2010-03-18
Analiza miareczkowa
Analiza miareczkowa ( obję toś ciowa, wolumetryczna) polega na oznaczaniu zawartości składnika w
badanym roztworze za pomocą roztworu odczynnika
miareczkującego ( titranta) o dokładnie znanym stężeniu ( mianie) i ściśle odmierzonej objętości; Podstawy analizy miareczkowej
W miareczkowaniu można wykorzystać reakcje
chemiczne, które:
przebiegają stechiometrycznie (ilościowo); Zasady oznaczeń wolumetrycznych
przebiegają dostatecznie szybko;
wraz z przykładami
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 równoważ nej ilości);
Punkt końcowy (PK) = wyznaczony doświadczalnie punkt, Alkacymetria
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 Składa się z alkalimetrii (oznaczania kwasów przy właściwości fizycznych roztworu;
pomocy zasad) oraz acidimetrii (oznaczania zasad
Do najprostszych metod oznaczania PK należą metody wizualne, polegające na dodawaniu do roztworu
przy pomocy kwasów)
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
Wskaźniki kwasowo-zasadowe
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (2)
+
−
Punkt końcowy miareczkowania kwasu zasadą lub
HInd + H O
2
↔ H O
3
+ Ind
zasady kwasem można określić potencjometrycznie,
+
−
⋅
mierz
[H O ] [Ind ]
ąc pH roztworu przy pomocy elektrody szklanej; K
3
=
Ind
Najprostszym sposobem wyznaczania PK jest jego
[HInd]
wizualne określenie przy pomocy związków, których zabarwienie zależy od pH;
+
[HInd]
[H O ] = K
Najczęściej są nimi słabe zasady lub kwasy
3
Ind [Ind− ]
organiczne, w których zabarwienie formy
zdysocjowanej jest inne niż formy niezdysocjowanej;
[HInd]
Można też uważać te dwie formy za sprzężone pary pH = pKInd − log
−
kwas-zasada (wg Brønsteda)
[Ind ]
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 KInd
1
2010-03-18
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (3)
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (4)
Zakres zmiany barwy wskaźnika dwubarwnego wynosi Wskaźnik
Zakres pH
Zabarwienie w
Zabarwienie w
zmiany
roztworze
roztworze
więc około pH = pK ±1, a dla pH=pK
(czyli dla
Ind
Ind
barwy
kwaśnym
alkalicznym
[HInd]=[Ind-]) wskaźnik ma barwę pośrednią;
Błękit tymolowy
1,2 – 2,8
czerwone
żółte
Należy dobrać wskaźniki tak, by ich zmiana barwy Oranż metylowy
3,1 – 4,4
czerwone
żółte
przypadała w pożądanym zakresie pH;
Czerwień metylowa
4,2 – 6,3
czerwone
żółte
Stosuje się także wskaźniki mieszane, lub wskaźniki uniwersalne, pozwalaj
Błękit
6,2 – 7,6
żółte
niebieskie
ące na szybkie orientacyjne
(niedokładne) okre
bromotymolowy
ślenie pH.(nie nadają się do
oznaczeń ilościowych!).
