CHEMIA ANALITYCZNA

(EGZAMIN – prof. dr hab. J. Kurzawa)

1. Co to jest mol?

Mol jest to miara liczności. Jest to taka ilość substancji, która zawiera tyle atomów (cząstek, jonów) ile atomów
węgla znajduje się w 12 g atomu izotopu węgla C

12

, czyli 6,02

⋅

10

23

(liczba Avogadro).

2. Co jest jednostką masy atomowej?

Masa atomowa to miara jednego mola substancji wyrażona w gramach, jest liczbowo równa masie atomowej lub
cząsteczkowej [g/mol].

Masa atomowa – jest to stosunek średniej masy atomu danego pierwiastka do 1/12 masy atomu węgla C

12

.

Innymi słowy jest to masa atomu wyrażona w jednostkach równych 1/12 masy atomu C

12

. Wyrażona

w jednostkach masy atomowej.

Jednostka masy atomowej – do oznaczania mas cząstek elementarnych, atomów i innych strukturalnych
składników materii stosuje się atomową jednostkę masy oznaczoną symbolem u – jest to 1/12 masy atomu węgla
C

12

. Przeliczanie atomowej jednostki masy na jednostki układu SI umożliwia wzór:

1   6,02 · 10





    1,66 · 10

 



3. Prawo zachowania masy.

4. Prawo działania mas + wyprowadzić wzór na stałą równowagi.

5. Co to jest dysocjacja elektrolityczna?

Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu związku na składniki prostsze; rozpad związku na jony pod
wpływem wody w jej wyniku powstaje elektrolit.

CuSO









 Cu



 SO





Położenie równowagi reakcji dysocjacji:

K 

!"#

$

%!&

'

(

%

"#&

'



[termiczna – pod wpływem temperatury, np. wapno palone CaO, wapno gaszone Ca(OH)

2

]

6. Co to jest stała i stopień dysocjacji? Wyprowadź wzór między stałą i stopniem dysocjacji.

7. Co to jest elektroliza?

Elektroliza – wędrówka jonów do odpowiednich elektrod pod wpływem przepływu przez niego prądu
elektrycznego.

8. Co to jest stopień dysocjacji?

9. Kwasy i zasady wg teorii Brönsteda?

Teoria protonowa definiuje kwasy jako donory protonów, zaś zasady, jako akceptory i postuluje reakcje kwas-
zasada jako reakcje 2 sprzężonych par.

kwas

1

+ zasada

2

↔ kwas

2

+ zasada

1

Kwas oddaje proton i powstaje z niego zasada.

Kwas

Zasada

H



O



↔

H

O  H



(proton)

sprzężona zasada pochodząca od kwasu

CH

3

COOH

↔

CH

3

COO

-

+ proton

NH





↔

NH

3

+ p

H

2

CO

3

↔

HCO





+ p

HSO





↔

SO





+ p

Al-H

O.

/





↔

Al-H

O.

0

OH



+ p

CH



NH





↔

CH

3

NH

2

+ p

HA

↔

A

-

+ H

+

kwas

1

HA

↔

↔

zasada

1

+ proton

A

-

+ H

+

zasada

2

+ proton

B + H

+

↔

↔

kwas

2

BH

+

kwas

1

+ zasada

2

HA + B

↔

↔

kwas

2

+ zasada

1

BH

+

+ A

-

CH

3

COOH + H

2

O

↔

H

3

O

+

+ CH

3

COO

-

H

2

SO

4

+ H

2

O

H

3

O

+

+

HSO





H

2

O + NH

3

↔

NH





+ OH

-

Mocniejsze kwasy chętniej niż słabe pozbywają się protonów. Zasada mocniejsza chętniej niż słabsza łączy się
z protonem. Im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzężona z nim zasada. Kwasy to substancje o większych
właściwościach protonodonorowych niż woda, zasady także (woda jest najsłabszym kwasem i zasadą). Jeżeli
substancja ma silniejsze właściwości od wody to powstają jony H

3

O

+

(kwas).

kwasy:
- cząsteczkowe: cząsteczki obojętne HCl, H

2

O

- jonowe:

•

jony dodatnie, kwasy kationowe H

3

O

+

,

NH





,

Al-H

O.

