chemia lato 04 09 10

background image

2010-03-18

1

Podstawy analizy miareczkowej

Zasady oznaczeń wolumetrycznych

wraz z przykładami

Analiza miareczkowa



Analiza miareczkowa (objętościowa, wolumetryczna)
polega na oznaczaniu zawartości składnika w
badanym roztworze za pomocą roztworu odczynnika
miareczkującego (titranta) o dokładnie znanym
stężeniu (mianie) i ściśle odmierzonej objętości;



W miareczkowaniu można wykorzystać reakcje
chemiczne, które:



przebiegają stechiometrycznie (ilościowo);



przebiegają dostatecznie szybko;



w których punkt równoważnikowy można
wyznaczyć z wystarczającą dokładnością;



w których biorą udział substancje trwałe w
roztworach w warunkach miareczkowania

Punkt równoważnikowy i punkt końcowy



Punkt równoważnikowy (PR) = punkt miareczkowania, w
którym wskaźnik oznaczany przereagował ilościowo z
dodawanym odczynnikiem (został dodany w równoważnej
ilości);



Punkt końcowy (PK) = wyznaczony doświadczalnie punkt,
w którym ilość dodanego odczynnika odpowiada dokładnie
zawartości składnika oznaczanego;



Jeśli PK=PR, to błąd oznaczenia jest minimalny;



PK oznacza się różnymi metodami na podstawie pomiaru
właściwości fizycznych roztworu;



Do najprostszych metod oznaczania PK należą metody
wizualne, polegające na dodawaniu do roztworu
odpowiedniego wskaźnika, zmieniającego barwę np. w
zależności od pH lub potencjału redoksowego roztworu



Stężenia roztworu miareczkującego i oznaczanego
powinny być podobne, gdyż zwiększa to dokładność
uchwycenia punktu końcowego

Alkacymetria

Składa się z

alkalimetrii

(oznaczania kwasów przy

pomocy zasad) oraz

acidimetrii

(oznaczania zasad

przy pomocy kwasów)

Wskaźniki kwasowo-zasadowe



Punkt końcowy miareczkowania kwasu zasadą lub
zasady kwasem można określić potencjometrycznie,
mierząc pH roztworu przy pomocy elektrody szklanej;



Najprostszym sposobem wyznaczania PK jest jego
wizualne określenie przy pomocy związków, których
zabarwienie zależy od pH;



Najczęściej są nimi słabe zasady lub kwasy
organiczne, w których zabarwienie formy
zdysocjowanej jest inne niż formy niezdysocjowanej;



Można też uważać te dwie formy za sprzężone pary
kwas-zasada (wg Brønsteda)

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (2)

[HInd]

]

[Ind

]

O

[H

K

3

Ind

+

=

]

[Ind

[HInd]

log

]

[Ind

[HInd]

K

]

O

[H

Ind

3

+

=

=

Ind

pK

pH

+

+

+

Ind

O

H

O

H

HInd

3

2

Zmiana barwy następuje, gdy pojawia się około 10 % inaczej
zabarwionych form wskaźnika; zakres zmiany barwy odbywa się więc w
przedziale od 1:10 do 10:1 (dwa rzędy stężeń, około 2 jednostki pH)
Dla każdego wskaźnika zmiany zachodzą w innym zakresie pH, który
zależy od wartości K

Ind

background image

2010-03-18

2

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (3)

Zakres zmiany barwy wskaźnika dwubarwnego wynosi
więc około pH = pK

Ind

±

1, a dla pH=pK

Ind

(czyli dla

[HInd]=[Ind

-

]) wskaźnik ma barwę pośrednią;

Należy dobrać wskaźniki tak, by ich zmiana barwy
przypadała w pożądanym zakresie pH;

Stosuje się także wskaźniki mieszane, lub wskaźniki
uniwersalne, pozwalające na szybkie orientacyjne
(niedokładne) określenie pH.(nie nadają się do
oznaczeń ilościowych!).

