PRZEPISY PORZĄDKOWE

Każda osoba pracująca w laboratorium chemicznym wykonuje szereg prac z substancjami szkodliwymi i niebezpiecznymi dla zdrowia. Niebezpieczeństwo można sprowadzić do minimum jeżeli wszyscy zachowają wszelkie niezbędne środki ostrożności. Należy przy tym bezwzględnie przestrzegać każdego zalecenia osoby prowadzącej ćwiczenia, dotyczącego sposobu wykonania doświadczenia i jego dokumentacji oraz porządku obowiązującego zarówno w trakcie trwania ćwiczeń jak i po ich zakończeniu.

1. Sala ćwiczeń jest miejscem pracy wielu osób, należy więc zachowywać się w sposób poważny i odpowiedzialny.

2. Ze względu na pracę z odczynnikami barwiącymi, żrącymi, materiałem biologicznym, itp., należy obowiązkowo pracować w fartuchu ochronnym a w razie potrzeby używać rękawiczek jednorazowego użytku.

3. Nie wolno wnosić na salę ćwiczeń wierzchniego okrycia - ma ono być pozostawione w szatni.

4. Na stole laboratoryjnym oprócz koniecznych do wykonania doświadczenia odczynników oraz odpowiedniego sprzętu mogą znajdować się tylko skrypt, zeszyt, kalkulator, przybory do pisania i rysowania.

5. W laboratorium nie wolno jeść, jak również nie wolno kłaść na stole laboratoryjnym żadnych produktów spożywczych.

6. Odczynniki stężone i żrące umieszczone są na tacy kwasoodpornej pod jednym z wyciągów. Odczynników tych nie wolno przenosić poza obręb tej tacy.

1. butelki, w których przechowuje się stężone odczynniki zaopatrzone są dodatkowo w kołpaki zabezpieczające przed rozchodzeniem się par odczynnika. Otwierając butelkę należy kołpak położyć obok tacy kwasoodpornej, a korek położyć w kołpaku. Po użyciu odczynnika należy natychmiast zamknąć butelkę,

2. wykonując odczyn jakościowy, stężony odczynnik należy wlewać powoli i ostrożnie wprost z butelki po ściance nachylonej probówki, przy opuszczonej szybie wyciągu,

3. nie wolno używać pipet automatycznych do odczynników stężonych,

4. w razie konieczności odmierzenia określonej objętości stężonego odczynnika można używać wyłącznie pipety szklane zaopatrzone w odpowiednią pompkę. Po użyciu wstawić pipetę do stojącego obok słoja,

5. w przypadku poparzenia się stężonym kwasem lub zasadą należy natychmiast zastosować roztwór zobojętniający ((NH₄)₂CO₃, NaHCO₃ lub CH₃COOH), znajdujący się obok tacy kwasoodpornej, a następnie spłukać dużą ilością wody.

7. Korzystając z odczynników, po otwarciu butelki korek należy albo trzymać w ręce albo odłożyć w taki sposób, aby nie zabrudzić ani stołu ani korka. Po użyciu odczynnika butelkę należy natychmiast zamknąć i odstawić na miejsce.

8. Nie wolno używać tej samej pipety szklanej lub tej samej końcówki pipety automatycznej do odmierzania różnych roztworów.

9. Żadnej substancji nie wolno badać smakiem.

10. Każdy wypadek, np. poparzenie, skaleczenie należy zgłosić prowadzącemu ćwiczenia, który udzieli pierwszej pomocy lub w razie konieczności skieruje do odpowiedniego ambulatorium.

11. Nie wolno przenosić samowolnie żadnych urządzeń zainstalowanych na sali ćwiczeń.

12. Posługując się aparaturą, np. wirówką, spektrofotometrem, pH-metrem, itp., należy postępować zgodnie z instrukcją dołączoną do aparatu lub przekazaną przez prowadzącego ćwiczenia.

13. Ćwiczenia rozpoczyna i po skontrolowaniu stanu sali kończy osoba prowadząca ćwiczenia.

14. O każdym opuszczeniu miejsca pracy i wyjściu z sali należy poinformować prowadzącego ćwiczenia.

PRZYGOTOWANIE ROZTWORÓW

Przygotowanie roztworów jest jedną z podstawowych czynności w laboratorium a znajomość zasad przygotowania i umiejętność ścisłego określania stężeń roztworów należy do obowiązków każdego pracownika w każdym laboratorium.

Roztwór (mieszanina fizycznie jednorodna) otrzymuje się przez zmieszanie dwu lub więcej substancji, które utworzą układ o jednakowym składzie w całej swej objętości. Substancja przeważająca ilościowo w roztworze nazywana jest rozpuszczalnikiem, drugi składnik nazywa się substancją rozpuszczoną.

Roztwory o ściśle oznaczonym stężeniu przygotowuje się przez dokładne odważenie lub odmierzenie substancji rozpuszczonej i dodanie rozpuszczalnika do wymaganej objętości końcowej roztworu. Stężenie roztworu (skład ilościowy roztworu) wyraża zawartość substancji rozpuszczonej w określonej masie lub objętości roztworu w danej temperaturze. Do najczęściej stosowanych stężeń należą:

• stężenie procentowe

• stężenie molowe

stężenie procentowe	procent wagowy	(liczba gramów substancji rozpuszczonej w 100 g roztworu)
		procent wagowo- objętościowy	(liczba gramów substancji rozpuszczonej w 100 ml roztworu)
	procent objętościowy	(liczba ml substancji rozpuszczonej <ciecz> w 100 ml roztworu)

W praktyce klinicznej używa się również stężenia mg%, wyrażającego liczbę miligramów substancji rozpuszczonej w 100 ml roztworu.

Stężenie molowe określa liczbę moli rozpuszczonej substancji w 1 litrze roztworu. Stężenie molowe opisuje się symbolami: mol/l, M lub [ ]. W praktyce klinicznej stężenie roztworów rozcieńczonych wyraża się w jednostkach mniejszych, mmol/l (mM) lub μmol/l (μM) - wyrażających liczbę mili- lub μmoli substancji rozpuszczonej w 1 litrze roztworu.

Roztwory odczynników przygotowuje się odważając dokładnie daną substancję, rozpuszczenie jej w niewielkiej ilości rozpuszczalnika, a następnie uzupełnienie rozpuszczalnikiem do wymaganej objętości. Można również przyrządzać roztwory przez odpowiednie rozcieńczenie rozpuszczalnikiem roztworu bardziej stężonego lub przez zmieszanie dwóch roztworów - bardziej i mniej stężonego. W takich przypadkach bardzo przydatnym jest uproszczony sposób obliczania ilości obu wyjściowych cieczy metodą tzw. „krzyża”.



A C - B = ilość części objętościowych (lub wagowych) roztworu A



C

B A - C = ilość części objętościowych (lub wagowych) roztworu B

gdzie:

A - stężenie procentowe roztworu A,

B - stężenie procentowe roztworu B,

C - żądane stężenie procentowe przygotowywanego roztworu.

