Dwa pierwsze ćwiczenia, a mianowicie: „Rozdział i identyfikacja mieszaniny
wybranych kationów występujących w płynach ustrojowych” oraz „Rozdział i
identyfikacja mieszaniny wybranych anionów ważnych w diagnostyce medycznej”
należy samodzielnie opracować na podstawie podręcznika Z.Szmal, T.Lipiec: „Chemia
analityczna z elementami analizy instrumentalnej”, Wydawnictwo Lekarskie PZWL,
Warszawa 1997 (lub wydania następne) lub skryptu, z którego korzystano na zajęciach z
Chemii Ogólnej i Nieorganicznej: „Chemia analityczna jakościowa. Podręcznik dla
studentów I roku farmacji i analityki medycznej”, red. A.Sobczak, J.Sochacka, Śląski
Uniwersytet Medyczny w Katowicach, Katowice 2010.
ALKACYMETRIA Alkalimetryczne
oznaczanie kwasu solnego
Zasada oznaczenia
Alkalimetryczne oznaczanie kwasu solnego roztworem wodorotlenku sodu jest
przykładem miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą
HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
W wyniku zachodzącej reakcji powstaje roztwór obojętny. Wskaźnikiem w oznaczaniu
jest oranż metylowy. W przypadku stosowania oranżu metylowego roztwór kwasu solnego
należy miareczkować mianowanym roztworem wodorotlenku sodu do pierwszej zmiany
barwy z czerwonej na żółtą.
Odczynniki i roztwory Sprzęt i aparatura
badany roztwór kwasu solnego, wodorotlenek
sodu około 0,1 mol/dm
3
, mianowany roztwór
HCl, 0,1% roztwór oranżu metylowego
biureta – 25 cm
3
, kolba miarowa – 100 cm
3
,
pipeta jednomiarowa – 25 cm
3
, cylinder
miarowy – 25 cm
3
, kolba stożkowa – 250 cm
3
Nastawianie miana titrantu – roztworu wodorotlenku sodu na mianowany roztwór kwasu
solnego.
Podczas miareczkowania roztworu kwasu solnego wodorotlenkiem sodu zachodzi reakcja
NaOH + HCl → NaCl + H
2
O
W celu nastawienia miana roztworu wodorotlenku sodu na mianowany roztwór kwasu
solnego należy odmierzyć pipetą jednomiarową 25 cm
3
mianowanego roztworu HCl i
przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 cm
3
oraz dodać 50 cm
3
wody
destylowanej i w obecności 1-2 kropel oranżu metylowego miareczkować roztworem NaOH
do momentu zmiany barwy z różowej na żółtą. Obliczyć stężenie molowe wodorotlenku sodu
w [mol/dm
3
] wg wzoru:
c
V
HCl
c
HCl
f
NaOH
[mol/dm
3
]
NaOH
V
NaOH
f
HCl
gdzie: f – współczynnik równoważności odpowiednio NaOH i HCl, V
HCl
– objętość roztworu
HCl zużyta do nastawiania miana roztworu wodorotlenku sodu [dm
3
], V
NaOH
– objętość
roztworu NaOH zużyta do miareczkowania roztworu HCl [dm
3
]
Wykonanie oznaczenia
Próbkę kwasu solnego przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 cm
3
i
uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Następnie pobrać 25 cm
3
tego roztworu i przenieść
pipetą jednomiarową do kolby stożkowej, rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości około
50 cm
3
, dodać 1-2 krople oranżu metylowego i miareczkować roztworem NaOH do chwili
zmiany barwy próbki z czerwonej na żółtą. Obliczyć zawartość w [g] kwasu solnego w
próbce wg wzoru:
x = c
NaOH
· V
NaOH
· M
HCl
· W [g]
gdzie: c
NaOH
– stężenie molowe roztworu wodorotlenku sodu [mol/dm
3
], V
NaOH
– objętość
roztworu NaOH zużytego do miareczkowania próbki HCl [dm
3
], M
HCl
– masa molowa kwasu
solnego [g/mol], W – współmierność kolby i pipety.
