Sprawozdanie

Kompleksometryczne oznaczanie zawartości jonów wapniowych

CHEMIA ŚRODOWISKA

IŚ 2, Gr. 2

1. Część teoretyczna

Analiza miareczkowa - polega ona na oznaczaniu ilości substancji zawartej w roztworze za pomocą precyzyjnego odmierzania (z biurety) odczynnika o znanym stężeniu (titranta). Czynność tą nazywamy miareczkowaniem. Reakcje zachodzące w czasie miareczkowania muszą zachodzić stechiometrycznie, przebiegać stosunkowo szybko a ich produkty powinny być trwałe w warunkach miareczkowania. Głównym odczynnikiem stosowanym w kompleksometrycznej analizie miareczkowej jest sól dwusodowa kwasu etylenodiaminotetraoctowego (EDTA). Występuje ona także pod nazwą kompleksonu III lub wersenianu sodowego.

Twardość wody – właściwość chemiczna wody związana z obecnością rozpuszczonych

soli wapnia i magnezu oraz glinu, żelaza, manganu, strontu, baru, cynku i innych pierwiastków występujących w mniejszych stężeniach. Rozróżnia się twardość węglanową oraz niewęglanową. Suma obu rodzajów twardości nazywana jest twardością wody ogólną.

Stopień twardości wody -jednostka twardości wody. Obowiązującą w Polsce jednostką twardości wody jest jeden mg CaCO3/dm3wody -stopień amerykański.

Titrant - w miareczkowaniu jest to roztwór dodawany z biurety w postaci kropel do roztworu analizowanej substancji (analit). Titrant jest roztworem mianowanym związku chemicznego zdolnego do reakcji charakterystycznej analizowanego indywiduum chemicznego.

1. Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest kompleksometryczne oznaczenie zawartości jonów wapnia za pomocą EDTA jonów Ca zawartych w roztworze po rozpuszczeniu próbki. W danym roztworze siła jonowa jest ustabilizowana. Jedną z metod analizy ilościowej substancji jest analiza miareczkowa. Polega ona na oznaczaniu ilości substancji zawartej w roztworze za pomocą precyzyjnego odmierzania z biurety odczynnika o znanym stężeniu titranta. Czynność ta nazywana jest miareczkowaniem. Reakcje zachodzące w czasie miareczkowania muszą zachodzić stechiometrycznie, a ich produkty powinny być trwałe w warunkach miareczkowania. Głównym odczynnikiem stosowanym w kompleksometrycznej analizie miareczkowej jest sól dwusodowa kwasu etylenodiaminotetraoctowego (EDTA).

1. Zasada metody

Kompleksometryczne oznaczanie zawartości Ca w wodzie oparte jest na zachodzeniu reakcji zmiany barwy na amarantowy po dodaniu do analizowanego roztworu wskaźnika kalcesu.

Ca²⁺ + kalces = Ca-kalces

Druga reakcja zachodzi podczas miareczkowania roztworem EDTA, w wyniku której rozpada się kompleks wapnia z kalcesem, a tworzy się nowy Ca-EDTA. O końcu reakcji świadczy zmiana zabarwienia roztworu na niebieski, typowy dla czystego kalcesu.

Ca-kalces + EDTA = Ca-EDTA + kalces

Podczas miareczkowania EDTA kompleksy jonów wapnia ze wskaźnikiem zostają zastąpione przez bardziej trwałe kompleksy tych jonów z wersanianem i roztwór przybiera barwę wolnych jonów wskaźnika.

Koniec miareczkowania, a więc moment, w którym oznaczany składnik przereagował ilościowo z titrantem nazywamy punktem równoważnikowym. Oznaczenie (wzrokowe) punktu równoważnikowego polega na dodaniu do mieszaniny reakcyjnej takiej substancji, która zmienia barwę (uzyskuje ją lub też ulega odbarwieniu) w punkcie równoważnikowym. Substancję taka nazywamy wskaźnikiem. Obserwowana zmiana barwy może wiązać się ze zmianami w budowie wskaźnika zachodzącymi np. pod wpływem zmiany pH lub wskaźnik może reagować w roztworze podczas procesu miareczkowania. Wskaźniki często tworzą związki kompleksowe reagując z substancją oznaczaną. Kompleksy te mają stałą trwałości niższą niż związek kompleksowy powstały w wyniku reakcji substancji badanej i titrantu.

1. Stosowane odczynniki

• EDTA 0,02 M

• Kalces

• KOH 20%

• woda redestylowana

1. Sprzęt laboratoryjny:

• biureta,

• kolby miarowe (100 cm3)

• kolba stożkowe (250 cm3)

• pipeta.