/





, akwakompleksy (uwodnione jony metali),

•

jony ujemne: HS

-

,

H

PO





, aniony kwasów wieloprotonowych

zasady:
- cząsteczkowe: H

2

O, NH

3

, NH

4

OH, CH

3

NH

2

- jonowe: jony ujemne: OH

-

,

N





, CN

-

,

HSO





10. Czy anion może być kwasem? Uzasadnij.

Wg teorii Brönsteda kwas to donor protonu zasada akceptor protonu, dlatego opierając się na tej teorii można
stwierdzić, że anion jest kwasem. Musi istnieć sprzężona para red-oks, dlatego niektóre aniony kwasów
wieloprotonowych mogą zachowywać się jak kwas w sprzężonej parze, np.:

HSO





 H

O 2 H



O



 SO





kwas

1

+ zasada

2

↔ kwas

2

+ zasada

1

Wieloprotonowe kwasy zgodnie z teorią Brönsteda reagują z wodą tworząc amfoteryczne anionowe zasady,
które mogą reagować dalej z wodą jako kwasy, np. H

3

PO

4

kwas

1

+ zasada

2

↔ kwas

2

+ zasada

1

H



PO



 H

O 2 H



O



 H

PO





H

PO





 H

O 2 H



O



 HPO





HPO





 H

O 2 H



O



 PO





- jest to już tylko anionowa zasada nie może reagować z wodą jako kwas

11. Moc kwasów i zasad.

Moc kwasów (elektrolitów odczepiających jon H

+

) i zasad (elektrolitów przyłączających jon H

+

) w roztworach

wodnych jest określona wielkością stałych równowagi K

a

i K

b

odpowiednio dla procesów przeniesienia protonu

z cząsteczki kwasu na cząsteczkę wody w celu utworzenia H

3

O

+

jak i procesów przeniesienia protonu

z cząsteczki zasady z tworzeniem jonu wodorotlenowego OH

-

.

34  3

5

6

7

2 3



5



 4



A – cząsteczka kwasu

8  3

5

6

9

2 53



 83



B – cząsteczka zasady

Im większa wartość stałej K

a

i K

b

tym mocniejszy kwas lub zasada. Moc kwasów i zasad jest bardzo

zróżnicowana. Dla kwasów mocnych HClO

4

, HCl i mocnych zasad KOH, NaOH zakłada się całkowitą

dysocjację w roztworach wodnych.
Dla wielu kwasów nieorganicznych (H

2

CO

3

, H

2

S, HNO

2

, HClO, CH

3

COOH, bursztynowego) i zasad (amin,

pirydyn, anilin, NH

3

) wartości stałych K

a

i K

b

są niewielkie, dlatego stopień dysocjacji, który w tym przypadku

oznacza stopień przereagowania kwasu lub zasady w reakcji przeniesienia protonu na lub z wody jest również
niewielki, zwykle mniejszy niż 5. Oznacza to, że dla kwasów i zasad słabszych niż 5 % ogólnej liczby cząstek…

12. Co to są bufory? Uzasadnij na podstawie buforu octanowego, dlaczego po dodaniu kwasu i zasady pH nie
zmienia się?

13. Oznaczanie Na

2

CO

3

i NaHCO

3

metodą Wardera (reakcje, dochodzenie do wyniku)?

Otrzymujemy do analizy roztwór rozcieńczony. Badany roztwór miareczkuje się kwasem wobec fenoloftaleiny
(dla odbarwienia). Odmiareczkowuje się przy tym całą ilość wodorowęglanu i całość węglanu (węglan
przechodzi w wodorowęglan) – I.

