2010-03-18

Analiza miareczkowa

Analiza miareczkowa ( obję toś ciowa, wolumetryczna) polega na oznaczaniu zawartości składnika w

badanym roztworze za pomocą roztworu odczynnika

miareczkującego ( titranta) o dokładnie znanym stężeniu ( mianie) i ściśle odmierzonej objętości; Podstawy analizy miareczkowej

W miareczkowaniu można wykorzystać reakcje

chemiczne, które:

przebiegają stechiometrycznie (ilościowo); Zasady oznaczeń wolumetrycznych

przebiegają dostatecznie szybko;

wraz z przykładami

w których punkt równoważnikowy można

wyznaczyć z wystarczającą dokładnością;

w których biorą udział substancje trwałe w

roztworach w warunkach miareczkowania

Punkt równoważnikowy i punkt końcowy

Punkt równoważnikowy (PR) = punkt miareczkowania, w którym wskaźnik oznaczany przereagował ilościowo z dodawanym odczynnikiem (został dodany w równoważ nej ilości);

Punkt końcowy (PK) = wyznaczony doświadczalnie punkt, Alkacymetria

w którym ilość dodanego odczynnika odpowiada dokładnie zawartości składnika oznaczanego;

Jeśli PK=PR, to błąd oznaczenia jest minimalny;

PK oznacza się różnymi metodami na podstawie pomiaru Składa się z alkalimetrii (oznaczania kwasów przy właściwości fizycznych roztworu;

pomocy zasad) oraz acidimetrii (oznaczania zasad

Do najprostszych metod oznaczania PK należą metody wizualne, polegające na dodawaniu do roztworu

przy pomocy kwasów)

odpowiedniego wskaźnika, zmieniającego barwę np. w zależności od pH lub potencjału redoksowego roztworu

Stężenia roztworu miareczkującego i oznaczanego powinny być podobne, gdyż zwiększa to dokładność uchwycenia punktu końcowego

Wskaźniki kwasowo-zasadowe

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (2)

+

−

Punkt końcowy miareczkowania kwasu zasadą lub

HInd + H O

2

↔ H O

3

+ Ind

zasady kwasem można określić potencjometrycznie,

+

−

⋅

mierz

[H O ] [Ind ]

ąc pH roztworu przy pomocy elektrody szklanej; K

3

=

Ind

Najprostszym sposobem wyznaczania PK jest jego

[HInd]

wizualne określenie przy pomocy związków, których zabarwienie zależy od pH;

+

[HInd]

[H O ] = K

Najczęściej są nimi słabe zasady lub kwasy

3

Ind [Ind− ]

organiczne, w których zabarwienie formy

zdysocjowanej jest inne niż formy niezdysocjowanej;

[HInd]

Można też uważać te dwie formy za sprzężone pary pH = pKInd − log

−

kwas-zasada (wg Brønsteda)

[Ind ]

Zmiana barwy następuje, gdy pojawia się około 10 % inaczej zabarwionych form wskaźnika; zakres zmiany barwy odbywa się więc w przedziale od 1:10 do 10:1 (dwa rzędy stężeń, około 2 jednostki pH) Dla każdego wskaźnika zmiany zachodzą w innym zakresie pH, który zależy od wartości KInd

1

2010-03-18

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (3)

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (4)

Zakres zmiany barwy wskaźnika dwubarwnego wynosi Wskaźnik

Zakres pH

Zabarwienie w

Zabarwienie w

zmiany

roztworze

roztworze

więc około pH = pK ±1, a dla pH=pK

(czyli dla

Ind

Ind

barwy

kwaśnym

alkalicznym

[HInd]=[Ind-]) wskaźnik ma barwę pośrednią;

Błękit tymolowy

1,2 – 2,8

czerwone

żółte

Należy dobrać wskaźniki tak, by ich zmiana barwy Oranż metylowy

3,1 – 4,4

czerwone

żółte

przypadała w pożądanym zakresie pH;

Czerwień metylowa

4,2 – 6,3

czerwone

żółte

Stosuje się także wskaźniki mieszane, lub wskaźniki uniwersalne, pozwalaj

Błękit

6,2 – 7,6

żółte

niebieskie

ące na szybkie orientacyjne

(niedokładne) okre

bromotymolowy

ślenie pH.(nie nadają się do

oznaczeń ilościowych!).