Wskaźniki kwasowo-zasadowe (4)

Wskaźnik

Zakres pH

zmiany

barwy

Zabarwienie w

roztworze

kwaśnym

Zabarwienie w

roztworze

alkalicznym

Błękit tymolowy

1,2 – 2,8

czerwone

ż

ółte

Oranż metylowy

3,1 – 4,4

czerwone

ż

ółte

Czerwień metylowa

4,2 – 6,3

czerwone

ż

ółte

Błękit
bromotymolowy

6,2 – 7,6

ż

ółte

niebieskie

Fenoloftaleina

8,3 -10,0

bezbarwne

czerwone

Tymoloftaleina

9,3 – 10,5

bezbarwne

niebieskie

Miareczkowanie mocnego kwasu

mocną zasadą

Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:

O

H

MeA

MeOH

HA

2

+

+

Ponieważ zarówno mocny kwas jak i mocna zasada i ich sól są
elektrolitami mocnymi, to ich dysocjacja jest całkowita:

O

H

2

)

A

Me

(

OH

Me

A

O

H

2

-

-

-

3

+

+

+

+

+

+

+

+

Reakcja jest zatem reakcją pomiędzy jonami hydroniowymi a
hydroksylowymi. pH roztworu soli mocnego kwasu i mocnej
zasady wynosi 7, zatem sygnałem osiągnięcia punktu
równoważnikowgo jest taka właśnie wartość pH

Miareczkowanie mocnego kwasu

mocną zasadą (2)

pH mocnego kwasu przed miareczkowaniem wynosi

pH = - log c

HA

W czasie miareczkowania przed punktem równoważnikowym:

Z

Z

Z

KW

V

V

V

c

V

c

pH

+

=

0

0

log

W punkcie równowaznikowym

pH = 7

Z

KW

Z

Z

w

V

V

V

c

V

c

pk

pH

+

+

=

0

0

log

Po osiągnięciu punktu równoważnikowego:

Miareczkowanie mocnego kwasu

mocną zasadą (3)

15

20

25

30

35

0

7

14

pH

MeOH, cm

3

oranż metylowy

błękit bromotymolowy

fenoloftaleina

Wszystkie trzy wskaźniki nadają się do określenia PK=PR

w tym przypadku

15

20

25

30

35

0

7

14

pH

HA, cm

3

Miareczkowanie mocnej zasady mocnym

kwasem

oranż metylowy

błękit bromotymolowy

fenoloftaleina

Wszystkie trzy wskaźniki nadają się również do określenia PK=PR

background image

2010-03-18

3

Miareczkowanie słabego kwasu

mocną zasadą

Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:

O

H

MeA

MeOH

HA

2

s

s

+

+

Ponieważ zarówno mocny kwas i słaba zasada tworzą sól, która
wraz z nadmiarem słabego kwasu tworzy roztwór buforowy, to
początkowy, dość szybki wzrost pH ulega zahamowaniu:

-

s

2

-
s

OH

Me

HA

O

H

)

A

Me

(

+

+

+

+

+

+

Powstająca sól ulega hydrolizie, co powoduje, że punkt
równoważnikowy przypada powyżej pH = 7

pH przed miareczkowaniem

pH = ½ pK

kw

– ½ log (c

HA

)

Miareczkowanie słabego kwasu

mocną zasadą (2)

pH

7

MeOH, cm

3

roztwór

buforowy

hydroliza

soli

fenoloftaleina

błękit bromotymolowy

oranż metylowy

Oranż metylowy – nie nadaje się

Miareczkowanie słabej zasady

mocnym kwasem

pH

7

HA, cm

3

roztwór

buforowy

hydroliza

soli

oranż metylowy

błękit bromotymolowy

fenoloftaleina

Fenoloftaleina – nie nadaje się

Jeszcze o alkacymetrii



W dotychczasowych rozważaniach opisano
miareczkowanie kwasu jednoprotonowego i
odpowiednich zasad;



Przy miareczkowaniu kwasu dwuprotonowego reakcja
będzie przebiegała dwuetapowo zgodnie z reakcjami:



Na krzywej miareczkowania pojawią się dwa punkty
przegięcia – każdy odpowiadający jednemu z dwóch
punktów równoważnikowych

O

H

A

Me

MeOH

MeHA

O

H

MeHA

MeOH

A

H

2

2

2

2

+

+

+

+

Miareczkowanie węglanów



Podobnie wygląda miareczkowanie węglanów, które
równiez przebiega dwuetapowo;



Węglan sodowy – ze wgzledu na hydrolizę –
zachowuje się jak dość słaba zasada:



Tworzący się w pierwszym etapie jon HCO

3

-

jest słabą

zasadą Brønsteda, a w drugim etapie tworzy się bardzo
słaby kwas węglowy;



Mieszanina jonów HCO

3

-

i H

2

CO

3

ma właściwości

buforujące;