I

Na

CO



 HCl

;<=>?>;@?A?<B=A

CDDDDDDDDD NaHCO



 NaCl

II

NaHCO



 HCl

>EA=ż G<@H?>IH

CDDDDDDDDDD NaCl  CO

J H

O

Gdy cały węglan przejdzie w wodorowęglan pH ok. 8,3 następuje odbarwienie fenoloftaleiny. Następnie dodaje
się oranżu metylowego i miareczkuje kwasem do zmiany barwy (reakcja II).
Oblicza się zawartość węglanów i wodorowęglanów w mg/l wody. Oznaczając obok siebie Na

2

CO

3

najpierw

badany roztwór miareczkuje HCl wobec fenoloftaleiny do odbarwiania się roztworu (a ml) co odpowiada 2 a ml
kwasu. Następnie po dodaniu oranżu metylowego badany r-r miareczkuje się do pierwszej zmiany barwy
wskaźnika (b ml). Zmiana te następuje, gdy cały NaHCO

3

(zarówno powstały z Na

2

CO

3

oraz ten z próbki

pierwotnej) zostanie miareczkowany). Zawartość Na

2

CO

3

w próbce odpowiada 2 a ml kwasu NaHCO

3

(b - a) ml.
Oblicza się zawartość:

Na

CO



: 2a · c

"?

· M

NA



"

O

· 10  P ml

NaHCO



: -b S a. · c

"?

· M

NA"

O

· 10  P mg/l

14. Jak przygotować 2 dm

3

0,2 M roztworu HCl z 36 % r-ru HCl

d = 1,18 g/dm

3

2 dm

3

– 0,2 m

0,2 m – 1 dm

3

0,4 m - 2 dm

3

1 mol – 36,5 g HCl
0,4 mola – x g HCl
x = 14,6 g HCl

36 g - 100 g
14,6 g – x g r-ru
x g = 40,5 g r-ru

d 

G

W

X

v 

G

A

v 

Z,0
[,[\

v = 34,37

Należy wprowadzić 34,37 cm

3

36 % HCl i dopełnić wodą destylowaną do 2 dm

3

.

15. Obliczyć stężenie molowe r-ru H

2

SO

4

50 % o d = 1,4 g/dm

3

50 % 50 g w 100 g r-ru
100 g – x ml
1,4 g – 1 ml
x = 71,428 ml

50 g substancji – 71,428
x g – 1000 ml
x = 700,006 g substancji

1 mol - 98,06 g H

2

SO

4

x mol – 700,006 g H

2

SO

4

x = 7,143 g H

2

SO

4

16. Oznaczanie fenolu metodą bromometryczną?

Otrzymany r-r rozcieńczamy wodą destylowaną, a następnie dodajemy znane objętości KBrO

3

, KBr i HCl.

Zachodzi reakcja:

KBrO

3

+ 5KBr + 6HCl → 3Br

2

+ 6KCl + 3H

2

O

2Br

0

 5ea b Br

Z

2Br



S 2ea b Br

Z

reduktor!

Reakcja bromowania fenolu:

trójbromofenol (żółty osad)

Następnie wyznacza się ile bromu zostało, brom ilościowo zamienia się na jod; zachodzi reakcja:
Br

2

+ 2KI → 2KBr + I

2

Br

Z

 2ea b 2Br



I



S 2ea b I

Z

reduktor!

Następnie otrzymany jod miareczkuje się Na

2

S

2

O

3

do odbarwienia (lekko żółty)

I

2

+ 2Na

2

S

2

O

3

→ 2NaI + Na

2

S

4

O

6

I

Z

 2ea b 2I



2S

O





S 2ea b S



O

/



reduktor!

Następnie dodaje się skrobi (niebieski) i miareczkuje. Ilość zużytego Na

2

S

2

O

3

podstawia się do wzoru:

x = 10

⋅

(25

⋅

0,1 – v

⋅

0,1)

⋅

15,67

v – objętość 0,1 N Na

2

S

2

O

3

Oznaczoną zawartość fenolu podaje się w mg/l.