[1] W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia Laboratoryjne, Wyd.1, 2001
6
2
REDOKSYMETRIA
Pośrednie, jodometryczne oznaczanie jonów miedzi (II)
Zasada oznaczenia
Oznaczanie jonów Cu
2+
metodą jodometryczną polega na ich redukcji do Cu
+
za
pomocą jodku potasu. W wyniku tej reakcji strąca się osad CuI, dzięki czemu zachodzi ona w
kierunku odwrotnym do tego, który wynikałby z porównania standardowych potencjałów
redoks układów Cu
2+
/Cu
+
oraz I
2
/2I
-
(
E
0
(I / 2I
)
E
0
(Cu
2
/ Cu
)
)
2 Cu
2+
+ 4 I
-
→ I
2
+ 2 CuI↓
Wykorzystanie omawianej reakcji do jodometrycznego oznaczania miedzi jest
możliwe przy zastosowaniu miareczkowania pośredniego (mianowanym roztworem
Na
2
S
2
O
3
), wydzielonego w równoważnej ilości wolnego jodu zamiast jonów Cu
2+
I
2
+ 2 S
2
O
3
2-
→ 2 I
-
+ S
4
O
2-
Pod koniec miareczkowania dodaje się roztworu tiocyjanianiu potasu, który tworzy
trudniej rozpuszczalny od jodku miedzi (I) osad tiocyjanianu miedzi (I)
CuI↓ + SCN
-
→ CuSCN↓ + I
-
Dzięki temu zmniejsza się roztworze, i tak już bardzo małe, stężenie jonów Cu
+
nad
osadem CuI, a jednocześnie następuje dalszy wzrost potencjału utleniającego układu
Cu
2+
/Cu
+
(od czego zależy zarówno kierunek, jak i w pełni ilościowy przebieg omawianej
reakcji redukcji Cu
2+
do Cu
+
)
Odczynniki i roztwory Sprzęt i aparatura
badany roztwór jonów Cu
2+
,
1 mol/dm
3
roztwór H
2
SO
4
,
0,1 mol/dm
3
roztwór tiosiarczanu(VI) sodu,
0,5% roztwór skrobi, jodek potasu,
25% roztwór tiocyjanianu potasu lub amonu
0,1 mol/dm
3
dichromian (VI)
potasu (odważka analityczna)
Kolba miarowa – 100 cm
3
, kolba stożkowa-
300 cm
3
, pipeta jednomiarowa – 25 cm
3
,
biureta – 25 cm
3
, cylinder miarowy 100 cm
3
,
waga
analityczna
Nastawianie miana titrantu – tio(II) siarczanu(VI) sodu na 0,1 mol/dm
3
roztwór dichromianu
(VI) potasu (odważka analityczna).
Do kolby stożkowej o pojemności 300 cm
3
( z doszlifowanym korkiem- uniknięcie strat
jodu w wyniku jego sublimacji) przenieść 25 cm
3
roztworu dichromianu (VI) potasu pipetą
jednomiarową, dodać 2 g jodku potasu, 50 cm
3
wody destylowanej oraz 20 cm
3
kwasu
7
6
v
c
siarkowego(VI) o stężeniu 1 mol/dm
3
. Zawartość kolby dokładnie wymieszać i odstawić w
ciemne miejsce na 15 minut. Wydzielony jod miareczkować roztworem Na
2
S
2
O
3
do
uzyskania żółtozielonego zabarwienia. Następnie dodać 3 cm
3
wodnego roztworu skrobi oraz
50 cm
3
wody destylowanej nadal miareczkować roztworem Na
2
S
2
O
3
(titrantem) do chwili
zmiany zabarwienia z niebieskofioletowego na jasnozielone.
Podczas nastawiania miana roztworu tio(II)siarczanu(VI)sodu na dichromian(VI) potasu
zachodzi reakcja
Cr
2
O
2-
+ 6 I
-
+ 14H
+
→ 3I
2
+ 2Cr
3+
+ 7H
2
O
Powyższe równanie pozwala na obliczanie stężenia [mol/dm
3
] roztworu Na
2
S
2
O
3
ze wzoru
c
1
v
K Cr O
2 2 7
1
1
(
c
1
K
2
Cr
2
O
7
6
- stężenie ułamkowo- molowe roztworu K
2
Cr
2
O
7
[mol/dm
3
], v – objętość
roztworu K
2
Cr
2
O
7
pobranego do analizy [dm
3
], v
1
– objętość roztworu Na
2
S
2
O
3
zużytego do
miareczkowania).
Wykonanie oznaczenia
Próbkę roztworu zawierającego jony Cu
2+
przenieść ilościowo do kolby miarowej o
pojemności 100 cm
3
i uzupełnić wodą do kreski. Następnie 25 cm
3
próbki odpipetować do
kolby stożkowej o pojemności 300 cm
3
(z doszlifowanym korkiem), dodać 8 cm
3
1 mol/dm
3
roztworu H
2
SO
4
oraz 2 g stałego jodku potasu, całość energicznie wymieszać. Natychmiast
miareczkować mianowanym roztworem Na
2
S
2
O
3
do uzyskania jasnożółtego zabarwienia.
