1

ALKACYMETRIA

Acydymetryczne oznaczanie wodorow

ęglanu sodu

Zasada oznaczenia

Acydymetryczne oznaczanie wodorowęglanu sodu za pomocą kwasu solnego jest

przykładem miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem:

NaHCO

3

+ HCl

→

NaCl + H

2

O + CO

2

Wskaźnikiem w oznaczeniu może być oranż metylowy lub fenoloftaleina. W

przypadku stosowania oranżu metylowego roztwór wodorowęglanu sodu należy
miareczkować mianowanym roztworem kwasu solnego do pierwszej zmiany barwy z żółtej
na cebulkową. Jeżeli zastosuje się fenoloftaleinę jako wskaźnik, miareczkowanie
mianowanym roztworem kwasu solnego należy prowadzić do zupełnego odbarwienia
roztworu.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badany roztwór wodorowęglanu sodu
stężony kwas solny, cz.d.a.
boraks – Na

2

B

4

O

7

×10H

2

O, cz.d.a.

biureta – 25 ml, kolba miarowa – 100 ml,
pipeta jednomiarowa – 25 ml, cylinder
miarowy – 25 ml, kolba stożkowa – 250 ml,
naczyńko wagowe

Przygotowanie roztworu kwasu solnego o stężeniu około 0,1 mol/l. Odmierzyć cylindrem
miarowym 8-9 ml stężonego HCl o gęstości d=1,19 g/ml i rozcieńczyć wodą destylowaną do
objętości 1 l.

Nastawianie miana titrantu – roztworu kwasu solnego na odważkę boraksu,
Na

2

B

4

O

7

×10H

2

O. Podczas miareczkowania roztworu boraksu kwasem solnym zachodzi

reakcja:

Na

2

B

4

O

7

+ 2HCl + 5H

2

O

→

4H

3

BO

3

+ 2NaCl

W celu nastawienia miana roztworu kwasu solnego na boraks odważyć na wadze

analitycznej (w naczyńku wagowym) 0,24-0,25 g boraksu. Następnie odważkę boraksu
przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 ml i dodać 70 ml wody
destylowanej, po czy, w obecności 1-2 kropel oranżu metylowego miareczkować uprzednio
sporządzonym roztworem kwasu solnego do momentu wystąpienia pierwszej zmiany z barwy
żółtej na cebulkową. Obliczyć stężenie molowe [mol/l] kwasu solnego wg wzoru:

2

c=

m

Mfv

gdzie: m – odważka boraksu [g], M – masa molowa boraksu [g/mol], f – współczynnik
równoważności boraksu, v – objętość roztworu kwasu solnego zużytego do miareczkowania
roztworu boraksu [l]

Wykonanie oznaczenia

Próbkę roztworu wodorowęglanu sodu przenieść ilościowo do kolby miarowej o

pojemności 100 ml i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Następnie 25 ml tego roztworu
przenieść pipetą jednomiarową do kolby stożkowej, rozcieńczyć wodą destylowaną do
objętości około 50 ml, po czym dodać 1-2 krople oranżu metylowego i miareczkować
mianowanym roztworem HCl do chwili zmiany zabarwienia z żółtego na cebulkowe.
Obliczyć zawartość wodorowęglanu sodu w próbce według wzoru:

x = c v M W

gdzie: c – stężenie molowe roztworu kwasu solnego [mol/l], v – objętość roztworu kwasu
solnego zużytego do miareczkowania roztworu wodorowęglanu sodu [l], M – masa molowa
wodorowęglanu sodu [g/mol], W – współmierność kolby i pipety

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: D. Rajzer, L. Konieczna, A. Plenis, E.
Dziurkowska, „Chemiczne metody analizy ilościowej środków leczniczych”, Akademia
Medyczna w Gdańsku 2008.

3

ALKACYMETRIA

ĆWICZENIE

Alkalimetryczne oznaczanie naproksenu

Zasada oznaczania

Alkalimetryczne oznaczanie naproksenu, pochodna kwasu octowego (kwas(2S)-2-(6-
metoksynaftalen-2-ylo)propanowy, jest przykładem miareczkowania słabego kwasu mocną
zasadą

Roztwór tej soli ma odczyn zasadowy. Punkt końcowy miareczkowania określa się, stosując
wskaźnik – fenoloftaleinę, w momencie zmiany zabarwienia roztworu na kolor różowy.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badany roztwór naproksenu

(woda +metanol 1:3 v/v),

0,5% roztwór alkoholowy fenoloftaleiny,

około 0,1 mol/ dm

3

roztwór NaOH,

mianowany roztwór HCl

biureta – 25 cm

3

, kolba miarowa – 100 cm

3

,

pipeta jednomiarowa – 25 cm

3

, kolba

stożkowa – 250 cm

3

Nastawianie miana titrantu – roztworu wodorotlenku sodu na mianowany roztwór kwasu
solnego. Pobrać 25 cm