17. Reakcje utleniania i redukcji kwasu szczawiowego H

2

S

2

O

4

nadmanganianem potasu. Reakcja autokatalizy.

2KMnO

4

+ 5H

2

C

2

O

4

+ 3H

2

SO

4

→ K

2

SO

4

+ 2MnSO

4

+ 10CO

2

+ 8H

2

O

Mn

e

 5ea b Mn



|· 2g

C

O





S 2ea b 2CO

|· 5g reduktor!

18. Napisz reduktory z pytania 17 i 18.

Reduktor - czynnik redukujący, oddaje elektrony i ulega reakcji utleniania, zwiększa swoja wartościowość.

19. Uzupełnij współczynniki reakcji jeżeli reakcja zachodzi.

20. Co to jest liczba koordynacyjna?

Kompleks – składa się z atomu centralnego i ligandów.
Liczba koordynacyjna – liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny (liczba ligandów),
które są zgrupowane w kompleksie dookoła atomu centralnego, najczęściej 4 lub 6. Liczba koordynacyjna, np.:

6:

Ni-NH



.

/



4:

HgI





2:

Ag-CN.



21. Co to jest EDTA i jak reaguje z metalami?

22. Jak określić trwałość kompleksów?

23. Jak działają wskaźniki w kompleksometrii?

24. Oznaczanie kompleksometryczne wapnia i magnezu w próbce zawierającej oba te jony?

25. Efekt wspólnego jonu, jak następuje zwiększanie i zmniejszanie rozpuszczalności?

26. Efekt solny, jak następuje zwiększanie i zmniejszanie rozpuszczalności?

27. Napisz reakcje metody Volharda, kiedy się ją stosuje?

28. Wpływ pH na przebieg reakcji red-oks.

Im większe pH tym reakcja red-oks zachodzi szybciej.

MnO





 8H



 5ea b Mn



 4H

O

utl

[

 mH



 nea b red

[



G

H

O

E  E

Z



Z,Z0m

=

log

#@?

o

!

$

%G

E<p

o



równanie Nernsta

E  E

Z



Z,Z0m

=

log

#@?

o



E<p

o





Z,Z0m·G

=

log H





log H



  SpH

E  E

Z



Z,Z0m

=

log

#@?

o



E<p

o



S

Z,Z0m·G

=

pH

W miarę jak wzrasta pH r-ru, potencjał się zmniejsza. Gdy w reakcji biorą udział jony H

+

, wzrost kwasowości

powoduje wzrost potencjału. Gdy w reakcji biorą udział jony OH

-

to im większe pH, tym potencjał jest większy.

29. Elektroda wodorowa.

Blaszka platynowa pokryta czernią platynową obmywana gazowym wodorem.

H

b 2H



 2ea

E  E

Z



Z,Z0m

log

!

$

%



r



[H

+

] = 1

PH

2

= 1

E = E

0

= 0

Dla tych parametrów potencjał elektrody wodoru przyjęto za 0.
Zależność między potencjałem elektrody wodoru a pH

E  E

Z



Z,Z0m

log

!

$

%



s





Z,Z0m

2log H



  S0059 pH

30. Stała równowagi reakcji red-oks.

Związek między stałą równowagi a potencjałem reakcji red-oks:

uvw

[

 x

2 uvw

 x

[

y 

z{|



 }~

o



}~



 z{|

o



uvw

[

2 x

[

 

[

v

x

 

v 2 uvw

W stanie równowagi E

1

= E

2

E

[

 E

[

Z



Z,Z0m

=

o

log

#@?

o



E<p

o



E

 E

Z



Z,Z0m

=



log

#@?





E<p





E

1

– E

2

= 0

-E

Z

S E

[

Z

. 

Z,Z0m

=

o

=



log

E<p



 #@?

o



#@?