Przykład 1:

W jakim stosunku objętościowym należy zmieszać 20% roztwór chlorku sodu z wodą aby otrzymać roztwór tej soli o stężeniu 3,5%?



20 3,5 - 0 = 3,5



3,5

0 20 - 3,5 = 16,5

Odpowiedź: Należy zmieszać 3,5 objętości 20% roztworu NaCl z 16,5 objętościami wody.

Przykład 2:

W jakim stosunku objętościowym należy zmieszać 20% roztwór chlorku sodu z 1% roztworem tej soli aby otrzymać roztwór o stężeniu 3,5%?



20 3,5 - 1 = 2,5



3,5

1 20 - 3,5 = 16,5

Odpowiedź: Należy zmieszać 2,5 objętości 20% roztworu NaCl z 16,5 objętościami 1% roztworu NaCl.

ANALIZA JAKOŚCIOWA (wykrywanie niektórych jonów)

Szereg reakcji zachodzących pomiędzy elektrolitami prowadzi do wytworzenia trudnoro­zpuszczalnych połączeń, często o charakterystycznej barwie wytrącających się w środowisku reakcji w postaci osadu. Oceniając wizualnie wytrącony osad, tzn. jego barwę, konsystencję oraz badając jego rozpuszczalność w różnych odczynnikach można określić jaki jon, kation lub anion wchodził w skład badanego roztworu. Stanowi to podstawę analizy jakościowej, mającej na celu stwierdzenie jaki jon znajduje się w analizowanym roztworze oraz analizy ilościowej, polegającej na pomiarze ilości tego jonu.

W analizie strąceniowej rozpuszczalność powstających w czasie reakcji osadów powinna być tak mała aby błąd wynikający z warunków oznaczania był jak najmniejszy. Źródłem błędu może być również adsorpcja na powierzchni osadu, głównie tych jonów, z których sam został utworzony, przy czym adsorpcja ta odbywa się również w czasie „rośnięcia” cząstek osadu. W ten sposób część oznaczanych jonów może zostać uwięziona wewnątrz cząstek osadu, powodując obniżenie wyniku ilościowego oznaczania. W każdym nasyconym roztworze (roztworze znajdu­jącym się nad osadem) trudno rozpuszczalnej soli ustala się stan równowagi dynamicznej pomiędzy jonami tej soli znajdującymi się w roztworze a osadem.


KA K⁺ + A⁻

osad roztwór nasycony

Dla substancji, których rozpuszczalność nie przekracza 0,01 mol/l roztworu zostało wpro­wadzone pojęcie iloczynu rozpuszczalności. Określa się go jako iloczyn stężeń jonów tej substancji pozostających w równowadze z osadem. W przypadku ogólnej reakcji


K_mA_n↓ mKⁿ⁺ + nA^m−

Iloczyn rozpuszczalności oznaczany symbolem L lub I_r wyrazi się wzorem:

L(I_r)_KmAn = [Kⁿ⁺]^m [A^m−]ⁿ

Czyli:

W nasyconym roztworze trudnorozpuszczalnej soli jonowej iloczyn ze stężeń molowych jonów tej soli podniesionych do potęgi równej liczbie jonów danego rodzaju, w stałej temperaturze jest wartością stałą.

Rozpuszczalność trudno rozpuszczalnej soli może być zatem określana iloczynem roz­pusz­czalności lub rozpuszczalnością wyrażaną zwykle w g/l roztworu. Strącanie osadu trudno rozpusz­czalnych soli zaczyna się po przekroczeniu w roztworze takich stężeń jonów, których iloczyn ma wartość równą I_r. Jeżeli w roztworze są obecne dwa lub więcej jony, reagujące z dodawanym do roztworu jonem tworzącym z nimi trudno rozpuszczalne osady, to pierwszy zacznie wytrącać się osad, którego I_r jest najmniejszy. Zmiana stężenia jednego z jonów w roztworze powoduje zmianę stężenia drugiego jonu tak aby w stałej temperaturze ich iloczyn pozostał stały. Stąd niewielki nadmiar odczynnika (jonu) wytrącającego sprzyja wytrącaniu osadu.

Przykładem reakcji strąceniowych prowadzących do jakościowego stwierdzenia obecności nie­któ­rych jonów mogą być reakcje wykrywania jonów występujących w płynach ustrojowych , np.: chlorkowych, siarczanowych, fosforanowych, wapniowych, amonowych, magnezowych. Wymienione jony należą do tzw. makroelementów odgrywających ważną rolę w wielu procesach fizykochemicznych ustroju, np.:

• warunkują i utrzymują odpowiednie ciśnienie osmotyczne płynów ustrojowych i tkanek,

• biorą udział w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej,

• biorą udział w transporcie gazów we krwi,

• biorą udział w procesie krzepnięcia krwi,

• są elementem budulcowym niektórych tkanek, np. tkanki kostnej,

• niektóre wiązania kwasu fosforowego ze związkami organicznymi mają charakter magazynu energii,

• wpływają na aktywność niektórych enzymów.

Reakcje analityczne dla wybranych anionów i kationów

Odczynniki:

1. 0,1 mol/l roztwór NaCl.

2. 0,1 mol/l roztwór AgNO₃.

3. 2 mol/l roztwór NH₄OH.

4. 0,2 mol/l roztwór Na₂S₂O₃.

5. 1 mol/l roztwór H₂SO₄.

6. 0,02 mol/l roztwór KMnO₄.

7. 0,1 mol/l roztwór (NH₄)₂SO₄.

8. 0,1 mol/l roztwór BaCl₂.

9. Stężony roztwór HNO₃.

10. Molibdenian amonu.

11. 0,1 mol/l roztwór CaCl₂.

12. 0,1 mol/l roztwór Na₂CO₃.

13. (NH₄)₂C₂O₄ roztwór nasycony.

14. 0,1 mol/l Na₂HPO₄

Reakcje jonu Cl⁻

Jon chlorkowy Cl⁻ jest anionem kwasu chlorowodorowego HCl, należącego do najmocniej­szych kwasów nieorganicznych. Większość chlorków jest dobrze rozpuszczalna w wodzie. Jony Ag⁺ wytrącają z roztworów zawierających jony Cl⁻ biały serowaty osad.

Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl ↓

Do probówki wlać ok. 2 ml roztworu NaCl, następnie dodać równocześnie mieszając ok. 2 ml roztworu AgNO₃. Po dokładnym wymieszaniu zawartość probówki rozdzielić do 3 probówek. Jedną z tych probówek pozostawić w świetle, do drugiej dodawać roztwór amoniaku, do trzeciej zaś roztwór Na₂S₂O₃ aż do rozpuszczenia osadu w obu probówkach.


AgCl jest związkiem światłoczułym, pod wpływem światła szybko ulega rozkładowi aż do metalicznego srebra, przybierając początkowo barwę fiołkową, a następnie ciemnieje do barwy czarnej. Światłoczułość AgCl została wykorzystana w fotografice (np.: błony RTG).

AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻


Dobrze rozpuszczalny związek
kompleksowy, chlorek diamosrebrowy


AgCl

AgCl + 2Na₂S₂O₃ → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaCl

Dobrze rozpuszczalny ditiosiarczanosrebrzan
sodowy

Reakcja ta jest wykorzystana w procesie fotograficznym
(utrwalanie) w celu usunięcia nie rozłożonego
fotochemicznie AgCl.

Jon chlorkowy jako słaby reduktor odbarwia roztwór KMnO₄ w środowisku kwaśnym, na gorąco, wydzielając wolny chlor o charakterystycznym., ostrym zapachu:

10Cl⁻ + 2MnO₄⁻ + 16H⁺ → 5Cl₂↑ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Do ok. 2 ml roztworu NaCl dodać ok. 0,5 ml H₂SO₄ oraz ok. 1 ml roztworu KMnO₄, a następnie ogrzać.

Jon chlorkowy Cl^- jest podstawowym anionem nieorganicznym płynu pozakomórkowego (w osoczu stanowi 2/3 wszystkich jonów). Wraz z innymi jonami jony chlorkowe utrzymują ciśnienie osmotyczne (osmolarność) płynów ustrojowych, decydujące o przemieszczaniu wody w organizmie. Biorą również udział w utrzymywaniu równowagi kwasowo-zasadowej, regulują czynność nerek, są konieczne do wytwarzania kwasu solnego w żołądku, są aktywatorami niektórych enzymów, np. amylazy.

Jony chlorkowe w postaci NaCl wydalane są głównie przez nerki i z potem. W ciągu doby wydalane jest ok. 90% chlorków przyjmowanych z pożywieniem. Nadmierna utrata jonów chlorkowych, czemu towarzyszy spadek ich stężenia w surowicy krwi (hipochloremia) może być spowodowana np.. wymiotami, biegunką, głodem, chorobami zakaźnymi, nadmiernymi potami. Hipochloremię mogąpowodować niektóre leki, np. iuretyki, przewlekle stosowane leki przeczyszczające, kortykosterydy. Hiperchloremia, czyli wzrost stężenia jonów Cl^- w surowicy krwi występuje w chorobach nerek (zapalenie i niewydolność), niewydolności krążenia lub w przypadku nadmiernej podaży z pożywieniem.

Reakcje jonu SO₄²⁻

Jon SO₄²⁻ jest anionem mocnego, dwuzasadowego kwasu H₂SO₄. Z wyjątkiem siarczanów wapniowcow (BaSO₄, SrSO₄, CaSO₄) oraz PbSO₄ siarczany są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Jon siarczanowy najłatwiej wykryć za pomocą reakcji z jonami Ba²⁺.

SO₄²⁻ + Ba²⁺ → BaSO₄↓

BaSO₄ wytrąca się w postaci białego osadu, nierozpuszczalnego w HCl i HNO₃ nawet po ogrzaniu.

Do ok. 1 ml roztworu (NH₄)₂SO₄ dodawać kroplami roztwór BaCl₂, zawartość probówki wymieszać.

Siarka jako składnik aminokwasów siarkowych: cysteiny i metioniny, wchodzi w skład białek wszystkich komórek. W toku przemian cysteiny powstają różne biologicznie ważne związki, np. kwas cysteinowy, który może oddać resztę kwasu siarkowego na nukleotyd adenylowy, tworząc tzw. aktywny siarczan. Związana makroergicznie reszta kwasu siarkowego może być wykorzystana np. w procesachodtruwania (tworzenie indykanu zwierzęcego) lub w tworzeniu związków estrowych takich jak, np.: heparyna, kwas chondroitynosiarkowy czy sulfatydy. Odszczepione od kwasu cysteinowego reszty SO₄^2- nie resorbaowane w przewodzie pokarmowym wydalane są z moczem a ich stężenie w moczu świadczy o ilości zmetabolizowanych aminokwasówsiarkowych.Ponieważ siarczany nieorganiczne nie są wchłaniane z przewodu pokarmowego, niektóre z nich (np. MgSO₄ - sól gorzka) stosuje się na zasadzie osmotycznej jako środki przeczyszczające.

Reakcje jonu PO₄³⁻

Jon fosforanowy PO₄³⁻ jest anionem trójzasadowego kwasu fosforowego H₃PO₄. Do dobrze rozpuszczalnych soli należą fosforany potasowców oraz jednometaliczne fosforany wapniowców.

Jony Ag⁺ wytrącają z obojętnych roztworów fosforanów żółty osad Ag₃PO₄.

Do ok. 1 ml roztworu Na₂HPO₄ dodać ok. 1 ml roztworu AgNO₃.

Charakterystyczną reakcją jest reakcja z molibdenianem amonu (NH₄)₂MoO₄, który w obecności nadmiaru stężonego HNO₃ wytrąca jasnożółty, drobnokrystaliczny osad molibdenianofosforanu amonu.

Na₂HPO₄ + 12(NH₄)₂MoO₄ + 23HNO₃ → 21NH₄NO₃ + 2NaNO₃ + 12H₂O + (NH₄)₃P(Mo₃O₁₀)₄↓

Do ok. 1 ml roztworu Na₂HPO₄ dodać ostrożnie ok. 1 ml stężonego roztworu HNO₃ i ok. 1 ml roztworu molibdenianu amonu.

Organizm dorosłego człowieka zawiera 600-700 g fosforu, z czego ok. 80% wchodzi w skład mineralnej częsci szkieletu i zębów. Pozostała część znajduje się w mięśniach, tkance nerwowej, krwi i innych płynach ustrojowych w postaci związków nisko i wysokocząsteczkowych, np.: fosfolipidów, fosfoprotein, fosforanach cheksoz, nukleotydów, związków magazynujących lub transportujących energię. W osoczu krwi jony wodoro- i dwuwowdoroortofosforanowe, wraz z innymi buforami krwi uczestniczą w utrzymaniu równowagi kwasowo-zasadowej i stałwgo pH krwi (7,35-7,45). Stężenie fosforanów w osoczu zależy od funkcji przytarczyc, tarczycy, nerek, metabolizmu kości oraz odżywiania. Dzienne zapotrzebowanie na fosfor dla dorosłego człowieka wynosi ok. 1,5 g. Ilość tę dostarcza spożywanie takich pokarmów jak np. mleko (ok. 85 mg/100 g) mleko w proszku (ok. 80g/100g), sery białe i żółte (ok. 100-500 mg/100 g), mięso, ryby, warzywa strączkowe, orzechy (orzechy laskowe ok. 700 mg/100g). Z moczem wydalane jest ok. 1 g/dobę. Ilość ta może ulec zwiększeniu np. w nadczynności przytarczyc, krzywicy a zmniejszona np. w zapaleniu nerek, tężyczce.

Reakcje jonu Ca²⁺

Jony CO₃²⁻ wytrącają z roztworów zawierających jony Ca²⁺ biały bezpostaciowy osad węglanu wapnia, który ze wszystkich węglanów wapniowców jest najtrudniej rozpuszczalny w wodzie.

Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓

Do ok. 1 ml roztworu CaCl₂ dodać ok. 1 ml roztworu Na₂CO₃.

Również jony szczawianowe C₂O₄²⁻ wytrącają z roztworów zawierających jony Ca²⁺ bardzo trudno rozpuszczalną sól CaC₂O₄, w postaci białego, krystalicznego osadu.

Ca²⁺ + C₂O₄²⁻ → CaC₂O₄↓

Do ok. 1 ml roztworu CaCl₂ dodać ok. 1 ml roztworu (NH₄)₂C_­2O₄, po chwili wytrąca się krystaliczny osad.

Zawartość wapnia w organizmie wynosi 0,8-1,4% ciężaru ciała, z czego zaledwie ok. 1% znajduje się w różnych tkankach a przwie 99% występuje w kościach w postaci 3Ca₃(PO₄)₂•Ca(OH)₂. Wapń oprócz tego, że jest istotnym składnikiem tkanki kostnej bierze udział w wielu procesach, np. krzepnięciu krwi, wpływa na pobudliwość komórek mięśniowych i nerwowych, uczestniczy w procesie skurczu mięśni szkieletowych, jest aktywatorem niektórych enzymów. Stężenie jonów Ca²⁺ w płynach pozakomórkowych regulowane jest hormonalnie (parathormon, kalcytonina) oraz przy udziale witaminy D₃. Głównym źródłem wapnia dostarczanego z pokarmem jest nabiał (głównie mleko i jego przetwory), niektóre ryby (szprot), fasola, soja, natka pietruszki, migdały, orzechy laskowe. Konsekwencją hipokalemii może być np. tężyczka, krzywica a hiperkalemii uwapnienie tkanek.

ANALIZA ILOŚCIOWA (MIARECZKOWA)

W analizie miareczkowej dodaje się do roztworu zawierającego oznaczaną substancję, ma­łymi porcjami roztwór o dokładnie znanym stężeniu odpowiedniego reagenta (roztwór miano­wany), w obecności odpowiedniego wskaźnika aż do momentu uzyskania punktu równoważnikowego lub jego bliskiej okolicy. Punkt równoważnikowy odpowiada momentowi, w którym doprowadzona ilość reagenta (roztworu miareczkującego) zrównoważy stechiometrycznie zgodnie z odpowiednią reakcją ilość oznaczanej substancji zawartej w roztworze miareczkowanym. Ilość substancji ozna­czanej oblicza się na podstawie wyznaczonej w czasie miareczkowania objętości mianowanego roztworu miareczkujacego. Gdy objętość miareczkowanego roztworu jest znana można obliczyć również stężenie tego roztworu.

Technika miareczkowania

Podstawowym przyrządem służącym do odmierzania roztworu mianowanego, miareczkującego, jest biureta. Jest to wąska, kalibrowana, szklana (lub z tworzywa sztucznego) rurka, której dolna część zakończona jest albo kurkiem albo gumowym wężykiem ze ściskaczem (lub perełką szklaną umieszczoną wewnątrz wężyka).

Biurety z zakończeniem gumowym używa się do roztworów alkalicznych (np. NaOH) a biurety zakończone kurkiem do pozostałych roztworów (kwasy, utleniacze, reduktory, kompleksony). Kalibracja biurety to podziałka wyrażona w ml i jego dziesiętnych częściach, co pozwala na


odczytanie z dużą dokładnością objętości użytego do miareczkowania roztworu. Dokładność odczytu zależna jest od sposobu odczytu. W wąskich naczyniach, takich jak biureta, powierzchnia cieczy nie jest płaska lecz wklęsła. Odczytuje się położenie najniższej części menisku (menisk dolny). Jeżeli roztwór miareczkujący jest zabarwiony, np.: KMnO₄, I₂, menisk dolny jest źle widoczny. Odczytuje się wówczas położenie wyższej części menisku (menisk górny). Należy przy odczycie pamiętać o tym aby oczy odczytującego znajdowały się dokładnie na poziomie menisku. W przeciwnym razie odczyt będzie zawyżony lub zaniżony na skutek błędu paralaksy.

Rys. Biurety. Błąd paralaksy

Miareczkowanie przeprowadza się dodając z biurety powoli, kroplami płyn mireczkujący, zwracając uwagę na to aby końcówka biurety znajdowała się tuż nad powierzchnią płynu miareczkowanego aby uniknąć rozpryskiwania się cieczy po ściankach naczynia. Równocześnie z dodawaniem roztworu z biurety drugą ręką miesza się zawartość naczynia i obserwuje zabarwienie wskaźnika. Miareczkowanie przeprowadza się w miejscu dobrze oświetlonym, w miarę możności przy świetle dziennym, na białym tle, co ułatwia zaobserwowanie oczekiwanej zmiany zabarwienia roztworu.

Metody miareczkowe można podzielić w zależności od rodzaju reakcji zachodzącej podczas miareczkowania na kilka grup.

1. ALKACYMETRIA

Podstawową reakcją alkacymetryczną jest reakcja łączenia się jonów H⁺ (z kwasu) z jonami OH^- (z zasady) na cząsteczki słabo zdysocjowanej wody:


H⁺ + OH^- H₂O


Alkacymetria obejmuje metody oznaczeń przy pomocy mianowanych roztworów kwasów (acydy­metria) oraz mianowanych roztworów zasad (alkalimetria). W czasie miareczkowania zmianie ulega pH roztworu. Oznaczenie kończy się wtedy gdy zostanie uzyskany moment równoważnikowy (punkt nasycenia równoważnikowego) czyli wtedy gdy ilości jonów wodorowych i wodoro­tle­no­wych są sobie równe. O uzyskaniu tego momentu poinformuje zmiana barwy wskaźnika odpowied­nio dobranego do konkretnego miareczkowania na podstawie znajomości mocy (jako elektrolitów) obu reagentów oraz zakresu pH działania wskaźników alkacymetrycznych. W momencie równo­ważnikowym w roztworze znajduje się sól ale pH roztworu może być równe lub różne od 7. Wynika to z rodzaju soli nie hydrolizującej lub hydrolizującej). Zmiany pH roztworu zachodzące w czasie miareczkowania można przedstawić graficznie jako tzw. krzywą miareczkowania wykreśloną na podstawie obliczeń lub pomiarów pH roztworu (przy pomocy pH-metru) w trakcie miareczkowania.

