyć twardość całkowitą w oN. (TC = 17,92

oN)

4. 250 cm3 wody miareczkowano wobec CT za pomocą 26 cm3 0,015 M

roztworu EDTA. Obliczyć twardość całkowitą tej wody w oN. (TC = 8,74 oN)

5. Jaką objętość 0,01 M EDTA zużyje się na kompleksonometryczne

oznaczenie 200 cm3 wody o twardości całkowitej 12 oN? (42,86 cm3)

6. Na zmiareczkowanie 250 cm3 wody jeziornej zużyto 10 cm3 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 cm3

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 cm3)

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 cm3 0,01 M

roztworu EDTA, a na oznaczenie tej samej wody wobec mureksydu zużyto 6

18

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 Ca2+; 31,2 mg Mg2+;

TC = 10,6 oN)

11. Z kolby o poj. 500 cm3 zawierającej CaSO4 oraz MgSO4 pobrano 25 cm3 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 cm3 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%)

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 cm3 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 Al3+ pobrano 25 cm3 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 )

19

2. Jedną z pierwszych metod oznaczenia szczawianów w moczu było

miareczkowanie manganometryczne prowadzone w śr. kwaśnym

poprzedzone oddzieleniem oznaczanego związku od innych substancji

redukujących wydalanych przez nerki. Obliczyć dobowe wydalanie tego

związku przez zdrowego człowieka, jeśli na miareczkowanie kwasu

szczawiowego wyizolowanego z moczu zebranego w ciągu doby zużyto 12,5

cm3 roztworu KMnO4 zzawierającego 0,5 mg Mn w 1 cm3.

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

kolby miarowej o pojemności 250 cm3. Do analizy pobrano 25 cm3 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)

4. Na miareczkowanie 0,1952 g kwasu szczawiowego H2C2O4 ∙ 2H2O zużyto

31,24 cm3 mianowanego roztworu KMnO4. Obliczyć Cm KMnO4. (0,0198 M)

5. 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/cm3)

6. 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)

7. 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)

8. Z kolby o poj. 100 cm3 zawierającej jony Fe2+ do analizy pobrano 25 cm3 i

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

Obliczyć ile gram Fe2+ było w kolbce. (0,1492 g)

9. 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)

10. 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 cm3

20

0,0500 M KMnO4. Obliczyć procentową zawartość tlenku żelaza(II) w rudzie.

(12,96 g; 92,57 %)

11. 7 gramową próbkę minerału zawierającego FeSO4 umieszczono w kolbie o

poj. 500 cm3 i uzupełniono wodą do kreski. Pobrano 25 cm3 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 %)

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

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

13. 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 )

14. Podczas reakcji H2O2 z 30 cm3 roztworu KMnO4 prowadzonej w śr. kwaśnym

wydzieliło się 84 cm3 O2. Obliczyć Cm KMnO4. (0,0500 M)

15. 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 %)

16. Na miareczkowanie pewnej ilości H2O2 zużyto 37,47 cm3 0,0203 M roztworu

KMnO4. Obliczyć objętość wydzielonego tlenu w cm3. (42,5 cm3)

17. 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)

18. Z kolbki o poj. 100 cm3 zawierającej H2O2 do analizy pobrano 20 cm3 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)

19. 50 cm3 1 % roztworu H2O2 o d = 1,025 g/cm3 zmiareczkowano w śr. kwaśnym

przy użyciu 0,0800 M roztworu KMnO4. Jaką objętość roztworu manganianu

(VII) potasu zużyto podczas miareczkowania? (75,37 cm3)

20. 5 gram częściowo rozłożonego perhydrolu rozcieńczono do objętości 500 cm3,

pobrano 25 cm3 i miareczkowano w śr kwaśnym zużywając 23,5 cm3 roztworu

KMnO4 o stężeniu 0,0206 mol/dm3. Obliczyć ile gramów rozcieńczonego

perhydrolu należy użyć, aby przygotować 200 g roztworu H2O2 o Cp = 3 %.

(36,43 g)

21

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:

22

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:

23

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 KOH. Następnie do każdej z probówek wkraplać rozcieńczony roztwór KMnO4. 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:

24

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 cm3 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 cm3 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

25

Tabela nr. 1

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 jonowym.

Uzupełnienie tabeli nr. 2.

Napisanie reakcji hydrolizy badanych soli.

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

26

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+, Hg22+, Pb2+. 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:

27

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:

28

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

- + Pb2+ + H2O

29

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: 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+.

30

ĆWICZENIE 4

ANALIZA JAKOŚĆIOWA WYBRANYCH ANIONÓW.

Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: SO42-, CO3

2-, PO43-,

NO3-

Podział na grupy analityczne anionów: I grupa: Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

3-, Fe(CN)64-, ClO-

II grupa: S2-, NO2-, CH3COO-

III grupa: SO32-, CO3

2-, C2O42-, BO2

-, BO33-, C4H4O6

2- IV grupa: PO4

3-, AsO43-, AsO3

3-, S2O32-, CrO4

2-, Cr2O72-

V grupa: NO3-, MnO4

-, ClO3-, ClO4

- VI grupa: SO4

2-, F-, SiF62-.

VII grupa: SiO32-, SiO4

4-, 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 3 krople 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 CO32- z AgNO3 oraz z BaCl2, zapisać obserwacje

31

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 Fe2+ do NO, natomiast jony Fe2+ utleniają się do kationów Fe3+.

32

Zapis przebiegu reakcji i obserwacje: Na podstawie bilansu elektronowego dobrać współczynniki do reakcji redoks: Fe2+ + NO3

- + H+ → Fe3+ + 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

SO42-

CO32-

PO43-

NO3-

Na podstawie poznanych kationów i anionów oraz przeprowadzonych reakcji charakterystycznych zidentyfikować otrzymaną do analizy sól. Numer próbki …………………… Wzór soli …………………….

33

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.

OPIS ĆWICZENIA. Praca w zespołach dwuosobowych

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.

34

Obliczyć także, jaką objętość wody destylowanej należałoby dodać do przygotowanego roztworu CuSO4, aby powstał roztwór o stężeniu Cp = 0,2 %. 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. Jeśli masa przygotowanej naważki KHCO3 różniła się od wyżej wyliczonej, to wówczas należy obliczyć stężenie molowe sporządzonego roztworu z dokładnością do czwartego miejsca po przecinku.

Przygotowany roztwór podpisać i zachować do następnych ćwiczeń. Dodatkowo wykonać obliczenia:

Obliczyć zawartość jonów K+ oraz HCO3- w każdym ze sporządzonych

roztworów w g /cm3, mg /cm3 . 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 pH CH3COOH przed rozcieńczeniem Następnie przygotować metodą rozcieńczeń po 100 cm3 roztworów:

0,005 M H2SO4 0,005 M CH3COOH

35

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

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.

36

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 przygotowanego na wcześniejszej pracowni. Do każdej

37

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: 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 20cm3 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 = ……..cm3 HCl, V3 = ……….cm3 HCl

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

VVVV 3321

śrHCl

obliczenia:

Podczas miareczkowania zachodzi reakcja:

NaOH + HCl NaCl + H2O Na podstawie reakcji układamy proporcję:

38

1000cm3 1 M roztworu HCl reaguje 40g NaOH

Vśr cm3 CHCl roztworu HCl reaguje xg NaOH

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

39

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

40

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 15 25

3 25 15

4 38 2

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

dwóch zlewkach o poj. 100 cm3 należy sporządzić po 40 cm3 tego samego roztworu

41

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 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 5 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:

42

Otrzymane we wszystkich doświadczeniach wyniki wpisać do tabeli

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.

Obliczyć o jaką wartość uległo zmianie ph roztworu buforowego po

dodaniu HCl oraz po dodaniu NaOH.

Poprawne obliczenia wymagane we wszystkich doświadczeniach.

Równania reakcji wyjaśniające mechanizm działania buforu octanowego.

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

43

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 = ……….. cm3 KMnO4, V3 = ………. cm3 KMnO4

4

3321śr KMnOcm......................

3

VVVV

Podczas oznaczania zachodzi reakcja: 1MnO4

- + 5Fe2+ + 8H+ = 1Mn2+ + 5Fe3+ + 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 Fe2+

Vśr · 4KMnOmC x g Fe2+

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+

44

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 H2Y

2- reagują z kationami metali zgodnie z równaniem: Me2+ + H2Y

2- → 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 cm3 uzupełnić wodą destylowaną do kreski i dokładnie wymieszać.

45

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

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 Ca2+

Zawartość jonów Ca2+ w analizowanej próbie. 1000 cm3∙1 M EDTA 40 080 mg Ca2+

2CaśrV

∙ 0,01 M EDTA x mg Ca2+

2

3

Ca,śr Camg....................25

250

1cm1000

mg40080M01,0Vx

2

Zawartość jonów Mg2+ w analizowanej próbce:

2222 , CaśrMgCaśrMgśrVVV

46

1000cm3∙ 1 M EDTA 24 320 mg Mg2+

)( 222 , CaśrMgCaśr

VV ∙0,01M EDTA x mg Mg2+

2

3

Ca,śrMg,Ca,śrMgmg..................

25

250

M1cm1000

mg24320M01,0)VV(x

222

numer analizy: …………. Zawartość jonów Ca2+……………….. oraz Mg2+ ………………….w badanej próbie