 E<p

o



 0

czyli:

x€y  -

Z

S 

[

Z

.

‚

o

‚



Z,Z0m

Im większa różnica potencjałów tym większa wartość stałej reakcji.

31. Opisz

S

[/?Bƒ„…A A@>G>IA

 GA†A A@>G>IA

32. K

a

kwasu wynosi 10

-5

. W jakim stopniu kwas jest zdysocjowany w r-rze o stężeniu 0,1 M?

y

‡



ˆ



ƒ

[ˆ

10

0



ˆ



Z,[

[ˆ

-0,1 - 10

-5

α

+ 10

-5

= 0

α

= 10 %

∆

= 10

-10

+ 0,4

⋅

10

-5

√∆ 0,002

α

[



[Z

(Œ

Z,ZZ

Z,

α



[Z

(Œ

Z,ZZ

Z,

 0,1

33. Co to jest siła jonowa, aktywność jonów?

Aktywność jonowa – matematyczna zdolność jonów do reagowania, umożliwia określenie efektywnego stężenia
jonów

Siła jonowa – moc jonowa, miara oddziaływań elektrostatycznych wszystkich jonów w r-rze

  0,5 ∑ 



34. Reakcje KMnO

4

w środowisku kwaśnym z NaNO

2

, H

2

O

2

i H

2

C

2

O

4

.

2KMnO

4

+ 5H

2

C

2

O

4

+ 3H

2

SO

4

→ 2MnSO

4

+ K

2

SO

4

+ 10CO

2

+ 8H

2

O

Mn

e 0<a

b Mn



|2g

C

 <a

C C



|5g|2g reduktor!

2KMnO

4

+ 5H

2

O

2

+ 3H

2

SO

4

→ 2MnSO

4

+ K

2

SO

4

+ 5O

2

+ 8H

2

O

M

7+

+

5v‘→ M

2+

|· 2g

2O

-

- 2

v‘→ 2O

Z

|· 5g reduktor!

2KMnO

4

+ 5NaNO

2

+ 2H

2

SO

4

→ 2MnSO

4

+ K

2

SO

4

+ 5NaNO

3

+ 3H

2

O

Mn

’

b Mn

““

S 5ea|2g

N

“““

b N

’

 2ea|5g

35. Fabryka wypuściła do ścieków FeCl

3

, jaki będzie odczyn r-ru?

FeCl

3

↔ Fe

3+

+ 3Cl

-

Fe

3+

+ H

2

O ↔ Fe(OH)

2+

+ H

+

← środowisko kwaśne

36. Wzór tiosiarczanu sodu.

S

O





,

S



O

/



37. Na jedno miareczkowanie zużyto 12 ml HCl, a na drugie 2,2 ml HCl. Ile było Na

2

CO

3

i NaHCO

3

?

Na

2

CO

3

:

2a · c

"?

· M

NA



"

O

· 10  46,64 mg/l

NaHCO

3

:

-b S a.c

"?

· M

NA"

O

· 10  164,64 mg/l

M

NA



"

O

 53

c

"?

 0,02

M

NA"

O

 84

38. Jak należy przygotować 5 litrów 0,5 M r-ru H

2

SO

4

(98,06) o gęstości d = 1,49 g/ml

0,5 mola H

2

SO

4

– 1000 ml

x moli - 5000 ml
x = 2,5 mola
m

r-ru

= ρ

⋅

V = 1,49 g/ml

⋅

5000 ml = 7450 g

1 mol H

2

SO

4

– 98 g

2,5 mola – x
x = 245 g

m

wody

= 7450 g – 245

g = 7205 g

V







 7205 ml

Trzeba odważyć 245 g H

2

SO

4

i dodać 7205 ml wody.

39. Do 1000 ml dodano 50 g substancji. Objętość r-ru wzrosła o 25 ml. Obliczyć stężenie molowe i procentowe.

40. Oznaczanie NaOH i Na

2

CO

3

.