Fenoloftaleina

8,3 -10,0

bezbarwne

czerwone

Tymoloftaleina

9,3 – 10,5

bezbarwne

niebieskie

Miareczkowanie mocnego kwasu

Miareczkowanie mocnego kwasu

mocną zasadą

mocną zasadą (2)

Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:

pH mocnego kwasu przed miareczkowaniem wynosi pH = - log cHA HA + MeOH → MeA + H O

2

W czasie miareczkowania przed punktem równoważnikowym: c

⋅ V 0 − c ⋅ V

Ponieważ zarówno mocny kwas jak i mocna zasada i ich sól są KW

Z

Z

pH = − log

elektrolitami mocnymi, to ich dysocjacja jest całkowita: V 0 + VZ

H O+ + A

- + Me+ + OH- → (Me+ + A- ) + 2H O

W punkcie równowaznikowym pH = 7

3

2

Po osiągnięciu punktu równoważnikowego:

Reakcja jest zatem reakcją pomiędzy jonami hydroniowymi a hydroksylowymi. pH roztworu soli mocnego kwasu i mocnej c ⋅ V − c

⋅ V

zasady wynosi 7, zatem sygnałem osiągnięcia punktu Z

Z

KW

pH = pk +

0

log

równoważnikowgo jest taka właśnie wartość pH

w

V 0 + VZ

Miareczkowanie mocnego kwasu

Miareczkowanie mocnej zasady mocnym

mocną zasadą (3)

kwasem

14

14

pH

pH

fenoloftaleina

fenoloftaleina

7

błękit bromotymolowy

7

błękit bromotymolowy

oranż metylowy

oranż metylowy

0

0

15

20

25

30

35

15

20

25

30

35

MeOH, cm3

HA, cm3

Wszystkie trzy wskaźniki nadają się do określenia PK=PR

Wszystkie trzy wskaźniki nadają się również do określenia PK=PR

w tym przypadku

2

2010-03-18

Miareczkowanie słabego kwasu

Miareczkowanie słabego kwasu

mocną zasadą

mocną zasadą (2)

Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:

pH

HA + MeOH → MeA + H O

s

s

2

hydroliza

pH przed miareczkowaniem pH = ½ pK

– ½ log (c

)

soli

fenoloftaleina

kw

HA

Ponieważ zarówno mocny kwas i słaba zasada tworzą sól, która 7

błękit bromotymolowy

wraz z nadmiarem słabego kwasu tworzy roztwór buforowy, to początkowy, dość szybki wzrost pH ulega zahamowaniu: oranż metylowy

Powstająca sól ulega hydrolizie, co powoduje, że punkt

roztwór

równoważnikowy przypada powyżej pH = 7

buforowy

+

-

+

-

(Me + A ) + H O → HA + Me + OH

s

2

s

MeOH, cm3

Oranż metylowy – nie nadaje się

Miareczkowanie słabej zasady

Jeszcze o alkacymetrii

mocnym kwasem

W dotychczasowych rozważaniach opisano

miareczkowanie kwasu jednoprotonowego i

pH

odpowiednich zasad;

roztwór

Przy miareczkowaniu kwasu dwuprotonowego reakcja

buforowy

będzie przebiegała dwuetapowo zgodnie z reakcjami: fenoloftaleina

+

→

+

7

bł

H A

MeOH

MeHA

H O

ękit bromotymolowy

2

2

+

→

+

oranż metylowy

MeHA

MeOH

Me A

H O

hydroliza

2

2

soli

Na krzywej miareczkowania pojawią się dwa punkty przegięcia – każdy odpowiadający jednemu z dwóch HA, cm3

punktów równoważnikowych

Fenoloftaleina – nie nadaje się

Miareczkowanie węglanów

Miareczkowanie Na CO

2

3

mocnym kwasem

Podobnie wygląda miareczkowanie węglanów, które równiez przebiega dwuetapowo;

pH

Węglan sodowy – ze wgzledu na hydrolizę –

zachowuje się jak dość słaba zasada:

CO2− + H O+ → HCO− + H O

CO2− + H O+ → HCO− + H O

3

3

3

2

3

3

3

2

fenoloftaleina

HCO− + H O+ → H CO + H O → CO + 2H O

7

3

3

2

3

2

2

2

Tworzący się w pierwszym etapie jon HCO - jest słabą oranż metylowy

3

zasadą Brønsteda, a w drugim etapie tworzy się bardzo HCO− + H O+ → H CO + H O → CO + 2H O

słaby kwas węglowy;

3

3

2

3

2

2

2

Mieszanina jonów HCO - i H CO ma właściwości

3

2

3

buforujące;

HA, cm3

3

2010-03-18

Przykłady oznaczeń alkacymetrycznych

Oznaczanie zawartości NaOH przy pomocy HCl;

Oznaczanie zawartości HCl przy pomocy NaOH;

Oznaczanie zawartości CH COOH przy pomocy

3

NaOH;

Redoksometria

Oznaczanie zawartości NH przy pomocy HCl;

3

Nie wykonuje się miareczkowań w układach słaby kwas – słaba zasada;

Składa się z oksydymetrii (oznaczania przy

Oznaczanie zawartości Na CO przy pomocy HCl;

2

3

pomocy substancji utleniających) oraz

Oznaczanie zawartości NaHCO przy pomocy HCl;

3

reduktometrii (oznaczania zasad przy pomocy

Oznaczanie zawartości Na CO i NaHCO w

2

3

3

mieszaninie przy pomocy HCl;

substancji redukujących)

Wykonanie każdego z oznaczeń wymaga spełnienia określonych warunków

Redoksometria (1)

Redoksometria (2)

Przed miareczkowaniem trzeba przeprowadzić całą

Dla każ dej z dwóch par redoksowych (odczynnika miareczkującego i substancji oznaczanej) potencjał

substancję oznaczaną w formę zredukowaną ( jeś li redoksowy wynosi:

odczynnik miareczkują cy ma właś ciwoś ci RT

a

utl

0

,

0 059

[

]

utleniają ce) lub w formę utlenioną ( jeś li odczynnik E = E +

ln utl

0

= E +

log

miareczkują cy ma właś ciwoś ci redukują ce); nF

a

n

[ red ]

red

Nadmiar stosowanego wstępnie reduktora lub

Na początku miareczkowania wartość potencjału zależy utleniacza trzeba usunąć z roztworu, by nie

tylko od stężeń substancji oznaczanej, a w punkcie przeszkadzał w oznaczeniu;

równoważnikowym potencjał jest równy różnicy

W czasie miareczkowania ulega zmianie różnica

potencjałów normalnych, czyli:

potencjałów redoksowych ogniwa złożonego z

u

[ tl ]

u

[ tl ]

1 PR

2 PR

dwóch par OX/RED;

log

= −log

[ red ]

[ red ]

Potencjały redoksowe zależą zarówno od pH

1 PR

2 PR

roztworu, jak i od jego siły jonowej

Na krzywej zależności różnicy potencjału od objętości titranta zauważymy przegięcie

Redoksometria - wskaźniki (3)

Manganometria (1)

Odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest manganian

Wskaźniki redoksowe – substancje o różnym zabarwieniu (VII) potasu, KMnO , którego potencjał utleniający dla formy utlenionej i zredukowanej:

4

pH=0 wynosi 1,5 V i maleje ze wzrostem pH:

ś rodowisko kwaś ne

Barwa formy

Wskaźnik

E0 [V]

−

+

2+

zredukowanej

utlenionej

MnO + 8H + 5 e → Mn

+ 4H O

4

2

Safranina T

bezbarwna

czerwona

0,24

Mn+VII

Mn+II

Czterosulfonian indyga

bezbarwna

niebieska

0,36

ś rodowisko słabo kwaś ne lub słabo zasadowe

Błękit Nilu

bezbarwna

niebieska

0,41

MnO− + 4H+ + 3 e → MnO ↓ 2

+ H O

4

2

2

Błękit metylenowy

bezbarwna

niebieska

0,53

Mn+VII

Mn+IV

Dwufenylamina

bezbarwna

fioletowa

0,76

ś rodowisko zasadowe

Erioglucyna A

zielona

czerwona

1,00

−

2−

MnO

e

MnO

4 +

→

Ferroina

czerwona

niebieskawa

1,20

4

Mn+VII

Mn+VI

4

2010-03-18

Manganometria (2)