3

mianowanego roztworu kwasu solnego (za pomocą pipety

jednomiarowej) i przenieść do kolby stożkowej o pojemności 250 cm

3

. Roztwór w kolbie

rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości 75 cm

3

, wprowadzić 1-2 krople fenoloftaleiny i

energicznie mieszając miareczkować roztworem wodorotlenku sodowego, aż do momentu
pojawienia się różowego zabarwienia. Następnie obliczyć stężenie molowe wodorotlenku
sodu ze wzoru:

H

3

C

O

C

H

(

C

H

3

)C

OOH

+

N

aOH

H

3

C

O

CH(CH

3

)C

OON

a

+ H

2

O

4

1

2

2

1

V

V

c

c

⋅

=

gdzie: c

2

- stężenie molowe kwasu solnego [mol/dm

3

], v

2

- objętość mianowanego roztworu

kwasu solnego pobranego do nastawiania miana wodorotlenku sodu, v

1

– objętość roztworu

wodorotlenku sodu zużytego do zmiareczkowania kwasu solnego [dm

3

].

Wykonanie oznaczenia

Próbkę roztworu naproksenu przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100
cm

3

i uzupełnić roztworem woda + metanol (1:3 v/v) do kreski. Pobrać pipetą jednomiarową

25 cm

3

tak przygotowanego roztworu do kolby stożkowej o poj. 250 cm

3

i po dodaniu 5 kropli

fenoloftaleiny miareczkować mianowanym roztworem wodorotlenku sodu do uzyskania
lekko różowego zabarwienia, utrzymującego się 20-30 sekund.

Obliczyć zawartość [g] naproksenu w próbce wg wzoru:

x = c · v · M · W

gdzie: c – stężenie molowe wodorotlenku sodu [mol/dm

3

], v – objętość wodorotlenku sodu

zużyta do miareczkowania naproksenu [dm

3

], M – masa molowa naproksenu [g/mol], W –

współmierność kolby i pipety.

5

REDOKSYMETRIA

Manganometryczne oznaczanie nadtlenku wodoru.

Zasada oznaczenia

Manganometryczne oznaczanie nadtlenku wodoru opiera się na równaniu reakcji:

2KMnO

4

+ 5H

2

O

2

+ 3H

2

SO

4

→

K

2

SO

4

+ 2MnSO

4

+ 8H

2

O + 5O

2

Początkowo reakcja zachodzi powoli, przyśpieszyć ją można dodając nieco soli manganu (II).

Woda utleniona ma właściwości utleniające, wydziela jod z jodowodoru, czyli ze

związkami redukującymi reaguje jako utleniacz, z utleniającymi zaś jako reduktor i wtedy
zawsze wywiązuje się tlen cząsteczkowy.

Odczynniki i roztwory
badany roztwór nadtlenku wodoru (3%)
rozcieńczony kwas siarkowy (VI)
roztwór KMnO

4

c

1/5KMnO

4

kwas szczawiowy – substancja stała

Sprz

ęt i aparatura

kolba miarowa – 100 ml, biureta – 25 ml,
pipeta jednomiarowa – 25 ml, pipeta
wielomiarowa – 20 ml, kolba stożkowa – 250
ml, naczyńko wagowe

Nastawianie miana titranta – roztworu KMnO

4

na odważkę kwasu szczawiowego

H

2

C

2

O

4

×2H

2

O.

Jony manganianowe (VII) utleniają jony szczawianowe do CO

2

zgodnie z reakcją:

2MnO

4

-

+5C

2

O

4

2-

+16H

+

→2Mn

2+

+10CO

2

+8H

2

O

Reakcja manganianu (VII) potasu z kwasem szczawiowym przebiega wolno, zwłaszcza w
początkowym stadium, lecz powstające jony Mn

2+

przyśpieszają ją (reakcja autokatalityczna).

W naczynku wagowym odważyć na wadze analitycznej 0,1500-0,2000 g kwasu

szczawiowego, przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 ml i rozpuścić w
100 ml wody destylowanej. Roztwór w kolbie zakwasić 15 ml kwasu siarkowego (VI) i
miareczkować roztworem manganianu (VII) potasu do momentu uzyskania (utrzymującego

się 30 sekund) bladoróżowego zabarwienia. Stężenie c

1/5KMnO

4

należy obliczyć ze wzoru:

c

1/5KMnO

4

=

m

M f v

gdzie: m – masa odważki kwasu szczawiowego [g], M – masa molowa kwasu szczawiowego
[g/mol], v – objętość roztworu KMnO

4

zużytego do miareczkowania kwasu szczawiowego

6

[dm

3

], f – współczynnik równoważności kwasu szczawiowego w reakcji utleniania C

2

O

4

2-

do

CO

2

.

Wykonanie oznaczenia

Otrzymaną próbkę zawierającą nadtlenek wodoru przenieść ilościowo do kolby

miarowej o pojemności 100 ml, uzupełnić wodą destylowaną do kreski i wymieszać. Pobrać
25 ml roztworu za pomocą pipety jednomiarowej, umieścić w kolbie stożkowej o pojemności
250 ml, dodać 6,5 ml kwasu siarkowego (VI) o stężeniu 1 mol/l miareczkować mianowanym
roztworem manganianu (VII) potasu do uzyskania trwałego różowego zabarwienia.