Następnie dodać 4ml roztworu skrobi i 6 cm
3
25% roztworu tiocyjanianu potasu i
kontynuować miareczkowanie do zaniku niebieskofioletowego zabarwienia. Następnie
obliczyć zawartość [g] miedzi ze wzoru:
x = c · v · M · f · W
gdzie: c – stężenie molowe roztworu Na
2
S
2
O
3
[mol/dm
3
], v – objętość roztworu Na
2
S
2
O
3
zużytego do miareczkowania wydzielonego jodu [dm
3
], M – masa molowa miedzi [g/mol], f –
współczynnik równoważności miedzi w reakcji Cu
2+
do Cu
+
, W – współmierność kolby i
pipety.
[1] Andrzej Cygański, Chemiczne Metody Analizy Ilościowej, Wyd.4, 1994
KOMPLEKSOMETRIA
Kompleksometryczne oznaczanie jonów żelaza (III)
Zasada oznaczenia
Jony Fe
3+
tworzą bardzo trwałe kompleksy z EDTA, nawet w silnie kwaśnych roztworach.
Umożliwia to ich kompleksonometryczne oznaczenie w obecności innych kationów.
Oznaczenie to przeprowadza się w roztworach o pH 1-3, wobec wskaźników- kwasu
salicylowego lub sulfosalicylowego. Są to bezbarwne metalowskaźniki, tworzące z jonami
żelaza czerwono- fioletowy kompleks. Kompleksowanie Fe
3+
przez EDTA
Fe
3+
+ H
2
Y
2-
= FeY
-
+ 2H
+
zachodzi szybciej w podwyższonej temperaturze.
Odczynniki i roztwory Sprzęt i aparatura
badany roztwór jonów Fe
3+
,
mianowany roztwór EDTA (odważka
analityczna),
5% alkoholowy roztwór kwasu salicylowego,
papierki wskaźnikowe (pH 1-10)
kolba miarowa - 100 cm
3
, biureta - 25 cm
3
,
pipeta jednomiarowa - 25 cm
3
,
cylinder miarowy - 100 cm
3
, łaźnia wodna,
kolba miarowa Erlenmayera - 300 cm
3
Wykonanie oznaczenia
Próbkę roztworu Fe
3+
przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 cm
3
i
uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Pipetą jednomiarową pobrać 25 cm
3
roztworu,
przenieść do kolby stożkowej o pojemności 300 cm
3
i rozcieńczyć wodą destylowaną do
objętości około 50 cm
3
. Wprowadzić 1 cm
3
alkoholowego roztworu kwasu salicylowego,
ogrzać do temperatury 40
o
C i miareczkować ostrożnie roztworem EDTA, do momentu
zmiany barwy z czerwono- fioletowej na żółtą. Następnie obliczyć zawartość (g) Fe
3+
w
próbce ze wzoru:
x = c · v · M · W [g]
gdzie: c – stężenie molowe roztworu EDTA (mol/dm
3
), v- objętość
roztworu EDTA zużytego do miareczkowania próbki jonów Fe
3+
(dm
3
), M - masa molowa
żelaza (g/mol), W- współmierność kolby i pipety.
[1] W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia Laboratoryjne, Wyd.1, 2001
ANALIZA WAGOWA
Wagowe oznaczanie jonów wapnia w postaci szczawianu wapnia
Zasada oznaczenia
Jony wapnia (Ca
2+
) wytrąca się ilościowo szczawianem amonu w postaci trudno
rozpuszczalnego osadu szczawianu wapnia. Reakcję przeprowadza się w środowisku
obojętnym. W tym celu roztwór (wcześniej zakwaszony) powoli zobojętnia się amoniakiem w
obecności wskaźnika (oranżu metylowego), w temperaturze bliskiej wrzeniu, do momentu
zmiany barwy z różowej na żółtą. Rozpuszczalność CaC
2
O
4
maleje i wydziela się osad w
postaci stosunkowo dużych i łatwych do sączenia kryształów.
Ca
2+
+ C
2
O
4
2-
→
CaC
2
O
4
↓
Osadu szczawianu wapnia należy wysuszyć w suszarce w temp. 110°C, następnie ostudzić
w eksykatorze i zważyć.