O

2H

CO

O

H

CO

H

O

H

HCO

O

H

HCO

O

H

CO

2

2

2

3

2

3

3

2

3

3

2
3

+

+

+

+

+

+

+

Miareczkowanie Na

2

CO

3

mocnym kwasem

pH

7

HA, cm

3

fenoloftaleina

O

H

HCO

O

H

CO

2

3

3

2
3

+

+

+

oranż metylowy

O

2H

CO

O

H

CO

H

O

H

HCO

2

2

2

3

2

3

3

+

+

+

+

background image

2010-03-18

4

Przykłady oznaczeń alkacymetrycznych



Oznaczanie zawartości NaOH przy pomocy HCl;



Oznaczanie zawartości HCl przy pomocy NaOH;



Oznaczanie zawartości CH

3

COOH przy pomocy

NaOH;



Oznaczanie zawartości NH

3

przy pomocy HCl;



Nie wykonuje się miareczkowań w układach słaby
kwas – słaba zasada;



Oznaczanie zawartości Na

2

CO

3

przy pomocy HCl;



Oznaczanie zawartości NaHCO

3

przy pomocy HCl;



Oznaczanie zawartości Na

2

CO

3

i

NaHCO

3

w

mieszaninie przy pomocy HCl;



Wykonanie każdego z oznaczeń wymaga spełnienia
określonych warunków

Redoksometria

Składa się z

oksydymetrii

(oznaczania przy

pomocy substancji utleniających) oraz

reduktometrii

(oznaczania zasad przy pomocy

substancji redukujących)

Redoksometria (1)



Przed miareczkowaniem trzeba przeprowadzić całą
substancję oznaczaną w formę zredukowaną (jeśli
odczynnik miareczkuj
ący ma właściwości
utleniaj
ące) lub w formę utlenioną (jeśli odczynnik
miareczkuj
ący ma właściwości redukujące);



Nadmiar stosowanego wstępnie reduktora lub
utleniacza trzeba usunąć z roztworu, by nie
przeszkadzał w oznaczeniu;



W czasie miareczkowania ulega zmianie różnica
potencjałów redoksowych ogniwa złożonego z
dwóch par

OX

/

RED

;



Potencjały redoksowe zależą zarówno od pH
roztworu, jak i od jego siły jonowej

Redoksometria (2)



Dla każdej z dwóch par redoksowych (odczynnika
miareczkującego i substancji oznaczanej) potencjał
redoksowy wynosi:



Na początku miareczkowania wartość potencjału zależy
tylko od stężeń substancji oznaczanej, a w punkcie
równoważnikowym potencjał jest równy różnicy
potencjałów normalnych, czyli:



Na krzywej zależności różnicy potencjału od objętości
titranta zauważymy przegięcie

]

[

]

[

log

059

,

0

ln

0

0

red

utl

n

E

a

a

nF

RT

E

E

red

utl

+

=

+

=

PR

PR

PR

PR

red

utl

red

utl

]

[

]

[

log

]

[

]

[

log

2

2

1

1

=

Redoksometria - wskaźniki (3)



Wskaźniki redoksowe – substancje o różnym zabarwieniu
formy utlenionej i zredukowanej:

Wskaźnik

Barwa formy

E

0

[V]

zredukowanej

utlenionej

Safranina T

bezbarwna

czerwona

0,24

Czterosulfonian indyga

bezbarwna

niebieska

0,36

Błękit Nilu

bezbarwna

niebieska

0,41

Błękit metylenowy

bezbarwna

niebieska

0,53

Dwufenylamina

bezbarwna

fioletowa

0,76

Erioglucyna A

zielona

czerwona

1,00

Ferroina

czerwona

niebieskawa

1,20

Manganometria (1)



Odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest manganian
(VII) potasu, KMnO

4

, którego potencjał utleniający dla

pH=0 wynosi 1,5 V i maleje ze wzrostem pH:

O

4H

Mn

5

8H

MnO

2

2

4

+

+

+

+

+

e

ś

rodowisko kwaśne

O

2H

MnO

3

4H

MnO

2

2

4

+

+

+

+

e

ś

rodowisko słabo kwaśne lub słabo zasadowe

+

2
4

4

MnO

MnO

e

ś

rodowisko zasadowe

Mn

+VII

Mn

+II

Mn

+VII

Mn

+IV

Mn

+VII

Mn

+VI

background image

2010-03-18

5

Manganometria (2)



Miareczkowanie manganianem(VII) prowadzi się
w środowisku silnie kwaśnym), gdyż wtedy
potencjał utleniający jonów MnO

4

-

jest najwyższy;