Następnie obliczyć zawartość nadtlenku wodoru w próbce [g]:

x=c

1/5KMnO

4

v M f W

gdzie: c

1/5KMnO

4

- stężenie ułamka mola roztworu KMnO

4

[mol/dm

3

], v – objętość roztworu

KMnO

4

[dm

3

] zużyta do miareczkowania, M – masa molowa nadtlenku wodoru, f –

współczynnik równoważności nadtlenku wodoru, W – współczynnik kolby i pipety.

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: Z. Dudzik „Podręcznik do ćwiczeń z
chemii farmaceutycznej”, Państwowy Zakład Wydawnictw Lekarskich, Warszawa 1966.

7

KOMPLEKSOMETRIA

Kompleksonometryczne oznaczanie jonów wapnia i magnezu wyst

ępujących obok

siebie.

Zasada oznaczenia

W celu kompleksonometrycznego oznaczenia obecnych obok siebie (w tym samym

roztworze) jonów Ca

2+

i Mg

2+

przeprowadza się dwa miareczkowania mianowanym

roztworem EDTA (sól sodowa kwasu wersenowego).

Jony Ca

2+

miareczkuje się w środowisku mocno zasadowym o pH 12-13, np. wobec

mureksydu jako wskaźnika. Magnez przy tak wysokim pH strąca się w postaci Mg(OH)

2

i nie

przeszkadza w oznaczeniu.

Jony Mg

2+

oznacza się łącznie z jonami Ca

2+

, lecz wobec czerni eriochromowej T w

roztworze o pH 10-10,5 (gdy występuje największa różnica między barwą powstających
kompleksów oraz barwą wolnego wskaźnika). Zastosowanie czerni eriochromowej T do
oznaczania jonów Ca

2+

w nieobecności Mg

2+

jest utrudnione z powodu małej intensywności

barwy wapniowego kompleksu tego wskaźnika. Dlatego prowadzi się je po dodaniu do
badanego roztworu – lecz oczywiście w znanej ilości – soli magnezu, której kompleks jest
bardziej intensywnie zabarwiony.

MgInd

-

+H

2

Y

2-

→HInd

2-

+MgY

2-

+H

+

(czerwony) (niebieski)

Zgodnie z powyższym równaniem, podczas miareczkowania roztworu jonów Ca

2+

i

Mg

2+

roztworem EDTA ich kompleksy ze wskaźnikiem zostają zastąpione bardziej trwałymi

kompleksami z EDTA (np. w postaci MgY

2-

), a roztwór przyjmuje zabarwienie wolnej soli

sodowej wskaźnika (HInd

2-

).

Oznaczanie sumarycznej zawartości jonów Ca

2+

i Mg

2+

oraz zawartości jonów Ca

2+

w

osobnej porcji roztworu umożliwia obliczenie zawartości Mg

2+

.

Odczynniki i roztwory
badany roztwór jonów Ca

2+

i Mg

2+

,

bufor amoniakalny o pH 10,
ok. 0,01 mol/l EDTA,
1 mol/l roztwór NaOH,
mureksyd (wskaźnik),
czerń eriochromowa T (wskaźnik)

Sprz

ęt i aparatura

kolba miarowa – 100 ml, biureta – 25 ml,
pipeta jednomiarowa – 20 ml, pipeta
wielomiarowa – 10 ml, cylinder miarowy –
100 ml, kolba stożkowa – 250 ml

8

Wykonanie oznaczenia

Oznaczenie zawarto

ści wapnia.

Badany roztwór Ca

2+

i Mg

2+

rozcieńczyć w kolbie miarowej wodą destylowaną do

objętości 100 ml. Dwie próbki tego roztworu o objętości 20 ml odpipetować do kolby
stożkowej o pojemności 250 ml i rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości około 100 ml,
po czym dodać 10 ml roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 1 mol/l. Następnie, po dodaniu
6 kropli roztworu mureksydu, przeprowadzić miareczkowanie mianowanym roztworem
EDTA do zmiany zabarwienia z różowego na fiołkowe. Zawartość [g] Ca

2+

obliczyć ze

wzoru:

x

cv MW

gdzie: c – stężenie molowe roztworu EDTA [mol/l], v

1

– objętość roztworu EDTA zużytego

do miareczkowania jonów Ca

2+

[l], M – masa molowa wapnia [g/mol], W – współmierność

kolby i pipety.

Oznaczanie zawarto

ści magnezu.

Odpipetować do kolby stożkowej o pojemności 250 ml, kolejne dwie 20 – mililitrowe

próbki badanego (przygotowanego w kolbce na 100 ml z próbki wyjściowej) roztworu i
rozcieńczyć w kolbie miarowej wodą destylowaną do objętości 100 ml. Dodać 5 ml buforu
amoniakalnego o pH 10, 6 kropli roztworu czerni eriochromowej T do uzyskania różowego
zabarwienia i miareczkować roztworem EDTA do zmiany barwy roztworu z fiołkowej na
niebieską.