Odczynniki i roztwory
Sprzęt i aparatura
badany roztwór jonów Ca
2+
,
nasycony roztwór szczawianu amonu,
roztwór amoniaku (1:1),
stężony HCl,
oranż metylowy
kolba miarowa - 100cm
3
, zlewka - 250cm
3
,
pipeta jednomiarowa – 25 cm
3
, pipety
wielomiarowe – 1 0 c m
3
i 20 cm
3
, cylinder
miarowy - 100cm
3
, szkiełko zegarkowe, lejek
P-4, łaźnia wodna, suszarka laboratoryjna,
eksykator, pompka wodna
Wykonanie oznaczenia
Otrzymaną próbkę roztworu soli wapniowej należy przenieść ilościowo do kolby miarowej o
pojemności 100 cm
3
i uzupełnić woda do kreski. Po dokładnym wymieszaniu 25 cm
3
roztworu
odpipetować do zlewki o pojemności 250 cm
3
. Roztwór rozcieńczyć dodając 50 cm
3
wody
destylowanej. Następnie dodać 5 cm
3
stężonego HCl, 5 kropli oranżu metylowego i 80 cm
3
nasyconego roztworu szczawianu amonu. Całość ogrzać do 80
°
C i ciągle mieszając powoli
wprowadzać roztwór amoniaku (1:1) do chwili zmiany barwy wskaźnika z różowej na żółtą.
Roztwór z osadem pozostawić na 1 godzinę na łaźni wodnej. Wytrącony osad przesączyć przez
wcześniej zważony lejek. Lejek z osadem suszyć w temperaturze 110
°
C przez 1 godzinę. Po
wyjęciu lejka z suszarki ostudzić go w eksykatorze i dokładnie zważyć.
Obliczyć zawartość jonów wapnia w próbce ze wzoru:
x = m · F ·W [g]
gdzie: m - masa osadu - jednowodnego szczawianu wapnia [g], F – mnożnik analityczny do
przeliczania masy jednowodnego szczawianu wapnia na masę jonów wapnia, wynosi 0,2743,
W- współmierność kolby i pipety.
[1] G.Bieniek, J.Czogała, R.Różańska, J.Szczałuba, Ćwiczenia laboratoryjne i rachunkowe z
chemii analitycznej, Akademia Medyczna w Katowicach, Katowice 1985.
[2] Z.Szmal, T.Lipiec, Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej, Wydawnictwo
Lekarskie PZWL, Warszawa 1997.
PRECYPITOMETRIA Precypitometryczne oznaczanie
chlorków metodą Fajansa
Zasada oznaczenia
Przy precypitometrycznym oznaczaniu Cl
-
metodą Fajansa, podczas miareczkowania
badanego roztworu mianowanym roztworem azotanu (V) srebra, zachodzi wytrącanie trudno
rozpuszczalnego osadu chlorku srebra
Ag
+
+ Cl
-
→ AgCl↓
Miareczkowanie prowadzi się wobec wskaźnika adsorpcyjnego, np. fluoresceinianu
sodu. Pierwsza kropla nadmiaru titrantu wprowadzona do roztworu powoduje powstanie
fluoresceinianu srebra, który adsorbuje się na powierzchni osadu AgCl, barwiąc go na kolor
różowy. Fluoresceina jako wskaźnik może być stosowana jedynie w roztworach obojętnych;
w roztworach kwaśnych występuje w postaci niezdysocjowanych, bezbarwnych cząsteczek.
Odczynniki i roztwory Sprzęt i aparatura
badany roztwór jonów Cl
-
,
mianowany roztwór azotanu (V) srebra
(odważka analityczna),
0,1% roztwór fluoresceinianu sodu
(wskaźnik)
kolba miarowa – 100 cm
3
, biureta – 25 cm
3
,
pipeta jednomiarowa – 25 cm
3
, kolba
stożkowa
–
250
cm
3
Wykonanie oznaczenia
Badaną próbkę – zawierającą jony chlorkowe – przenieść ilościowo do kolby miarowej
o pojemności 100 cm
3
i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. przenieść 25 cm
3
tego
roztworu do kolby stożkowej o pojemności 250 cm
3
, dodać 1-2 krople roztworu
fluoresceinianu sodu, miareczkować mianowanym roztworem azotanu (V) srebra do
momentu, gdy osad chlorku srebra zabarwi się na różowo. Zawartość chlorków [g] w próbce
obliczyć ze wzoru:
x = c · v · M · W [g]
gdzie: c – stężenie molowe AgNO
3
[mol/dm
3
], v – objętość roztworu AgNO
3
zużytego do
miareczkowania jonów Cl
-
, M – masa molowa jonu chlorkowego[g/mol], W – współmierność
kolby i pipety.
[1] W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia Laboratoryjne, Wyd.1, 2001