Zaletą stosowania jonów MnO

4

-

jest ich

zabarwienie – wskaźnikiem PK jest nadmiar jonów
miareczkujących (bladoróżowe zabarwienie
roztworu);



Jony oznaczane (forma zredukowana), które
ulegają w tych warunkach utlenieniu, muszą
wykazywać odpowiednie potencjały redoksowe

Manganometryczne oznaczanie

szczawianów



Jony szczawianowe (zawarte w Na

2

C

2

O

4

, H

2

C

2

O

4

lub

H

2

C

2

O

4

2H

2

O) ulegają na gorąco utlenieniu jonami

manganiowymi (VII) w środowisku silnie kwaśnym
zgodnie z reakcją sumaryczną:



Reakcję tę można wykorzystać również do pośredniego
oznaczania jonów Ca

2+

, (I) wytrącając ilościowo osad

Ca

2

C

2

O

4

z roztworu, (II) odsączając go i rozpuszczając go

w kwasie siarkowym i (III) oznaczając odpowiadającą
zawartości jonów Ca

2+

ilość jonów szczawianowych:

O

8H

10CO

2Mn

6H

O

C

5H

2MnO

2

2

2

4

2

2

4

+

+

+

+

+

+

+VII

+III

+II

+IV

O

8H

10CO

2Mn

6H

1

O

5C

2MnO

)

O

C

(2H

Ca

2H

O

CaC

O

CaC

O

C

Ca

2

2

2

-

2
4

2

4

-

2
4

2

2

4

2

4

2

-

2
4

2

2

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

Manganometryczne oznaczanie żelaza

o

Jony żelaza (II) w środowisku kwaśnym ulegają na zimno
utlenieniu jonami manganiowymi (VII) zgodnie z
równaniem reakcji:

o

Przed przeprowadzeniem oznaczenia trzeba całe zawarte w
roztworze żelazo zredukować w całości do jonów żelaza
(II) i usunąć z roztworu nadmiar reduktora:

O

4H

5Fe

Mn

8H

5Fe

MnO

2

3

2

2

4

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

2

2

4

2

2

2

4

2

2

3

Cl

Hg

Sn

2Cl

2Hg

Sn

Sn

2Fe

Sn

2Fe

:

Cl

nadmiar Sn

Inne oznaczenia manganometryczne



Zawartość H

2

O

2

w roztworze można oznaczyć

wykorzystując jego właściwości redukujące:



Jony manganianowe (VII) można również wykorzystać do
oznaczania arsenu (w tym przypadku trzeba obecny w
roztworze As(V) zredukować najpierw do As(III):

O

8H

5O

2Mn

6H

O

5H

2MnO

2

2

2

2

2

4

+

+

+

+

+

+

+VII

-I

+II

0

O

3H

5AsO

2Mn

6H

5AsO

2MnO

2

4
3

2

3
3

4

+

+

+

+

+

+

Inne metody oksydymetryczne



Inną metodą oksydymetryczną jest chromianometria -
zastosowanie jako odczynnika miareczkującego roztworu
mianowanego dichromianu (VI) potasu:



Chromianometria może być m.in. stosowana do
oznaczania zawartości żelaza zgodnie z równaniem (w
ś

rodowisku kwaśnym, wkaźnik – dwufenyloamina):

O

H

7

2Cr

H

14

O

Cr

2

3

7

2

+

+

+

+

+VI

+III

O

H

7

6Fe

2Cr

14H

6Fe

O

Cr

2

3

3

3

-

2
7

2

+

+

+

+

+

+

+

+

Jodometria



Jodometria opiera się na wykorzystaniu utleniających
właściwości jodu – potencjał normalny I

2

/2I

-

wynosi

E

0

=0,535 V. Ze względu na niewielką trwałość

mianowanych roztworów jodu, najczęściej stosuje się
metody pośrednie, oznaczając wydzielony jod lub jego
nadmiar tiosiarczanem sodowym:



Jon tiosiarczanowy jest pochodną jonu siarczanowego, w
którym jeden z atomów tlenu zastąpiono siarką, a stopień
utlenienia siarki jest średnią ładunków dwóch atomów:

+

+

2I

O

S

I

O

2S

2
6

4

2

2
3

2

+II

0

+V/2 -I

S

O

O

H

H

O

S

S

O

O

O

H

H

O

S

O

O

H

O

S

O

O

S

S

background image

2010-03-18

6

Jodometria



Z bilansu elektronowego wynika, że dwa atomy siarki w
jonie tiosiarczanowym oddają tylko jeden elektron.
Roztwory tiosiarczanu sodowego, choć dość stabilne,
ulegają w wodzie powolnemu rozkładowi na jony
wodorosiarczanowe (IV) i siarkę:



Stężone roztwory jodu w wodzie mają kolor czerwony,
rozcieńczone – żółty. Wskaźnikiem w miareczkowaniu
jodu tiosiarczanem jest skrobia, która w obecności nawet
ś

ladowych ilości jodu barwi się na niebiesko.