Zawartość jonów magnezu w próbce odpowiada różnicy objętości mianowanego

roztworu EDTA zużytego do miareczkowania drugiej (v

2

) i pierwszej (v

1

) próbki badanego

(rozcieńczonego) roztworu. Obliczyć zawartość [g] Mg

2+

w próbce ze wzoru:

x = c v

2

‐v

1

MW

gdzie: c – stężenie molowe roztworu EDTA [mol/l], v

2

– objętość roztworu EDTA zużytego

do miareczkowania sumy wapnia i magnezu [l], v

1

– objętość roztworu EDTA zużytego do

miareczkowania jonów wapnia [l], M – masa molowa magnezu [g/mol], W – współmierność
kolby i pipety.

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas „Chemia Analityczna.
Ćwiczenia laboratoryjne. Wybrane metody wagowe, miareczkowe oraz elektroanalityczne”,
Śląska Akademia Medyczna, Katowice 2001.

9

POTENCJOMETRIA I

ĆWICZENIE 1

Potencjometryczne wyznaczanie pH roztworu na podstawie

charakterystyki elektrody szklanej

Zasada oznaczenia

Wykorzystanie elektrody szklanej do pomiarów pH roztworów wymaga w każdym
przypadku wyznaczenia jej charakterystyki.

Wyznaczanie charakterystyki elektrody szklanej polega na ustaleniu dla niej zależności SEM
od pH (przedstawionej graficznie w postaci krzywej kalibracyjnej) i wyznaczeniu parametrów
charakteryzujących elektrodę.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badany roztwór jonów H

+

,

roztwór mieszaniny kwasów: octowego,
fosforowego i borowego o stężeniu 0,04
mol/dm

3

względem każdego z nich, 0,2

mol/dm

3

roztwór NaOH

zlewki – 100 cm

3

, pipeta – 25 cm

3

, pehametr,

elektroda szklana, elektroda kalomelowa

Wykonanie oznaczenia

W oddzielnych zlewkach sporządzić roztwory buforowe, mieszając podane w tabelce
objętości roztworu mieszaniny kwasów i roztworu NaOH.

Lp.

Roztwór NaOH

[cm

3

]

Mieszanina kwasów

[cm

3

]

pH

1

5,0

50,0

1,98

2

10,0

50,0

3,29

3

20,0

50,0

5,72

4

30,0

50,0

7,96

5

35,0

50,0

9,15

6

50,0

50,0

11,98

W poszczególnych roztworach oraz w roztworze badanym kolejno umieszczać elektrodę
szklaną oraz kalomelową i mierzyć SEM utworzonych ogniw pehametrem wyskalowanym w
mV.

10

Opracowanie wyników

- wykreślić krzywą kalibracyjną (charakterystykę elektrody szklanej) w układzie

SEM

szkl/kal

= f(pH),

- na podstawie zmierzonej wartości SEM roztworu badanego odczytać z krzywej
kalibracyjnej wartości jego pH,

- z wyznaczonej krzywej kalibracyjnej określić nachylenie charakterystyki (mV/pH) elektrody
szklanej i porównać z wartością wyznaczoną z obliczeń teoretycznych, wynoszącą 58 mV/pH
(20°C) lub 59,1 mV/pH (24°C),

- obliczyć wartość pH, odpowiadającą zerowemu potencjałowi elektrody szklanej, czyli
wartość pH jej punktu izoelektrycznego,

- wyznaczyć przedział pH, w którym charakterystyka elektrody jest prostoliniowa.

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna
Ćwiczenia Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

11

POTENCJOMETRIA I

ĆWICZENIE 2

Potencjometryczne wyznaczanie pH przy u

życiu elektrody chinhydronowej

i nasyconej elektrody chlorosrebrowej

Zasada oznaczenia

Potencjał elektrod wskaźnikowych stosowanych w pomiarach pH powinien zależeć liniowo
od stężenia jonów wodorowych w roztworze. Dotyczy to m.in. elektrody chinhydronowej.
Wartość pH roztworu, wyznaczoną za pomocą ogniwa zbudowanego z elektrody
chinhydronowej i elektrody odniesienia (elektrody platynowo- chlorosrebrowej) zanurzonych
w roztworze badanym, można obliczyć ze wzoru

SEM

ch/Ag/AgCl/KCl(nas)

= 503 – 58,1 pH (1)

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badany roztwór jonów H

+

,

chinhydron subst.,
roztwór mieszaniny kwasów: octowego,
fosforowego (V) i borowego o stężeniu
0,04 mol/dm

3

względem każdego z nich,

0,2 mol/dm

3

roztwór NaOH

pehametr cyfrowy,
elektroda

kombinowana

platynowo-

chlorosrebrowa,
zlewki – 100 cm

3

, pipeta – 25 cm

3

Wykonanie oznaczenia

Mieszając podane w tabelce objętości roztworu, zawierającego mieszaninę trzech kwasów i
roztworu NaOH, w oddzielnych zlewkach sporządzić 5 roztworów buforowych.