Rys. Krzywe miareczkowania mocnego i słabego kwasu mocną zasadą

Jak wynika z przedstawionych na rysunku krzywych miareczkowania i zaznaczonych na nich punktów równoważnikowych duże znaczenie ma dobór odpowiedniego wskaźnika. Wskaźniki alkacymetryczne są słabymi kwasami lub zasadami organicznymi, których jony mają inne zabar­wienie niż cząsteczki niezdysocjowane. Dysocjację wskaźnika o charakterze kwsu można przedsta­wić równaniem:


H Ind H⁺ + Ind ^-

Analogicznie dysocjuje wskaźnik o charakterze zasadowym:


Ind OH Ind⁺ + OH ^-

Stałe dysocjacji dla tych wskaźników wynoszą:





Jeżeli stężenie jonów wodorowych lub jonów wodorotlenowych jest równe stałej dysocjacji tych wskaźników to wówczas stężenie jonów wskaźnika jest równe stężeniu jego niezdysocjowanych cząsteczek, czyli w roztworze znajduje się jednakowa ilość każdej z form. Roztwór przyjmuje wtedy barwę pośrednią pomiędzy barwami form wskaźnika. Określenie barwy wskaźnika w roz­tworze jest subiektywne ponieważ oko ludzkie rejestruje zmianę barwy dopiero wtedy gdy ilość substancji o innej barwie przekracza około 10%. Tak więc dla oka ludzkiego „zabarwienie pośrednie” zauważane jest wtedy, gdy stosunek stężenia jonów wskaźnika do stężenia jego formy niezdysocjowanej wynosi od 0,1 do 10, co oznacza, że zmiana barwy wskaźnika (zakres wskaźnikowy) zachodzi w granicach około dwóch jednostek pH.




Rys. Zakresy wskaźnikowe wybranych wskaźników stosowanych w alkacymetrii

Do najczęściej stosowanych w alkacymetrii wskaźników należą wskaźniki dwubarwne: oranż metylowy (pH 3,1-4,4), czerwień metylowa (pH 4,2-6,2) lub jednobarwna fenoloftaleina (w roztworze o pH poniżej 8,1 jest bezbarwna, pomiędzy 8,1-10 przyjmuje zabarwienia różowe w roztworze o pH powyżej 10 buraczowo-czerwone).

Oranż metylowy (wskaźnik o charakterze zasadowym)


w roztworze o pH poniżej 3,1 kation barwy czerwonej


w roztworze o pH powyżej 4,4 cząsteczka niezdysocjowana barwy żółtej

Stąd też w zakresie wskaźnikowym oranż metylowy przyjmuje zabarwienie łososiowe.

W podobny sposób działa czerwień metylowa.


w roztworze o pH poniżej 4,2 występuje barwy czerwonej


w roztworze o pH powyżej 6,2 niezdysocjowana barwy żółtej

Stąd też w zakresie wskaźnikowym przyjmuje zabarwienie łososiowe.


Fenoloftaleina reaguje w następujący sposób;

Bezbarwna różowa buraczkowo-czerwona

(forma laktonowa, pH<8,1) (forma chinoidowa, pH 8,1-10) (forma zdysocjowana, pH>10)




formy tautomeryczne

Oznaczanie stężenia roztworów kwasu solnego i octowego metodą miareczkową

Odczynniki

1. 0,1 mol/l roztwór NaOH.

2. Roztwór HCl o nieznanym stężeniu.

3. Roztwór CH₃COOH o nieznanym stężeniu.

4. Oranż metylowy.

5. Fenoloftaleina.

Wykonanie oznaczenia

• napełnić biuretę z gumką 0,1 mol/l roztworem NaOH,

• odmierzyć do zlewki 5 ml roztworu HCl o nieznanym stężeniu, dodać 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować do zmiany zabarwienia wskaźnika na kolor żółty.

Na podstawie uzyskanego wyniku miareczkowania obliczyć ile mg HCl znajdowało się w odmierzonej objętości oraz stężenie molowe badanego roztworu.

Identyczne doświadczenie przeprowadzić:

1. z roztworem HCl miareczkując go wobec fenoloftaleiny (do uzyskania lekko różowego zabarwienia roztworu),

2. z roztworem CH₃COOH miareczkując go wobec oranżu metylowego oraz fenoloftaleiny.

Wyjaśnić czy rodzaj wskaźnika ma wpływ na wynik miareczkowania, jeśli tak to dlaczego.

2. METODY STRĄCENIOWE (PRECYPITOMETRIA)

Podstawą metod strąceniowych są reakcje łączenia się jonów w trudno rozpuszczalne związki. Przykładem tego rodzaju oznaczeń może być np. argentometria, oparta na powstawaniu trudnorozpuszczalnych związków srebra, np.:


Ag⁺ + Cl ^- AgCl↓

Ponieważ w trakcie miareczkowania nie zmienia się pH roztworu nie można stosować wskaźników alkacymetrycznych. Wskaźnik dobierany jest do konkretnego oznaczenia, mogą to być np. jony CrO₄^2- lub Fe³⁺.

Oznaczanie stężenia jonów Cl⁻

Jon chlorkowy jest podstawowym anionem nieorganicznym płynu pozakomórkowego. Bierze on udział w utrzymaniu prawidłowego ciśnienia osmotycznego, równowagi kwasowo-zasadowej. Jest również aktywatorem niektórych enzymów, np.: amylazy ślinowej. W komórkach okładzinowych błony śluzowej żołądka służy do wytwarzania kwasu solnego, niezbędnego w składnika soku żołądkowego.

Oznaczając stężenie jonów chlorkowych w badanym roztworze należy zastosować taką metodę aby obecne obok jonów Cl⁻ inne jony lub związki nie przeszkadzały w uzyskaniu prawidłowego wyniku.

Argentometryczne oznaczanie jonów Cl⁻

Metoda Mohra

Obojętny roztwór chlorku, zawierający niewielką ilość K₂CrO₄ będącego specyficznym dla tej metody indykatorem, miareczkuje się mianowanym roztworem AgNO₃. Dodawany azotan srebra wytrąca trudno rozpuszczalny osad AgCl.

AgNO₃ + Cl⁻ → AgCl↓ + NO₃⁻

Pod koniec miareczkowania, gdy prawie wszystkie jony Cl⁻ zostały usunięte z roztworu, zaczyna wytrącać się brunatno-czerwony osad chromianu srebra.

2AgNO₃ + K₂CrO₄ → Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃

wskazując w ten sposób na osiągnięcie punktu równoważnikowego miareczkowania. Iloczyny rozpuszczalności w temperaturze pokojowej dla tych trudno rozpuszczalnych soli wynoszą:

I_rAgCl = 1,1x10^-10, I_rAg2CrO4 = 2x10^-12. Iloczyn rozpuszczalności Ag₂CrO₄ jest mniejszy od iloczynu rozpuszczalności AgCl ale to AgCl jest trudniej rozpuszczalny. Rozpuszczalność tych soli wynosi 0,5 mg/l (1,04x10^-5 mol/l) dla AgCl oraz 25 mg/l (1,26x10^-3 mol/l)dla Ag₂CrO₄, czyli rozpuszczalność tego ostatniego jest 50-krotnie większa od rozpuszczalności AgCl.