S

HSO

H

O

S

3

2
3

2

+

+

+

Przykłady oznaczeń jodometrycznych

Zawartość nadtlenku wodoru w roztworze – tym razem

wykorzystuje się jego właściwości utleniające;

Nadtlenek wodoru reaguje w środowisku kwaśnym z

jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu
(oznaczenie pośrednie):

Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a

wydzielony jod – odpowiadający zawartości H

2

O

2

w

roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu
sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo
przygotowanego roztworu skrobi.

O

2H

I

2H

2I

O

H

2

2

2

2

+

+

+

+

Przykłady oznaczeń jodometrycznych

Oznaczanie zawartości jonów miedzi Cu

2+

;

Jony miedziowe Cu

2+

reagują z jonami jodkowymi,

utleniając je do wolnego jodu, a równocześnie redukując
się do jonów Cu

+

(oznaczenie pośrednie), które wytrącają

się w formie nierozpuszczalnego w wodzie jodku CuI:

Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a

wydzielony jod – odpowiadający zawartości Cu

2+

w

roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu
sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo
przygotowanego roztworu skrobi. Ilość wolnego jodu
odpowiada stechiometrycznie zawartości miedzi w
badanym roztworze.

+

+

+

2CuI

I

4I

2Cu

2

2

Kompleksometria

Kompleksometria polega na wykorzystaniu reakcji
tworzenia się trwałych kompleksów (chelatowych)

do oznaczania zawartości badanych substancji w

roztworze

Kompleksometria



Najczęściej stosowaną substancją jest kwas
etylenodiaminotetraoctowy (EDTA, komplekson II),
znany również jako kwas wersenowy, stosowany również
jako sól dwusodowa (komplekson III). Tworzą one trwałe
kompleksy chelatowe z większością jonów metali
wielowartościowych.

N—CH

2

—CH

2

—N

HOOC—H

2

C

HOOC—H

2

C

CH

2

—COOH

CH

2

—COOH

Oznaczając EDTA jako H

4

Y, możemy napisać reakcję

tworzenia sie kompleksu (kompleksowania):

+

+

+

+

+

2H

[MeY]

Y

H

Me

4)

(n

2

2

n

Kompleksometria



Punkt końcowy w miareczkowaniu
kompleksometrycznym jest podobny do PK w
alkacymetrii, tylko zamiast skoku pH, jest skok pMe
(ujemnego logarytmu za stężenia oznaczanego metalu),
reakcja kompleksowania przebiega wg schematu:

Powinny być spełnione podobne warunki, jak przy
miareczkowaniu alkacymetrycznym, czyli: podobne
stężenia, wysoka trwałość produktu reakcji (niska
dysocjacja)

O

2H

OH

O

H

MeL

L

Me

2

3

+

+

+

background image

2010-03-18

7

Wskaźniki kompleksometryczne



Są to substancje organiczne, będące często również
wskaźnikami alkacymetrycznymi, które tworzą z
oznaczanym metalem kompleks o trwałości znacznie
mniejszej niż jego kompleks z EDTA. Zabarwienie
kompleksu jest inne, niż zabarwienie cząsteczek
wskaźnika niebędących ligandami (które zależy często
również od pH!):

Czasem stosuje się również wskaźniki redoks (np. przy
onzaczaniu Fe

3+

), gdyż wytworzenie kompleksu obniża

potencjał utleniający;
Kompleksometria pozwala na oznaczanie zawartości
różnych kationów w mieszaninach poprzez maskowanie
obceności pozostałych kationów przez wytworzenie
trwalszych kompleksów lub ich wytrącenie

In

EDTA

-

Me

EDTA

In

-

Me

+

+

barwa I

barwa II

Przykłady oznaczeń kompleksometrycznych



Oznaczanie Mg – w roztworze o pH = 10 (bufor) i w
obecności czerni eriochromowej jako wskaźnika;



Zmiana zabarwienia roztworu z różowofiołkowego na
niebieskie;



Te sam sposób oznaczania można zastosować np. również
do oznaczania jonów Ca

2+

– i to w obecności innych

jonów – należy silnie zalkalizować roztwór (pH=13), tak
by wytrącić wszystkie pozostałe kationy.