Manganometryczne oznaczanie

szczawianów

Miareczkowanie manganianem(VII) prowadzi się

Jony szczawianowe (zawarte w Na C O , H C O lub 2

2

4

2

2

4

⋅

w

H C O 2H O) ulegają na gorąco utlenieniu jonami

środowisku silnie kwaśnym), gdyż wtedy

2

2

4

2

manganiowymi (VII) w środowisku silnie kwaśnym

potencjał utleniający jonów MnO - jest najwyższy; 4

zgodnie z reakcją sumaryczną:

Zaletą stosowania jonów MnO - jest ich

+VII

+III

+II

+IV

4

−

+

2+

zabarwienie – wskaźnikiem PK jest nadmiar jonów

2MnO + 5H C O + 6H → 2Mn

+10CO ↑ 8

+ H O

4

2

2

4

2

2

miareczkujących (bladoróżowe zabarwienie

Reakcję tę można wykorzystać również do poś redniego roztworu);

oznaczania jonów Ca2+, (I) wytrącając ilościowo osad Ca C O z roztworu, (II) odsączając go i rozpuszczając go 2

2

4

Jony oznaczane ( forma zredukowana), które w kwasie siarkowym i (III) oznaczając odpowiadającą ulegają w tych warunkach utlenieniu, muszą

zawartości jonów Ca2+ ilość jonów szczawianowych: 2+

2-

wykazywać odpowiednie potencjały redoksowe

Ca

+ C O → CaC O ↓

2

4

2

4

CaC O + 2H+ → Ca 2+ + (2H+ + C O2- )

2

4

2

4

2MnO− + 5C O2- + 6

1 H+ → 2Mn2+ +10CO ↑ 8

+ H O

4

2

4

2

2

Manganometryczne oznaczanie żelaza

Inne oznaczenia manganometryczne

o Jony żelaza (II) w środowisku kwaśnym ulegają na zimno

Zawartość H O w roztworze można oznaczyć

2

2

utlenieniu jonami manganiowymi (VII) zgodnie z

wykorzystując jego właściwości redukujące:

równaniem reakcji:

+VII

-I

+II

0

MnO− + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H O

4

2

2MnO− + 5H O + 6H+ → 2Mn 2+ + 5O ↑ 8

+ H O

4

2

2

2

2

o Przed przeprowadzeniem oznaczenia trzeba całe zawarte w roztworze żelazo zredukować w całości do jonów żelaza

Jony manganianowe (VII) można również wykorzystać do (II) i usunąć z roztworu nadmiar reduktora:

oznaczania arsenu (w tym przypadku trzeba obecny w roztworze As(V) zredukować najpierw do As(III):

3+

2Fe

+ 2+

Sn

→

2+

2Fe

+ 4+

Sn

2MnO− + 5AsO3− + 6H+ → 2Mn2+ + 5AsO4− + 3H O

nadmiar S C

n l :

4

3

3

2

2

2+

S

n

+

2+

2Hg

+

−

2Cl →

4+

Sn

+ Hg Cl

2

2 ↓

Inne metody oksydymetryczne

Jodometria

Inną metodą oksydymetryczną jest chromianometria -

Jodometria opiera się na wykorzystaniu utleniających zastosowanie jako odczynnika miareczkującego roztworu właściwości jodu – potencjał normalny I /2I- wynosi 2

mianowanego dichromianu (VI) potasu:

E0=0,535 V. Ze względu na niewielką trwałość

+VI

+III

mianowanych roztworów jodu, najczęściej stosuje się metody pośrednie, oznaczając wydzielony jod lub jego Cr O− +14H+ → 2Cr3+ + 7H O

2

7

2

nadmiar tiosiarczanem sodowym:

+II

0

+V/2 -I

2−

2−

−

Chromianometria może być m.in. stosowana do

2S O

2

3

+ I2 → S O

4

6

+ 2I

oznaczania zawartości żelaza zgodnie z równaniem (w środowisku kwaśnym, wkaźnik – dwufenyloamina):