Oznaczanie stężenia jonów Cl^- bezpośrednią metodą Mohra wymaga aby pH roztworu zawarte było w granicach od 6,5 do 10,5. W środowisku kwaśnym jony CrO₄^2- łączą się z jonami H⁺ tworząc:



2CrO₄^2- + 2H⁺ 2 HCrO₄⁻ Cr₂O₇^2- + H₂O

co powoduje spadek stężenia wskaźnika (jonów CrO₄^2-) i zwiększenie błędu miareczkowania. Z kolei w roztworach alkalicznych (pH>10,5) dochodzi do wytworzenia trudniej od Ag₂CrO₄ rozpuszczalnego osadu Ag₂O

2Ag⁺ + 2OH⁻ → 2 AgOH → Ag₂O↓ + H₂O

co powoduje zwiększenie ilości roztworu miareczkującego. Środowisko amoniakalne również wyklucza użycie metody Mohra, ponieważ osad AgCl tworzy rozpuszczalny związek zespolony chlorek dwuamosrebrowy

AgCl↓ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl

Metody Mohra nie można stosować w przypadku gdy roztwór zawiera obok jonów Cl⁻ inne aniony tworzące w środowisku obojętnym trudno rozpuszczalne sole srebra, kationy tworzące z jonami CrO₄^2- trudno rozpuszczalne chromiany lub redukujące AgNO₃ do metalicznego Ag.

Wymienione powyżej zastrzeżenia wykluczają zastosowanie szybkiej i bezpośredniej metody do oznaczania stężenia jonów Cl⁻ w płynach ustrojowych. Jeżeli nie można zachować środowiska obojętnego, tak jak wymaga tego metoda Mohra lub pominąć czy usunąć towarzyszące jonom Cl⁻ inne jony lub związki przeszkadzające w oznaczeniu, stosuje się metodę Volharda. Po zakwaszeniu roztworu kwasem azotowym, jony chlorkowe wytrąca się z roztworu nadmiarem AgNO₃. Po odsączeniu wytrąconego osadu AgCl nie związane jony Ag⁺ znajdujące się w nadsączu odmiareczkowuje się następnie mianowanym roztworem tiocyjanianu potasu lub amonu (KSCN, NH₄SCN) w obecności jonów Fe³⁺ jako wskaźnika.

Ag⁺ + SCN⁻ → AgSCN

Po strąceniu całej ilości jonów Ag⁺ w postaci AgSCN, pierwsza kropla nadmiaru KSCN tworzy z jonami Fe³⁺ intensywnie czerwono zabarwiony jon [Fe(SCN)]²⁺.

Modyfikacją metody Volharda, pozwalającą na oznaczenie stężenia jonów Cl⁻ w surowicy krwi, po uprzednim zdenaturowaniu białka i utlenieniu związków organicznych jest metoda Rusznyaka. Jony chlorkowe, w kwaśnym środowisku (dodany kwas azotowy zapobiega wytrącaniu się fosforanów i węglanów srebra), wytrąca się z badanego roztworu nadmiarem azotanu srebra.

Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓

W czasie wytrącania AgCl przeprowadza się równocześnie częściową mineralizację i utlenienie białek oraz innych związków organicznych poprzez ogrzewanie próbki z dodanym nadmiarem KMnO₄. Zapobiega to wiązaniu się jonów Cl⁻ z białkami, co mogłoby być przyczyną zaniżenia wyników oznaczenia. Nadmiar KMnO₄ usuwa się za pomocą glukozy jako reduktora, dodając ją w ilości potrzebnej do odbarwwienia się roztworu. Znajdujące się w nadmiarze do jonów chlorkowych kationy srebra odmiareczkowuje się, podobnie jak w metodzie Volharda, mianowanym roztworem tiocyjanianu potasu w obecności jonów Fe³⁺ jako wskaźnika.

Ag⁺ + SCN⁻ → AgSCN↓

Fe³⁺ + SCN⁻ → [Fe(SCN)]²⁺

Analiza strąceniowa (oznaczanie stężenia jonów Cl^- metodą Mohra)

Odczynniki

1. 0,01 mol/l roztwór AgNO₃.

2. 5% roztwór K₂CrO₄.

Wykonanie oznaczenia

• napełnić biuretę z kurkiem 0,01 mol/l roztworem AgNO₃.

• odmierzyć do zlewki 5 ml roztworu NaCl o nieznanym stężeniu, dodać 2-3 krople roztworu K₂CrO₄ i miareczkować do uzyskania lekko różowego zabarwienia.

Na podstawie uzyskanego wyniku miareczkowania obliczyć stężenie procentowe i molowe badanego roztworu.

3. METODY KOMPLEKSOMETRYCZNE

Kompleksometria, jeden z działów analizy ilosciowej, obejmuje wszystkie metody, których podstawą jest reakcja tworzenia trwałego, trudno dysocjującego ale rozpuszczalnego związku kom­pleksowego. Związki tworzące z wieloma wielowartościowymi kationami metali kompleksowe połączenia noszą nazwę kompleksonów. Jest to grupa kwasów aminopolikarboksylowych, pochodnych kwasu iminodioctowego


CH₂-COOH


H-N

CH₂-COOH

Ułożenie grup karboksylowych i azotu umozliwia cząsteczce kompleksonu tworzenie z kationem trwałego, pięcioczłonowego pierścienia chelatowego, przy czym jedna cząsteczka kompleksonu wiąże zawsze jeden tylko jon (kation) niezależnie od jego wartościowości. Trwałość kompleksu zależna jest od pH środowiska. Najcześciej stosowanym kompleksonem w kompleksometrii miareczkowej jest kwas etylenodiaminoczterooctowy (kwas wersenowy, EDTA)


CH₂-COOH



H₂C N

CH₂-COOH


CH₂-COOH



H₂C N

CH₂-COOH

W praktyce, ze względu na słabą rozpuszczalność kwasu wersenowego stosuje się jego sól disodową (wersenian disodowy). Sam wersenian oraz większośc jego kompleksowych połączeń z metalami to związki bezbarwne, dlatego też ilosciowe metody kompleksometryczne wymagają zastosowania odpowiednich wskaźników. Są to tzw. metalowskaźniki, które tworzą z oznacza­nymi metalami nietrwałe, słabsze od polączenia kompleksonu z metalem, połączenia kompleksowe o odmiennej od samego wskaźnika barwie. Na przykład, oznaczając jony magnezu Mg²⁺ stosuje się czerń eriochromową T, trójzasadowy kwas (barwnik azowy), dysocjujący , którego trzy zdysocjowane formy posiadają różne zabarwienie (czerwone, niebieskie, pomarańczowe)






H₃Ind H₂Ind⁻ HInd^2- Ind^3-

czerwony niebieski pomarańczowy




Czerń eriochromowa

Oznaczając jony wapniowe Ca²⁺ stosuje się takie wskaźniki, jak np.: kalces czy mureksyd.




Kalces Mureksyd

Mureksyd w środowisku zasadowym (pH>12) tworzy z jonami Ca²⁺połączenie kompleksowe barwy różowej. Po dodaniu EDTA, wiążącego wolne jony Ca²⁺zawarte w roztworze, a następnie jony Ca²⁺ związane przez mureksyd (gdyż tworzy z jonami Ca²⁺ trwalszy kompleks niż mureksyd), zostaje uwolniony mureksyd, który w tym silnie zasadowym środowisku (na skutek dysocjacji grup iminowych) tworzy jon o barwie fioletowej .

