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 cebulkową.

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 wodorotlenku sodu kwasem solnym 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

roztworu NaOH przeznaczonego jako

titrant, przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 cm

3

oraz dodać 75 cm

3

wody destylowanej i w obecności 1-2 kropel oranżu metylowego miareczkować roztworem
mianowanego kwasu solnego do momentu zmiany barwy z żółtej na cebulkową. Obliczyć
stężenie molowe wodorotlenku sodu w [mol/dm

3

] wg wzoru:

HCl

NaOH

NaOH

HCl

HCl

NaOH

f

V

f

c

V

c









[mol/dm

3

]

gdzie: f – współczynnik równoważności odpowiednio NaOH i HCl, V

HCl

– objętość roztworu

kwasu solnego zużyta do miareczkowania roztworu wodorotlenku sodu [dm

3

], V

NaOH

–

objętość roztworu NaOH użyta do nastawiania miana [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 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

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

-

(

)

Cu

/

Cu

(

0

)

I

2

/

I

(

0

2

2

E

E









)

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

6

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

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

7

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

1

O

Cr

K

6

1

1

v

v

c

7

2

2





c

(

7

2

2

O

Cr

K

6

1

c

- 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 w środowisku obojętnym z roztworu rozpuszczalnej soli

wapnia np. CaCl

2

w postaci dwuwodnego szczawianu wapnia za pomocą kwasu

szczawiowego. Całkowite strącenie jonów wapnia zachodzi przy pH≥3,3. Strącania
dwuwodnego szczawianu wapnia przeprowadza się w obecności amoniaku. W celu ustalenia
pH bliskiego tej wartości stosuje się wskaźnik czerwień metylową, który zmienia swoją barwę
z czerwono-różowej na żółtą w pobliżu pH≈4.

CaCl

2

+ H

2

C

2

O

4

·2H

2

O = CaC

2

O

4

·2H

2

O↓ + 2HCl

Po przemyciu osadu mieszaniną aceton + woda i przesączeniu osadu na lejku, osad

dwuwodnego szczawianu wapnia należy wysuszyć w suszarce w temp. 105-110°C, następnie
ostudzić w eksykatorze i zważyć.

Odczynniki i roztwory

Sprzęt i aparatura

badany roztwór jonów Ca

2+

, 10% roztwór

kwasu szczawiowego, wodny roztwór
amoniaku (1:15), 1% alkoholowy roztwór
czerwieni metylowej
mieszanina aceton + woda (do przemywania
osadu)

kolba miarowa - 100 cm

3

, zlewka -250 cm

3

,

pipeta jednomiarowa – 25 cm

3

, pipeta

wielomiarowa - 20 cm

3

, cylinder miarowy -

25cm

3

, szkiełko zegarkowe, lejek P-4, łaźnia

wodna, suszarka laboratoryjna, eksykator,
pompka wodna

Wykonanie oznaczenia

Otrzymaną próbkę roztworu jonów wapnia (Ca

2+

) należy przenieść ilościowo do kolby

miarowej o pojemności 100 cm

3

i uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Do zlewki

odpipetować 25cm

3

próbki oraz dodać 25cm

3

wody do objętości 50cm

3

. Następnie odmierzyć

cylindrem miarowym 20cm

3

10% roztworu kwasu szczawiowego i wprowadzić go powoli do

zlewki z próbką ciągle mieszając. W dalszej kolejności dodać 5 kropli roztworu czerwieni
metylowej jako wskaźnika, a następnie niewielkimi porcjami amoniaku, do momentu zaniku
czerwono-różowej barwy mieszaniny (do pojawienia się koloru żółtego). Unikać nadmiaru
amoniaku! Powinno zostać zużyte ok. 30-50 cm

3

roztworu amoniaku w zależności od ilości

jonów wapnia w badanej próbce. Po dodaniu amoniaku zlewkę pozostawić w spokoju na 15
minut. W tym czasie zważyć lejek. Wytrącony osad przesączyć przez lejek, przemywając go
na lejku niewielką ilością mieszaniny aceton + woda. Następnie wstawić lejek z osadem na 5

minut do suszarki i suszyć go w temp. 105-110°C. Po wyjęciu lejka z osadem 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 dwuwodnego szczawianu wapnia [g], F – mnożnik analityczny do
przeliczania masy dwuwodnego szczawianu wapnia na masę jonów wapnia, wynosi 0,2442,
W- współmierność kolby i pipety.

[1] W. Aleksiejew. Chemia analityczna. Wyd.1. Wydaw. PWN., W-wa, 1955.

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