Jon tiosiarczanowy jest pochodną jonu siarczanowego, w którym jeden z atomów tlenu zastąpiono siarką, a stopień Cr O2- + 6Fe3+ +14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H O

utlenienia siarki jest średnią ładunków dwóch atomów: 2

7

2

S

O

O

O

H

S

OH

O

H

S

S

S

S

OH

O

O

O

5

2010-03-18

Jodometria

Przykłady oznaczeń jodometrycznych

Z bilansu elektronowego wynika, że dwa atomy siarki w

Zawartość nadtlenku wodoru w roztworze – tym razem jonie tiosiarczanowym oddają tylko jeden elektron.

wykorzystuje się jego właś ciwoś ci utleniają ce; Roztwory tiosiarczanu sodowego, choć dość stabilne, ulegają w wodzie powolnemu rozkładowi na jony

Nadtlenek wodoru reaguje w środowisku kwaśnym z wodorosiarczanowe (IV) i siarkę:

jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu

(oznaczenie pośrednie):

S O2− + H+ → HSO− + S

2

3

3

H O + 2I− + 2H+ → I + 2H O

2

2

2

2

Stężone roztwory jodu w wodzie mają kolor czerwony, rozcieńczone – żółty. Wskaźnikiem w miareczkowaniu

Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a

jodu tiosiarczanem jest skrobia, która w obecności nawet wydzielony jod – odpowiadający zawartości H O w

2

2

śladowych ilości jodu barwi się na niebiesko.

roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo przygotowanego roztworu skrobi.

Przykłady oznaczeń jodometrycznych

Oznaczanie zawartości jonów miedzi Cu2+ ;

Jony miedziowe Cu2+ reagują z jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu, a równocześnie redukując się do jonów Cu+ (oznaczenie pośrednie), które wytrącają si

Kompleksometria

ę w formie nierozpuszczalnego w wodzie jodku CuI: 2+

2Cu

+ −

4I → I2 + 2CuI ↓

Kompleksometria polega na wykorzystaniu reakcji

Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a

tworzenia się trwałych kompleksów ( chelatowych) wydzielony jod – odpowiadający zawartości Cu2+ w do oznaczania zawartości badanych substancji w

roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo roztworze

przygotowanego roztworu skrobi. Ilość wolnego jodu odpowiada stechiometrycznie zawartości miedzi w

badanym roztworze.

Kompleksometria

Kompleksometria

Najczęściej stosowaną substancją jest kwas

Punkt końcowy w miareczkowaniu

etylenodiaminotetraoctowy (EDTA, komplekson II), kompleksometrycznym jest podobny do PK w

znany również jako kwas wersenowy, stosowany również

alkacymetrii, tylko zamiast skoku pH, jest skok pMe jako sól dwusodowa (komplekson III). Tworzą one trwałe (ujemnego logarytmu za stężenia oznaczanego metalu), kompleksy chelatowe z większością jonów metali reakcja kompleksowania przebiega wg schematu:

wielowartościowych.

Me + L → MeL

HOOC—H C

CH —COOH

2

2

H O+ + OH− → 2H O

3

2

N—CH —CH —N

2

2

Powinny być spełnione podobne warunki, jak przy

miareczkowaniu alkacymetrycznym, czyli: podobne

HOOC—H C

2

CH —COOH

2

stężenia, wysoka trwałość produktu reakcji (niska dysocjacja)

Oznaczając EDTA jako H Y, możemy napisać reakcję 4

tworzenia sie kompleksu (kompleksowania):

n +

2−

(n−4)+

+

Me

+ H Y

2

→ [MeY]

+ 2H

6

2010-03-18

Wskaźniki kompleksometryczne

Przykłady oznaczeń kompleksometrycznych

Są to substancje organiczne, będące często również

wskaźnikami alkacymetrycznymi, które tworzą z

Oznaczanie Mg – w roztworze o pH = 10 (bufor) i w oznaczanym metalem kompleks o trwałości znacznie obecności czerni eriochromowej jako wskaźnika;

mniejszej niż jego kompleks z EDTA. Zabarwienie

Zmiana zabarwienia roztworu z różowofiołkowego na kompleksu jest inne, niż zabarwienie cząsteczek

niebieskie;

wskaźnika niebędących ligandami (które zależy często również od pH!):

Te sam sposób oznaczania można zastosować np. również

do oznaczania jonów Ca2+ – i to w obecności innych Me - In + EDTA → Me - EDTA + In

jonów – należy silnie zalkalizować roztwór (pH=13), tak by wytrącić wszystkie pozostałe kationy.