Oznaczanie stężenia jonów Ca²⁺ metodą kompleksometryczną (miareczkowania kompleksometrycznego EDTA)

Odczynniki

1. 0,01 mol/l roztwór wersenianu dwusodowego.

2. Mureksyd in substantia, zmieszany z NaCl. Zmieszać 16 mg mureksydu z 4 mg NaCl, rozpuścić w 25 ml wody, a następnie dodać 25 ml alkoholu etylowego. UWAGA: roztwór wskaźnikowy jest trwały tylko tydzień.

3. 2 mol/l roztwór NaOH.

Do badanego roztworu zawierającego jony Ca²⁺ dodać 5 ml 2 mol/l roztworu NaOH, niewielką ilość mureksydu (do uzyskania lekko różowego zabarwienia roztworu). Następnie roztwór miareczkować mianowanym roztworem EDTA aż do uzyskania fioletowej barwy roztworu. Pamiętając, że EDTA łączy się z jonami Ca²⁺w stosunku molowym 1:1, obliczyć ilość mg Ca²⁺w badanym roztworze.

Oznaczając stężenie jonów Ca²⁺, np.: w badanej surowicy krwi, w której prawidłowe stężenie tego jonu wynosi 2,2-2,8 mmol/l (9-11 mg%) można zastosować metodę miareczkową lub spektrofotometryczną. W metodzie spektrofotometrycznej kompleksonem jest chromogen, np. o-krezolftaleina




Chromogen w zasadowym środowisku tworzy z jonami Ca²⁺ barwny, rozpuszczalny w wodzie kompleks. Natężenie barwy roztworu (określane poprzez pomiar absorbancji) jest proporcjonalne do stężenia jonów Ca²⁺(do 4 mmol/l). Metoda spektrofotometryczna jest około 10-krotnie czulsza od metody miareczkowej.

Miareczkowa, kompleksometryczna metoda oznaczania stężenia jonów Ca²⁺w surowicy krwi

Odczynniki:

1. Surowica krwi.

2. 3 mol/l roztwór NaOH.

3. 10 mg% roztwór jonów Ca²⁺ (przygotować z bezwodnego CaCl₂, rozpuszczając 27,75 mg CaCl₂ w 100 ml wody).

4. 0,001 mol/l roztwór EDTA. Roztwór podstawowy 0,1 mol/l: 3,72 g wersenianu dwusodowego rozpuścić w ok. 80 ml wody, a następnie uzupełnić wodą do objętości 100 ml. Przed oznaczeniem rozcieńczyć wodą roztwór podstawowy 100-krotnie.

5. Wskaźnik

1. mureksyd - zmieszać 16 mg mureksydu z 4 mg NaCl, rozpuścić w 25 ml wody, a następnie dodać 25 ml alkoholu etylowego.

2. czerń eriochromowa T - przygotować analogicznie jak mureksyd

UWAGA: roztwory wskaźnikowe są trwałe przez ok. tydzień.

Wykonanie oznaczenia

Przygotować w kolbkach lub zlewkach trzy próbki: ślepą (Śl), badaną (B) oraz wzorcową (W) o składzie podanym w poniższej tabeli.

Odczynniki (ml)	Śl	B	W
3 mol/l roztwór NaOH	1,5	1,5	1,5
Wskaźnik (mureksyd lub czerń eriochromowa T)	0,1	0,1	0,1
Surowica	_	0,2	_
Woda	0,2	_	_
10 mg% wzorcowy roztwór Ca^2+	_	_	0,2

Każdą próbkę miareczkować 0,001 mol/l roztworem EDTA do zmiany zabarwienia roztworu na fioletową (jeżeli jako wskaźnika użyto mureksydu) lub niebieską (jeżeli jako wskaźnika użyto czerni eriochromowej T). Próba ślepa powinna mieć wartość zerową, w przeciwnym wypadku ilość EDTA użytego do zmiareczkowania próby ślepej należy odjąć od ilości ml EDTA użytego do zmiareczkowania próbek badanej oraz wzorcowej.

Na podstawie przeprowadzonego oznaczenia obliczyć stężenie jonów Ca²⁺w badanej surowicy. Ponieważ do oznaczenia używa się takich samych objętości badanej surowicy i roztworu wzorcowego, stężenie jonów Ca²⁺wyrażone w mg% można obliczyć z poniższej proporcji:

ml EDTA (W) _ 10 mg% roztwór Ca²⁺

ml EDTA (B) _ x

x = stężenie Ca²⁺ (mg%) =


Spektrofotometryczna metoda oznaczania stężenia jonów Ca²⁺ w surowicy krwi

UWAGA: Ze względu na dużą czułość metody, zarówno do przygotowania odczynników, jak i wykonania oznaczenia należy używać:

1. wody dejonizowanej,

2. szkła uprzednio moczonego przez kilka godzin w ok. 5 mmol/l roztworze HCl, a następnie bardzo starannie wypłukanego wodą destylowaną a następnie dejonizowaną.

Odczynniki:

1. Surowica krwi.

2. Chromogen (komplekson): 250 mg o-krezolftaleiny rozpuścić w 100 ml 0,1 mol/l NaOH.

3. Bufor: 7,67 mmola KCN (498,5 mg) oraz 385 mmola dietyloaminy (28,1 g) rozpuścić w wodzie i uzupełnić do objętości 1000 ml.

4. 10 mg% wzorcowy roztwór wjonów Ca²⁺ (przygotować z bezwodnego CaCl₂, rozpuszczając 27,75 mg CaCl₂ w 100 ml wody).

Wykonanie oznaczenia

Przygotować w probówkach trzy próbki: ślepą (Śl), badaną (B) oraz wzorcową (W) o składzie podanym w poniższej tabeli.

Odczynniki (ml)	Śl	B	W
Surowica	_	0,02	_
10 mg% wzorcowy roztwór Ca^2+	_	_	0,02
Woda dejonizowana	0,02	_	_
o-krezolftalina (chromogen)	1,0	1,0	1,0
Bufor	1,0	1,0	1,0

Zawartość probówek dokładnie wymieszać, a następnie zmierzyć absorbancję próbek badanej oraz wzorcowej wobec próby ślepej, przy długości fali λ=575 nm (maksimum absorbancji dla kompleksu o-krezolftaleina-Ca).

UWAGA: Jeżeli wartość A₅₇₅ dla próby badanej jest wyższa od A₅₇₅ próby wzorcowej, należy odpowiednio rozcieńczyć surowicę wodą dejonizowaną i powtórzyć całe oznaczenie a rozcieńczenie surowicy uwzględnić przy obliczaniu wyniku.