Miareczkowanie w obecności fenoloftaleiny.
NaOH + HCl → NaCl + H

2

O

Na

2

CO

3

+ HCl → NaHCO

3

+ NaCl

Zużyto a ml HCl.

Miareczkowanie w obecności oranżu metylowego
NaHCO

3

+ HCl → NaCl + H

2

O + CO

2

Zużyto b ml HCl
NaOH: (a – b)
Na

2

CO

3

: 2 b

Co to jest dysocjacja elektrolityczna?

Jest to rozpad substancji na składniki (czynniki) prostsze. W chemii rozróżniamy dysocjację termiczną – rozpad
związku chemicznego na składniki prostsze pod wpływem temperatury. W wysokich temperaturach mogą
powstawać wolne atomy. Rozkład pod wpływem temperatury, np. technika otrzymywania wapna palonego.

—˜—5



~{™š.

CDD —˜5  —5

związki chemiczne ulegające dysocjacji nazywamy elektrolitami

Dysocjacja elektrolityczna – w wyniku tej dysocjacji otrzymuje się elektrolit, który przewodzi prąd (rozpad
związków chemicznych na składniki prostsze w wyniku czego otrzymuje się elektrolit), np.:

—œ5







ž

CD —



 œ5





Położenie równowagi reakcji dysocjacji elektrolitycznej:

y 

!Ÿ}

$

%! ž

'

(

%

Ÿ} ž

'



Stała K w warunkach laboratoryjnych zależy tylko od temperatury.

Co to jest stała dysocjacji?

Stała dysocjacji K to stosunek iloczynu stężeń jonów do stężenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stała
dysocjacji w danej temperaturze jest wielkością stałą, a wraz ze wzrostem temperatury jej wartość na ogół
wzrasta:

y 

¡ ¢

¡¢

Jeżeli w trakcie rozpuszczania elektrolit słaby ulega dysocjacji zgodnie z równaniem AB ↔ A + B to stała
równowagi tej reakcji nosi nazwę stałej dysocjacji.

Co to jest stopień dysocjacji?

Dysocjację opisuje się także za pomocą stopnia dysocjacji

α

, który mówi nam, jaka część substancji została

zdysocjowana.

£ 

¤¥ść ¨©ą«~{¨©{¬ ©|­«¥¨®¥¯‡‚­¨°

|¥ ¥±ó‚{® ¤¨©³­ ¨©ą«~{¨©{¬ ¯ z¥©~¯¥z©{

α

przyjmuje max. wartość 1 (100 %) dla mocnych elektrolitów, dla słabych wartości zbliżają się do 0.

Dla słabych elektrolitów stopień dysocjacji zależy od stężenia, w miarę rozcieńczenia roztworu

α

rośnie z tego

powodu nie może służyć do wyznaczania mocy kwasów i zasad.
Stopień dysocjacji jest ściśle powiązany ze stałą dysocjacji K (prawo rozcieńczeń Ostwalda). Stopień dysocjacji
zależy nie tylko od stałej dysocjacji K danej substancji, ale także od jej stężenia początkowego.

Zależność stałej dysocjacji K od stopnia dysocjacji

α

CH

3

COOH + H

2

O ↔ CH

3

COO

-

+ H

3

O

+

jon hydroniowy

y 

Ÿ

O

Ÿžž

(

!

O

ž

$

%

Ÿ

O

Ÿžž



´¨·´¨

¨´¨



´¨·´¨

¨-[´.



´



¨



¨´¨



´



¨

[´

prawo rozcieńczeń Ostwalda

gdy

α

> 1 % →

y 

´



Ÿ

[´

.

Dla bardzo małych wartości stopnia dysocjacji

α

, wzór ulega uproszczeniu

α

< 0,01 → K =

α

2

c i dalej

£  µ

6

¨

.