Lp.

Roztwór NaOH

[cm

3

]

Mieszanina kwasów

[cm

3

]

pH

1

2,5

50,0

1,98

2

10,0

50,0

3,29

3

20,0

50,0

5,72

4

25,0

50,0

6,80

5

30,0

50,0

7,96

Do każdej zlewki z buforem oraz do roztworu próbki badanej dodać szczyptę chinhydronu.
Po wymieszaniu w kolejnych roztworach buforowych i w roztworze badanym umieszczać

12

platynową elektrodę kombinowaną i mierzyć SEM utworzonych ogniw za pomocą pehametru
w mV.

Opracowanie wyników

- na podstawie SEM kolejnych roztworów buforowych wykreślić krzywą kalibracyjną w
układzie SEM = f(pH),

- na podstawie zmierzonej wartości SEM roztworu badanego odczytać z krzywej
kalibracyjnej wartość jego pH,

- odczytać pH próbki z podanego wzoru (1).

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna
Ćwiczenia Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

13

POTENCJOMETRIA II

ĆWICZENIE

Oznaczanie kwasu salicylowego w preparacie farmaceutycznym

metod

ą miareczkowania potencjometrycznego

Zasada oznaczania

Alkacymetryczne miareczkowanie potencjometryczne sposobem klasycznym polega na
bezpośredniej obserwacji SEM ogniwa pomiarowego w miarę dodawania odczynnika
miareczkującego. Ogniwem pomiarowym jest elektroda kombinowana, zbudowana z
elektrody szklanej jako wskaźnikowej i elektrody kalomelowej jako odniesienia. Zamiast
pomiaru SEM ogniwa, można zmierzyć pH roztworu pozostającego jego liniową funkcją.
Przebieg zmian pH w funkcji objętości dodawanego titranta jest analogiczny do zmian SEM.

Odczynniki i aparatura

0,1 mol/dm

3

NaOH, 2% spirytus salicylowy

pehametr cyfrowy; elektroda kombinowana(chlorosrebrowa)

zlewki – 150 cm

3

, pipeta – 5 cm

3

, pipeta – 25 cm

3

Wykonanie

ćwiczenia

Do trzech zlewek odmierzyć pipetą po 5cm

3

spirytusu salicylowego i dodać 75 cm

3

wody

destylowanej. Rozcieńczone roztwory próbek miareczkować roztworem 0,1 mol/dm

3

NaOH,

dokonując pomiaru pH elektrodą kombinowaną za pomocą wyskalowanego pehametru.

Podczas miareczkowania pierwszego roztworu dokonywać pomiarów pH w trakcie
dodawania titrantu po 1,0 cm

3

. W dwóch kolejnych miareczkowaniach powtórzyć pomiary

zagęszczając je do 0,1cm

3

w pobliżu V

PK

(V

PK

± 1cm

3

).

Opracowanie wyników

- wykreślić krzywą miareczkowania w zależności pH od V

titranta

- wyznaczyć V

PK

metodą stycznych

- obliczyć stężenie procentowe kwasu salicylowego

- obliczyć teoretyczne wartości pH poszczególnych punktów pomiarowych oraz obliczone
wartości porównać z wartościami pH odczytanymi z uzyskanej doświadczalnej krzywej
miareczkowania

14

- przyjmując, że uzyskany wynik analizy jest prawidłowy, obliczyć błąd bezwzględny i
względny, jakim jest obarczona informacja o stężeniu kwasu salicylowego w badanym
preparacie.

Instrukcja opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia
Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

15

KONDUKTOMETRIA

ĆWICZENIE 1

Pomiar stałej naczy

ńka konduktometrycznego

Zasada oznaczenia

Celem

ćwiczenia

jest

doświadczalne

wyznaczenie

wartości

stałej

naczyńka

konduktometrycznego. Każdy układ składający się z elektrody i z naczyńka
konduktometrycznego charakteryzuje się pewną stałą wartością zwaną stałą naczyńka ‘’k”

Aparatura i szkło

Konduktometr, zlewka – 150 cm

3

, kolba miarowa – 100 cm

3

Odczynniki

0,1 mol/ dm

3

roztwór KCl (odważka analityczna)

Wykonanie

ćwiczenia

Wyznaczenie stałej naczyńka konduktometrycznego dokonujemy za pomocą
wzorcowego roztworu KCl o stężeniu 0,01 mol/dm

3

(sporządzonego przez rozcieńczenie 0,1

mol/dm

3

roztworu KCl), którego przewodnictwo właściwe w temperaturze 25°C, wynosi

0,001413 S · cm

-1

(tabela 1). W tym celu w zlewce o pojemności 150 cm

3

, zawierającej 100

cm

3

tego

roztworu,

umieszczamy

czujnik

temperatury

wraz

z

naczyńkiem

konduktometrycznym, tak aby obydwa pierścienie platynowe naczyńka były zanurzone w
roztworze. Patrząc na wyświetlacz konduktometru zaprogramowanego na 25°C,
doprowadzamy wyświetlane wskazania do wartości przewodnictwa właściwego roztworu
wzorcowego (0,001413 S · cm

-1

) i następnie odczytujemy automatycznie wyznaczoną przez

aparat wartość stałej naczyńka k [cm

-1

].