Na podstawie przeprowadzonego oznaczenia obliczyć stężenie jonów Ca²⁺w badanej surowicy. Ponieważ do oznaczenia użyto takich objętości badanej surowicy oraz roztworu wzorcowego, stężenie jonów Ca²⁺ wyrażone w mg% można obliczyć z poniższej proporcji:

A₅₇₅ (W) _ 10 mg% roztwór Ca²⁺

A₅₇₅ (B) _ x

x = stężenie Ca²⁺ (mg%) =

4. METODY REDOKSYMETRYCZNE

MANGANOMETRIA (jako przykład redoksymetrii)

Proces utleniania i redukcji odnosi się do wszystkich reakcji, w których przy zachowaniu stałej wartości pH roztworu ma miejsce przenoszenie elektronów pomiędzy utleniaczem (elektronobiorcą) a reduktorem (elektronodawcą). W czasie tego procesu zachodzi zmiana stopnia utlenienia atomu lub jonu prostego, względnie zmiana stopnia utlenienia pierwiastka w jonie złożonym. Reakcja utleniania związana jest z podwyższeniem a reakcja redukcji z obniżeniem stopnia utlenienia atomu, jonu lub pierwiastka w jonie złożonym. Miarą zdolności utleniającej lub redukującej jakiegoś układu jest potencjał oksydacyjny, wyrażony wzorem Nernsta (dla temperatury 25°C):




gdzie:

E - potencjał oksydacyjny układu w woltach (V),

E₀ - potencjał standardowy w woltach (V),

n - liczba elektronów biorących udział w reakcji,

[utl] - stężenie molowe formy utlenionej,

[red] - stężenie molowe formy zredukowanej.

Reakcja oksydacyjno-redukcyjna, tak jak każda reakcja innego typu zależy od temperatury, składu, stężenia oraz pH roztworu. Proces redukcji utleniaczy zawierających w swojej cząsteczce tlen, np. KMnO₄, przebiega przy udziale reduktora oraz jonów H⁺. W takim przypadku pH środowiska ma duży wpływ na wartość potencjału oksydacyjnego, a więc na zdolność utleniającą KMnO₄.

W środowisku silnie kwaśnym (pH=0) reakcja redukcji KMnO₄ przebiega wg równania:




(bezbarwny)

W warunkach standardowych, w temperaturze 25°C (298°K), gdy:

E₀ = 1,52 V,

[MnO₄⁻] = 1 mol/l,

[H⁺] = 1 mol/l → pH = 0

[Mn²⁺] = 1 mol/l

potencjał oksydacyjny jest równy:




Potencjał oksydacyjno-redukcyjny układu jest tym większy im większy jest stosunek stężeń postaci utlenionej do zredukowanej. W przypadku gdy stężenia obu postaci są sobie równe, czyli:


, E = E₀

potencjał oksydacyjno-redukcyjny układu jest równy potencjałowi standardowemu układu redox (potencjał standardowy redox to wielkość potencjału zmierzona pomiędzy elektrodą platynową a roztworem zawierającym jednocześnie formę utlenioną i zredukowaną, o stężeniach sobie równych w temperaturze 298°K.

Ze zmianą pH roztworu zmienia się również forma zredukowana KMnO₄, a więc zmianie ulega również wielkość potencjału redox (maleje zdolność utleniająca)

W środowisku obojętnym reakcja redukcji KMnO₄ przebiega w warunkach standardowych przebiega wg równania:




(brunatny)

potencjał oksydacyjny jest równy:




W środowisku silnie zasadowym, w warunkach standardowych reakcja przebiega wg równania:

4MnO₄⁻ + 4OH⁻ + 1e → 4MnO₄^2- + 2H₂O + O₂

a potencjał E = 0,54V


Reakcja oksydacyjno-redukcyjna może przebiegać samorzutnie tylko wówczas gdy potencjały utleniające obu układów redox mają wystarczająco różne wartości. Utleniaczem jest układ o wyższym potencjale oksydacyjnym. Każdy związek posiadający atom pierwiastka na pośrednim stopniu utlenienia może reagować jako utleniacz lub jako reduktor w zależności od tego czy znajdzie się w obecności silniejszego od siebie reduktora czy utleniacza. Przykładem może być H₂O₂, który sam będąc silnym utleniaczem w reakcji z KMnO₄, w środowisku silnie kwaśnym wykazuje właściwości redukujące zgodnie z poniższą reakcją:










Przedstawioną reakcję można wykorzystać do bezpośredniego, ilościowego oznaczania H₂O₂ na drodze miareczkowania mianowanym roztworem KMnO₄. Roztwór manganianu(VII) potasu ma intensywnie fioletowo-czerwone zabarwienie pochodzące od jonu MnO₄⁻. W trakcie miareczkowania na skutek reakcji redukcji­ KMnO₄ roztwór ulega odbarwieniu (produkt reakcji, tzn. Mn²⁺ jest bezbarwny) aż do momentu osiągnięcia punktu równoważnikowego. Kropla nadmiaru KMnO₄ powoduje zabarwienie roztworu na kolor lekko różowy. Tak więc barwny jon MnO₄⁻ pełni w tej reakcji rolę wskaźnika.

Przebieg reakcji oksydacyjno-redukcyjnej jest w porównaniu do reakcji łączenia się jonów wolniejszy. Jest to związane z tym, że utleniacz przyjmuje elektrony w kilku fazach:




Reakcję katalizują jony Mn²⁺, dlatego pierwsze krople dodawanego KMnO₄ odbarwiają się wolno lecz następnie, gdy wraz z przebiegiem reakcji stężenie jonów Mn²⁺ wzrasta szybkość reakcji rośnie. Jest to tzw. autokataliza. Miareczkowanie manganometryczne przeprowadza się w środowisku kwaśnym, zakwaszając roztwór kwasem siarkowym, który jest wystarczająco mocny aby pH roztworu nie przekroczyło 1. Ilość kwasu siarkowego powinna wielokrotnie przewyższać ilość teoretycznie zużywaną w reakcji. Nie należy stosować ani kwasu azotowego ani kwasu solnego, ponieważ oba te mocne kwasy mogłyby uczestniczyć w reakcji oksydacyjno-redukcyjnej. Kwas azotowy należy do silnych utleniaczy, mógłby być zredukowany do tlenków azotu a wynik oznaczenia obarczony byłby dużym błędem ujemnym. Kwas solny natomiast mógłby być utleniany do HClO i wolnego chloru. W tym wypadku doszłoby do dużego dodatniego błędu miareczkowania.

Redoksymetria (manganometria)

Odczynniki

1. 0,004 mol/l roztwór KMnO₄.

2. 1 mol/l roztwór H₂SO₄.

3. 2 mol/l roztwór NaOH.

4. Roztwór H₂O₂ o nieznanym stężeniu.

5. 5% roztwór K₂CrO₄.

• napełnić biuretę z kurkiem 0,004 mol/l roztworem KMnO₄,

• odmierzyć do zlewki 5 ml roztworu H₂O₂ o nieznanym stężeniu, dodać 5 ml 1 mol/l roztworu H₂SO₄ i miareczkować do uzyskania lekko różowego zabarwienia roztworu.

Na podstawie uzyskanego wyniku miareczkowania obliczyć stężenie procentowe i molowe badanego roztworu.

1

pH=11,5

pH=6,5

E₀ = +0,715V

E₀ = +1,52V

5

2




---