barwa I

barwa II

Czasem stosuje się również wskaźniki redoks (np. przy

W tych warunkach pH wskaźnikiem jest mureksyd lub onzaczaniu Fe3+), gdyż wytworzenie kompleksu obniża kalces.

potencjał utleniający;

Metoda nadaje się róznież do oznaczania zawartości Kompleksometria pozwala na oznaczanie zawartości wapnia i magnezu łącznie (twardość wody!)

różnych kationów w mieszaninach poprzez maskowanie obceności pozostałych kationów przez wytworzenie trwalszych kompleksów lub ich wytrącenie

Metody strąceniowe

Oznaczanie przy pomocy metod strąceniowych polega na wytworzeniu przez titrant trudnorozpuszczalnych osadów z substancją oznaczaną;

Warunkiem jest tworzenie się osadu o ściśle określonej stechiometrii o bardzo niskiej rozpuszczalności; Podobnie jak w innych przypadkach, tak i w tym

Metody strąceniowe

wyznaczenie PK miareczkowania wymaga analizy

krzywej miareczkowania na wykresie zalezności

ujemnego logarytmu ze stężenia substancji oznaczanej w funkcji objętosci dodawanego odczynnika;

Najbardziej znaną metodą strąceniową jest

argentometria, w której substancją miareczkującą jest mianowany osad azotanu(V) srebra, tworzący

trudnorozpuszczalne osady z większością anionów

Argentometria - wskaźniki – oznaczanie Cl-Oznaczanie chlorków metodą Mohra

Dwie sole trudno rozpuszczalne:

Wskaźnikami w metodach strąceniowych są substancje W roztworze znajduje się 0,001 mola chlorku potasu oraz 0,001 mola tworzące z nadmiarem odczynnika strącającego barwne chromianu (VI) potasu. Do roztworu dodawano kroplami 0,01 M

osady, bądź barwne rozpuszczalne związki kompleksowe.

roztwór azotanu srebra. Jaki osad wytrąci się z tego roztworu ?

Przykład – chromian (VI) potasu, stosowany jako wskaźnik

+

-

-10

+



← →

↓

= ⋅

przy oznaczaniu chlorków.

Ag

Cl

AgCl L

1 10

Argentometryczne oznaczanie chlorków opiera sie na

+

2-

1

− 2

2Ag + C

rO 

← → A

g CrO

↓ L

= 2 ⋅10

reakcji:

4

2

4

Obliczamy przy jakim stężeniu jonów srebrowych będą się wytrącać

+

−

+

−

-10

Ag + Cl → AgCl

↓ [ Ag ]⋅[Cl ] = 1,1⋅10

poszczególne osady:

−10

+

LAgCl

10

−7

Wskaźnik także tworzy z jonami srebra

AgC

l [

Ag ] =

=

=10

−

−

trudnorozpuszczalny w wodzie osad:

3

[ Cl ]

10

+

2−

+ 2

2−

-12

2Ag + CrO

→ Ag CrO [ Ag ] ⋅[CrO ] = 2⋅10

1

− 2

4

2

4

4

+

L

⋅

Ag CrO

2 10

2

4

−5

Ag CrO [

Ag ] =

=

= 5

,

4 ⋅10

2

4

2−

−3

[ CrO ]

10

4

7

2010-03-18

Oznaczanie chlorków (2)

Stężenie jonów srebrowych pozostających w równowadze z osadem:

L

−

−

+

⋅

⋅

AgCl

1,1 10 10

LAg CrO

2 10 12

[Ag ]

2

4

=

=

=

=

[Cl− ]

[Cl− ]

[CrO2− ]

[CrO2− ]

4

4

stąd możemy określić początek strącania Ag CrO : 2

4

−

1

− 0

[Cl ]

1,1⋅10

−5

=

= 7,8⋅10

2−

1

− 2

[CrO ]

⋅

4

2 10

Początek wytrącania osadu Ag CrO zależy od stężenia 2

4

jonów chromianowych, które powinno być niewielkie

[ponadto ze względu na zabarwienie jonów

chromianowych (VI) ich nadmiar utrudnia określenie PK]

8