Po zakończeniu opisanych czynności konduktometr wskazuje poprawne wartości
przewodnictwa właściwego κ [mS · cm

-1

lub µS · cm

-1

]

Instrukcja opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia
Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

16

KONDUKTOMETRIA

ĆWICZENIE 2

Pomiar przewodnictwa wła

ściwego mieszaniny soli

Zasada oznaczenia

Ćwiczenie polega na pomiarze przewodnictwa właściwego trzech roztworów soli
oraz ich roztworu mieszanego o tych samych stężeniach soli. Następnie porównanie
zmierzonej wartości przewodnictwa właściwego mieszaniny trzech soli z obliczoną
teoretycznie. Do obliczeń teoretycznych wykorzystuje się graniczne przewodnictwo
poszczególnych jonów podane w tabeli 2.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

0,1 mol/dm

3

roztwór NaCl,

0,1 mol/ dm

3

roztwór KBr,

0,1 mol/ dm

3

roztwór KI

kolbka miarowa – 100 cm

3

,

pipeta – 10 cm

3

, konduktometr,

naczyńko konduktometryczne

Wykonanie oznaczenia

W kolbkach miarowych o poj. 100 cm

3

sporządzić 0,01 mol/dm

3

roztwory NaCl, KBr,

KI z roztworów 0,1 mol/dm

3

oraz roztwór mieszaniny o stężeniu 0,01 mol/dm

3

każdej z tych

soli.

Opracowanie wyników

- zsumować wartości κ roztworów badanych soli i porównać z wartością κ roztworu
mieszaniny tych soli; wyciągnąć wnioski na temat zasady addytywności przewodnictwa
roztworów,

- obliczyć przewodnictwo molowe poszczególnych soli na podstawie zmierzonego
przewodnictwa właściwego κ zgodnie ze wzorem:

1000

⋅

=

Λ

c

AB

κ

- obliczyć graniczne przewodnictwo molowe

0

AB

Λ

badanych roztworów soli, korzystając z

prawa Kohlrauscha (wartości granicznego przewodnictwa molowego jonów podano w tabeli
)

17

0

0

−

+

+

=

Λ

B

o

A

AB

λ

λ

λ°

A+

, λ°

B-

- graniczne przewodnictwa jonowe kationu i anionu

- porównać wartości przewodnictwa wyznaczonego doświadczalnie i teoretycznego.

Instrukcja opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia
Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

18

KONDUKTOMETRIA

ĆWICZENIE 3

Oznaczanie chlorku sodowego w preparacie farmaceutycznym, metod

ą

konduktometrycznego miareczkowania str

ąceniowego

Zasada oznaczenia

Wytrącanie jonów chlorkowych prowadzi się za pomocą jonów srebra dodawanych
w roztworze (titrantu) AgNO

3

. Znajdujące się w roztworze badanym jony chlorkowe zostają

zastąpione przez jony azotanowe, zgodnie z równaniem reakcji

Na

+

+ Cl

-

+ Ag

+

+ NO

3

-

→ AgCl↓ + Na

+

+ NO

3

-

Przewodnictwo molowe jonów chlorkowych (λ° =76,3 S·cm

2

·mol

-1

) jest nieco

większe od przewodnictwa molowego jonów azotanowych (λ° =71,5 S·cm

2

·mol

-1

), a zatem do

punktu równoważnikowego przewodnictwo roztworu nieznacznie maleje. Po punkcie
równoważnikowym nadmiar jonów titrantu powoduje istotny wzrost przewodnictwa.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badana próbka Natrium chloratum 0,9% inj.
(fizjologiczny roztwór NaCl), O,1 mol/dm

3

roztwór AgNO

3

(odważka analityczna)

biureta – 25 cm

3

, zlewka – 150 cm

3

, pipeta

jednomiarowa – 5 cm

3

, konduktometr,

naczyńko

konduktometryczne,

mieszadło

magnetyczne

Wykonanie oznaczenia

Pipetą jednomiarową pobrać 5 cm

3

badanego roztworu, przenieść do zlewki o poj.

150 cm

3

i dodać 100 cm

3

wody destylowanej. W roztworze umieścić naczyńko

konduktometryczne oraz element mieszający, umieścić na mieszadle magnetycznym.
Miareczkować roztworem AgNO

3

, dodając z biurety po 1 cm

3

titranta. Miareczkowanie

przeprowadzić dwukrotnie, dla dwóch próbek badanego roztworu, notując objętość titrantu i
wartość przewodnictwa właściwego κ (mS· cm

-1

). Po zakończeniu miareczkowania opłukać

elektrodę w roztworze amoniaku.