W tych warunkach pH wskaźnikiem jest mureksyd lub
kalces.



Metoda nadaje się róznież do oznaczania zawartości
wapnia i magnezu łącznie (twardość wody!)

Metody strąceniowe

Metody strąceniowe

Oznaczanie przy pomocy metod strąceniowych polega na
wytworzeniu przez titrant trudnorozpuszczalnych osadów
z substancją oznaczaną;

Warunkiem jest tworzenie się osadu o ściśle określonej
stechiometrii o bardzo niskiej rozpuszczalności;

Podobnie jak w innych przypadkach, tak i w tym
wyznaczenie PK miareczkowania wymaga analizy
krzywej miareczkowania na wykresie zalezności
ujemnego logarytmu ze stężenia substancji oznaczanej w
funkcji objętosci dodawanego odczynnika;

Najbardziej znaną metodą strąceniową jest
argentometria, w której substancją miareczkującą jest
mianowany osad azotanu(V) srebra, tworzący
trudnorozpuszczalne osady z większością anionów

Argentometria - wskaźniki – oznaczanie Cl

-

Wskaźnikami w metodach strąceniowych są substancje
tworzące z nadmiarem odczynnika strącającego barwne
osady, bądź barwne rozpuszczalne związki kompleksowe.

Przykład – chromian (VI) potasu, stosowany jako wskaźnik
przy oznaczaniu chlorków.

Argentometryczne oznaczanie chlorków opiera sie na
reakcji:

Wskaźnik także tworzy z jonami srebra
trudnorozpuszczalny w wodzie osad:

-10

10

1,1

]

[Cl

]

[Ag

AgCl

Cl

Ag

=

+

+

+

-12

2
4

2

4

2

2
4

10

2

]

[CrO

]

[Ag

CrO

Ag

CrO

2Ag

=

+

+

+

Oznaczanie chlorków metodą Mohra

Dwie sole trudno rozpuszczalne:

W roztworze znajduje się 0,001 mola chlorku potasu oraz 0,001 mola
chromianu (VI) potasu. Do roztworu dodawano kroplami 0,01 M
roztwór azotanu srebra. Jaki osad wytrąci się z tego roztworu ?

12

4

2

-

2
4

-10

-

10

2

L

CrO

Ag

CrO

2Ag

10

1

L

AgCl

Cl

Ag

+

+

=

→

+

=

→

+

Obliczamy przy jakim stężeniu jonów srebrowych będą się wytrącać
poszczególne osady:

5

3

12

2

4

CrO

Ag

4

2

7

3

10

10

5

,

4

10

10

2

]

[

]

[Ag

CrO

Ag

10

10

10

]

[

]

[Ag

AgCl

4

2

+

+

=

=

=

=

=

=

CrO

L

Cl

L

AgCl

background image

2010-03-18

8

Oznaczanie chlorków (2)

Stężenie jonów srebrowych pozostających w równowadze z
osadem:

]

[CrO

10

2

]

[CrO

L

]

[Cl

10

1,1

]

[Cl

L

]

[Ag

2
4

12

2
4

CrO

Ag

10

AgCl

4

2

+

=

=

=

=

stąd możemy określić początek strącania Ag

2

CrO

4

:

5

12

10

2
4

10

7,8

10

2

10

1,1

]

[CrO

]

[Cl

=

=

Początek wytrącania osadu Ag

2

CrO

4

zależy od stężenia

jonów chromianowych, które powinno być niewielkie
[ponadto ze względu na zabarwienie jonów
chromianowych (VI) ich nadmiar utrudnia określenie PK]


Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
chemia lato 04 09 10
chemia lato 04 09 10
chemia lato 06 09 10
chemia lato 05 09 10
chemia lato 07 09 10
chemia lato 08 09 10
chemia lato 12 09 10
chemia lato 03 09 10
chemia lato 13 09 10
chemia lato 01 09 10
chemia lato 02 09 10
Encyklopedia Prawa - wyklad 04 [09.10.2001], INNE KIERUNKI, prawo, ENCYKLOPEDIA PRAWA
chemia lato 04 07 08
chemia lato 09 09 10
chemia lato 10 07 08
chemia lato 09 07 08 id 112430 Nieznany
OGR dzienne lato 09 10 id 33397 Nieznany

więcej podobnych podstron