1. Wykonanie oznaczenia

Odważamy na wadze analitycznej 1g kalcytu rozpuszczono go w 0,05mol/litr azotanu (V) amonu (NH₄NO₃). Następnie dokonano 7 pobrań roztworu po upływie określonego czasu: kolejno po 1, 2.5, 5, 10, 15, 20 i 30 minutach. Za każdym razem po pobraniu ok. 40ml roztworu przesączano go przez filtry do odpowiednich probówek. Do kolby stożkowej pobieramy 20 cm³ analizowanego roztworu. Dodajemy do roztworu 5 cm³ buforu alkalicznego i szczyptę kalcesu oraz około 15 cm³ wody redestylowanej. Próbkę miareczkujemy mianowanym roztworem EDTA do zmiany zabarwienia z amarantowej na niebieską. Zamian barwy wskazuje na punkt końcowy miareczkowania. Kolejno ustawiono kolbkę pod biuretą i miareczkowano 0,02-molowym roztworem EDTA, jednocześnie mieszając kolbkę przez kołowanie, co powodowało uwolnienie się jonów wapniowych. Czynność tę wykonywano do momentu zmiany barwy roztworu z amarantowej na niebieską. Ze skali objętości umieszczonej na biurecie odczytano ubytek roztworu EDTA. Miareczkowanie dokonano dla 7 probówek.

Wykonujemy oznaczenie pH urządzeniem zwanym pehametrem. Pehametr należy wykalibrować, wsadzając elektrodę do odpowiedniej probówki i czekając aż wynik się ustabilizuje.

1. Wzór obliczeniowy

Zawartość Ca obliczamy wg wzoru:

Ca [mg/dm³] = (M x V x 1000) / s

gdzie:

M - miano EDTA [mg Ca/cm³] - dla 0,02 M EDTA miano = 0,8 mg Ca/cm³

V - objętość zużytego EDTA [cm³]

s - objętość analizowanego roztworu [cm³] – w tym doświadczeniu s = 20cm³

Wynik podajemy w mg jonów wapnia w całej kolbie oraz przeliczamy na zawartość procentową chlorku wapnia w badanej próbce.

1. Wyniki miareczkowania

Czas [min]	Ubytek EDTA na biurecie [cm^3]	Zawartość Ca^2+w próbce [mg/20cm^3]	Zawartość Ca^2+ [mg/dm^3]	pH
1	1,15	0,92	46	7,68
2,5	1,20	0,96	48	7,76
5	1,20	1,20	48	7,84
10	1,45	1,16	58	7,90
15	1,50	1,20	60	7,94
20	1,55	1,24	62	8,01
30	1,50	1,20	60	8,00

Tab. 1 Wyniki miareczkowania

W celu dokonania odczytu odczynu Ph, posłużono się pehametrem. Zanim przystąpiono do mierzenia, urządzenie wykalibrowano w roztworach buforowych o znanym pH. Następnie elektrodę i czujnik temperatury umieszczano po kolei w każdej z próbówek badanego roztworu. Odczytu pH dokonywano po ustabilizowaniu się pomiaru na pehametrze. Za każdym razem przed włożeniem elektrody do kolejnej próbki, płukano ją wodą redestylowaną, w celu zminimalizowania ewentualnych błędów pomiarowych.

1. Wykres zmienności stężenia w czasie

2. Obliczenia stałej rozpuszczalności

Obliczono aktywność jonów Ca²⁺ korzystając z programu PHRE EQC. Postawiono w następujące wartości:

temperatura: 25 C , pH: 8,01, C_N^3-: 700mg/l, C_N^2-: 700mg/l, C_Ca²⁺:(śr z trzech pomiarów)60,67 mg/l, C_Ca²⁺:(M_CO^3- *C_Ca²⁺/M_Ca²⁺)91,005 mg/l

Otrzymano:

log[Ca²⁺]=-3,207

log[CO^3-]=-5,238

Obliczono stałą rozpuszczalności:

logK_SP=log[Ca²⁺]+log[CO^3-]=-8,445

K_SP=10^-8,445

Porównując otrzymaną stałą rozpuszczalności z wynikiem otrzymanym po obliczeniu z wykorzystaniem tablic termodynamicznych, który wyniósł K_SP=10^-8,30 można stwierdzić, że badanie stałej przebiegło w miarę poprawnie. Różnica wyników, może wynikać z niedokładności podczas miareczkowania i krótkiego czasu wykonywania ćwiczenia.