Opracowanie wyników

- ze względu na zmieniającą się podczas miareczkowania objętość badanej próbki, należy
obliczyć poprawkę

19

wody

próbki

titrantu

wody

próbki

V

V

V

V

V

p

+

+

+

=

oraz wartość przewodnictwa właściwego κ

p

κ

p

= p · κ

- wykreślić krzywą miareczkowania konduktometrycznego dla obu miareczkowań w układzie
κ

p

= f(V) i wyznaczyć graficznie objętości odpowiadające PK miareczkowania,

- obliczyć średnią wartość V

PK

i zawartość [% m/v] chlorków w próbce,

- zakładając, że oznaczone stężenie NaCl w próbce jest prawidłowe, obliczyć błąd
bezwzględny i względny jakim jest obarczona informacja o zawartości NaCl w próbce.

Instrukcja opracowana na podstawie skryptu: W. Wardas, Chemia Analityczna Ćwiczenia
Laboratoryjne, Wyd.1, 2001

20

GRAWIMETRIA

Wagowe oznaczanie magnezu w postaci 8-hydroksychinolanu.

Zasada oznaczenia

Magnez wytrąca się przy użyciu 8-hydroksychinoliny, zwanej również toksyną.

Podczas oznaczenia zachodzi następująca reakcja:

Reakcja przebiega ilościowo przy pH wyższym od 9. Roztwór 8-hydroksychinoliny

wprowadza się do amoniakalnego roztworu soli magnezowej (roztwór nie może zawierać
żadnych metali poza potasowcami i niewielkimi ilościami wapnia, ponieważ niemal
wszystkie metale tworzą z 8-hydroksychinoliną osady w środowisku amoniakalnym).
Powstaje żółtozielony osad 8-hydroksychinolanu magnezowego, który następnie odsącza się
przez szklany lejek z porowatym dnem i suszy w temperaturze 105°C. Suszony do stałej masy
osad jest opisany wzorem: Mg(C

9

H

6

NO)

2

×2H

2

O.

Odczynniki i roztwory
badany roztwór jonów Mg

2+

8-hydroksychinolina – roztwór 5%
kwas octowy – roztwór 2 mol/l
amoniak – roztwór 10%

Sprz

ęt i aparatura

kolba miarowa – 100 ml, zlewka – 250 ml,
pipeta jednomiarowa – 25 ml, pipeta – 10 ml,
lejek P-4, szkiełko zegarkowe, łaźnia wodna,
suszarka laboratoryjna, pompka wodna

Wykonanie oznaczenia

Otrzymaną próbkę roztworu jonów Mg

2+

przenieść ilościowo do kolby miarowej o

pojemności 100 ml i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Do zlewki odpipetować 25 ml
próbki, rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości około 100 ml i ogrzać do temperatury
80°C, dodać 10 ml 5% roztworu 8-hydroksychinoliny w 2M kwasie octowym i kroplami ok. 5
ml 10% amoniaku i 2 ml nadmiaru. Mieszaninę pozostawić do opadnięcia osadu przez ok. 30
minut na łaźni wodnej. Ciecz nad osadem powinna być zabarwiona na żółto. Osad odsączyć

21

na porowatym tyglu, przemyć ciepłą wodą z dodatkiem amoniaku, aż przesącz będzie
bezbarwny i suszyć (ok. 1h) w temperaturze 105°C do stałej masy.

Zawartość jonów magnezu w próbce obliczyć ze wzoru:

x = m×F×W

gdzie: m – masa osadu Mg(C

9

H

6

NO)

2

×2H

2

O, F – mnożnik analityczny do przeliczania

Mg(C

9

H

6

NO)

2

×2H

2

O na masę magnezu (F=0,06976), W – współmierność kolby i pipety.

Instrukcja została opracowana na podstawie podręczników:

1.

Z.S. Szmal, T. Lipiec: „Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej”,
Wydawnictwo Lekarskie PZWL, Warszawa 1997.

2.

Z. Dudzik „Podręcznik do ćwiczeń z chemii farmaceutycznej”, Państwowy Zakład
Wydawnictw Lekarskich, Warszawa 1966.

22

PRECYPITOMETRIA

ĆWICZENIE

Precypitometryczne oznaczanie jonów cynku

Zasada oznaczenia

Oznaczenie ma charakter miareczkowania strąceniowego. Wykorzystuje się powstawanie
trudno rozpuszczalnego osadu w reakcji jonów cynku z heksacyjanożelazianem (II) potasu

2 K

4

[Fe(CN)

6

] + 3 Zn

2+

→ Zn

3

K

2

[Fe(CN)

6

↓ + 6 K

+

Miareczkowanie próbki zawierającej jony Zn

2+

przeprowadza się wobec wskaźnika –

difenyloaminy w obecności małej ilości heksacyjanożelazianu(III) potasu K

3

[Fe(CN)

6

], który

w odróżnieniu od heksacyjanożelazianu (II) potasu, nie tworzy z jonami Zn

2+

trudno

rozpuszczalnego

związku.