OSADY ANALITYCZNE

a) osady koloidalne
- osady serowate (chlorek srebra)
- osady galaretowate (wodorotlenek żelaza)

•

hydrofilowe (emulsoidy) – chętnie przyłączają cząsteczki wody, np. uwodniony kw. krzemowy,

•

hydrofobowe (suspenso idy) – nie mają powinowactwa do wody, np. siarczek arsenowy

W procesie tworzenia się osadu koloidalnego cząsteczki trudno rozpuszczalnej substancji łączą się w zespoły
(aglomeraty), o ładunkach jednoimiennych, które tworzą zol poprzez wzajemne odpychanie. Pod wpływem
elektrolitu cząstki zostają zobojętnione i następuje koagulacja zolu w żel, czyli strącanie się osadu koloidalnego
odpowiedniego do odsączenia, odwirowania i do przemycia.
Osady koloidalne mają rozbudowaną powierzchnię i wykazują dużą zdolność do adsorbowania na swej
powierzchni innych jonów obecnych w r-rze, na powierzchni do zanieczyszczenia tych osadów. Oczyszczenie
jest możliwe przez podwójne strącanie. Polega ono na rozpuszczaniu strąconego i odmytego od r-ru
macierzystego osadu i powtórnym strąceniu go tym samym odczynnikiem strącającym.

b) osady krystaliczne
- charakteryzują się uporządkowaną budową krystaliczną, np. siarczan baru, fosforan amonowo-magnezowy.
W przypadku strącania osadów krystalicznych postać drobnokrystaliczna czy grubokrystaliczna zależy
w znacznej mierze od sposobu strącania. Najpierw tworzą się po przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności
zarodki krystaliczne, które wzrastają do rozmiarów właściwych kryształów. Jeżeli istnieją warunki strącania
umożliwiające powstawanie małej liczby zarodków, które wzrastają powoli, otrzymuje się osad
grubokrystaliczny

czysty

i

o

prawidłowej

sieci

krystalicznej.

Warunki

powstawania

czystych

grubokrystalicznych osadów zapewnia mały nadmiar jonów strąceniowych, dobre mieszanie r-ru, powolne
dodawanie odczynnika i wysoka temperatura.
Osady krystaliczne są zanieczyszczone znajdującymi się w r-rze obcymi jonami wskutek adsorpcji, okluzji
i w wyniku tworzenia osadów mieszanych.
Tworzenie osadu – polega na przechodzeniu osadu drobnokrystalicznego w osad o większych kryształach
podczas dłuższego pozostawiania osadu w r-rze mocniejszym. Szybciej – gdy podgrzewamy.

Oznaczanie wapnia i magnezu

Oznaczanie wapnia – mureksyt (NaOH + H

2

O + roztwór) – miareczkowanie EDTA

x = v

1

⋅

c

EDTA

⋅

40,08

⋅

10 =

oznaczanie Mg – EDTA – miareczkuje; czerń eriochromowa + (bufor amoniakalny + roztwór + woda
destylowana)
m = (v

2

– v

1

)

⋅

24,3

⋅

10

⋅

c

EDTA

=

reakcje:
Ca



, Mg



 In

…#;>E, s¶[Z

CDDDDDDDDD Ca S In, Mg S In  EDTA b CaEDTA, MgEDTA  In

Ca



 In

s¶[

CDDD Ca S In  EDTA  In

Twardość ogólna wody – miara ilości rozpuszczonych soli Ca

2+

i Mg

2+

¹

¥±

 º

[

· 

»¼½¡

· 56,08 · 10 podajemy w [

°

n] stopniach niemieckich równych 10 mg CaO w 1 dm

3

H

2

O

---
Zn + 2HNO

3

→ Zn(NO

3

)

2

+ H

2

↑

Zn + 2HCl → ZnCl

2

+ H

2

↑

Cu + HCl → x
Cu + 4HNO

3

→ Cu(NO

3

)

2

+ NO

2

+ 2H

2

O

Fe + H

2

SO

4

→ FeSO

4

+ H

2

↑