Podczas

miareczkowania

próbki

przed

punktem

równoważnikowym dodawany heksacyjanożelazian (II) potasu wiąże jony Zn

2+

. Stężenie

jonów [Fe(CN)

6

]

-4

w roztworze jest bardzo małe, a potencjał układu wystarczająco wysoki i

difenyloamina

jest

w

barwnej

postaci

utlenionej.

Po

przekroczeniu

punktu

równoważnikowego nadmiar dodanego roztworu heksacyjanożelazianu (II) potasu powoduje
obniżenie potencjału i odbarwienie wskaźnika.

Odczynniki i roztwory

Sprz

ęt i aparatura

badany roztwór jonów cynku, wzorcowy
roztwór

cynku,

roztwór

kwasu

siarkowego(VI) /1+2/, heksacyjanożelazian
(III) potasu 1%,

1% roztwór difenyloaminy w stężonym
kwasie siarkowym, siarczan (VI) amonu
cz.d.a,

amoniak

stężony

25%,

0,05 mol/dm

3

roztwór heksacyjanożelazianu

(II) potasu

biureta – 25 cm

3

, biureta – 10 cm

3

, kolba

miarowa – 100 cm

3

, pipeta jednomiarowa –

25 cm

3

, kolba stożkowa – 250 cm

3

, cylinder

miarowy – 25 cm

3

Nastawianie miana roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] na wzorcowy roztwór cynku.

Pobrać 25 cm

3

roztworu wzorcowego cynku i przenieść do kolby stożkowej o poj. 250

cm

3

, następnie rozcieńczyć wodą do 100ml. Dodać 10 cm

3

roztworu kwasu siarkowego (VI)

/1+2/, 5 g siarczanu (VI) amonu, 3 krople difenyloaminy i 14 kropel 1% roztworu
K

3

[Fe(CN)

6

]. Przygotowany roztwór miareczkować powoli 0,05 mol/dm

3

roztworem

K

4

[Fe(CN)

6

](energicznie mieszając) do momentu zmiany zabarwienia zawiesiny z

23

fioletowoniebieskiego na bladozielone, po czym dodać jeszcze 1-2 cm

3

nadmiaru odczynnika.

Z drugiej biurety wprowadzić roztwór cynku aż do powrotu fioletowoniebieskiego
zabarwienia i ponownie miareczkować roztworem heksacyjanożelazianu (II) potasu do
momentu, gdy w cieczy z zawiesiną nastąpi zniknięcie fioletowo niebieskiego zabarwienia od
jednej kropli.

Miano roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] , wyrażone w g Zn/ cm

3

, obliczyć ze wzoru

1

3

2

c

V

V

c

⋅

=

gdzie: V

2

i V

3

– objętość roztworu wzorcowego cynku i roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] zużyte

podczas miareczkowania (cm

3

), c

1

– stężenie roztworu wzorcowego cynku (g Zn/ cm

3

.

Wykonanie oznaczenia

Badaną próbkę przenieść ilościowo do kolby miarowej o poj. 100 cm

3

, rozcieńczyć wodą

destylowaną do kreski. Przenieść 25 cm

3

tego roztworu do kolby stożkowej o poj. 250 cm

3

,

następnie rozcieńczyć wodą do 100 cm

3

. Dodać 10 cm

3

roztworu kwasu siarkowego (VI)

/1+2/, 5 g siarczanu (VI) amonu, 3 krople difenyloaminy i 14 kropel 1% roztworu
K

3

[Fe(CN)

6

]. Przygotowany roztwór miareczkować powoli 0,05 mol/dm

3

roztworem

K

4

[Fe(CN)

6

](energicznie mieszając) do momentu zmiany zabarwienia zawiesiny z

fioletowoniebieskiego na bladozielone, po czym dodać jeszcze 1-2 cm

3

nadmiaru odczynnika.

Z drugiej biurety wprowadzić roztwór cynku aż do powrotu fioletowoniebieskiego
zabarwienia i ponownie miareczkować roztworem heksacyjanożelazianu (II) potasu do
momentu, gdy w cieczy z zawiesiną nastąpi zniknięcie fioletowo niebieskiego zabarwienia od
jednej kropli.

Zawartość cynku Zn

2+

(g) obliczyć ze wzoru

W

c

V

V

V

V

x

⋅

⋅













⋅

−

=

2

3

1

V i V

1

– objętość roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] i roztworu wzorcowego cynku zużyta do

miareczkowania (cm

3

)

2

3

V

V

– współczynnik przeliczenia objętości (na V

2

roztworu wzorcowego Zn zużywa się

podczas miareczkowania V

3

ml roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] ).

c – miano roztworu K

4

[Fe(CN)

6

] (g Zn/cm

3

),

W – współmierność kolby i pipety.

24

Instrukcja została opracowana na podstawie skryptu: G.Bieniek, J.Czogała, R. Różańska,
J.Szczałuba: Ćwiczenia laboratoryjne i rachunkowe z chemii analitycznej, Przewodnik dla
studentów Wyziału Farmaceutycznego i Oddziału Analityki Medycznej, Śląska Akademia
Medyczna, Katowice 1985.