Fenoloftaleina
8,3 -10,0
bezbarwne
czerwone
Tymoloftaleina
9,3 – 10,5
bezbarwne
niebieskie
Miareczkowanie mocnego kwasu
Miareczkowanie mocnego kwasu
mocną zasadą
mocną zasadą (2)
Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:
pH mocnego kwasu przed miareczkowaniem wynosi pH = - log cHA HA + MeOH → MeA + H O
2
W czasie miareczkowania przed punktem równoważnikowym: c
⋅ V 0 − c ⋅ V
Ponieważ zarówno mocny kwas jak i mocna zasada i ich sól są KW
Z
Z
pH = − log
elektrolitami mocnymi, to ich dysocjacja jest całkowita: V 0 + VZ
H O+ + A
- + Me+ + OH- → (Me+ + A- ) + 2H O
W punkcie równowaznikowym pH = 7
3
2
Po osiągnięciu punktu równoważnikowego:
Reakcja jest zatem reakcją pomiędzy jonami hydroniowymi a hydroksylowymi. pH roztworu soli mocnego kwasu i mocnej c ⋅ V − c
⋅ V
zasady wynosi 7, zatem sygnałem osiągnięcia punktu Z
Z
KW
pH = pk +
0
log
równoważnikowgo jest taka właśnie wartość pH
w
V 0 + VZ
Miareczkowanie mocnego kwasu
Miareczkowanie mocnej zasady mocnym
mocną zasadą (3)
kwasem
14
14
pH
pH
fenoloftaleina
fenoloftaleina
7
błękit bromotymolowy
7
błękit bromotymolowy
oranż metylowy
oranż metylowy
0
0
15
20
25
30
35
15
20
25
30
35
MeOH, cm3
HA, cm3
Wszystkie trzy wskaźniki nadają się do określenia PK=PR
Wszystkie trzy wskaźniki nadają się również do określenia PK=PR
w tym przypadku
2
2010-03-18
Miareczkowanie słabego kwasu
Miareczkowanie słabego kwasu
mocną zasadą
mocną zasadą (2)
Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:
pH
HA + MeOH → MeA + H O
s
s
2
hydroliza
pH przed miareczkowaniem pH = ½ pK
– ½ log (c
)
soli
fenoloftaleina
kw
HA
Ponieważ zarówno mocny kwas i słaba zasada tworzą sól, która 7
błękit bromotymolowy
wraz z nadmiarem słabego kwasu tworzy roztwór buforowy, to początkowy, dość szybki wzrost pH ulega zahamowaniu: oranż metylowy
Powstająca sól ulega hydrolizie, co powoduje, że punkt
roztwór
równoważnikowy przypada powyżej pH = 7
buforowy
+
-
+
-
(Me + A ) + H O → HA + Me + OH
s
2
s
MeOH, cm3
Oranż metylowy – nie nadaje się
Miareczkowanie słabej zasady
Jeszcze o alkacymetrii
mocnym kwasem
W dotychczasowych rozważaniach opisano
miareczkowanie kwasu jednoprotonowego i
pH
odpowiednich zasad;
roztwór
Przy miareczkowaniu kwasu dwuprotonowego reakcja
buforowy
będzie przebiegała dwuetapowo zgodnie z reakcjami: fenoloftaleina
+
→
+
7
bł
H A
MeOH
MeHA
H O
ękit bromotymolowy
2
2
+
→
+
oranż metylowy
MeHA
MeOH
Me A
H O
hydroliza
2
2
soli
Na krzywej miareczkowania pojawią się dwa punkty przegięcia – każdy odpowiadający jednemu z dwóch HA, cm3
punktów równoważnikowych
Fenoloftaleina – nie nadaje się
Miareczkowanie węglanów
Miareczkowanie Na CO
2
3
mocnym kwasem
Podobnie wygląda miareczkowanie węglanów, które równiez przebiega dwuetapowo;
pH
Węglan sodowy – ze wgzledu na hydrolizę –
zachowuje się jak dość słaba zasada:
CO2− + H O+ → HCO− + H O
CO2− + H O+ → HCO− + H O
3
3
3
2
3
3
3
2
fenoloftaleina
HCO− + H O+ → H CO + H O → CO + 2H O
7
3
3
2
3
2
2
2
Tworzący się w pierwszym etapie jon HCO - jest słabą oranż metylowy
3
zasadą Brønsteda, a w drugim etapie tworzy się bardzo HCO− + H O+ → H CO + H O → CO + 2H O
słaby kwas węglowy;
3
3
2
3
2
2
2
Mieszanina jonów HCO - i H CO ma właściwości
3
2
3
buforujące;
HA, cm3
3
2010-03-18
Przykłady oznaczeń alkacymetrycznych
Oznaczanie zawartości NaOH przy pomocy HCl;
Oznaczanie zawartości HCl przy pomocy NaOH;
Oznaczanie zawartości CH COOH przy pomocy
3
NaOH;
Redoksometria
Oznaczanie zawartości NH przy pomocy HCl;
3
Nie wykonuje się miareczkowań w układach słaby kwas – słaba zasada;
Składa się z oksydymetrii (oznaczania przy
Oznaczanie zawartości Na CO przy pomocy HCl;
2
3
pomocy substancji utleniających) oraz
Oznaczanie zawartości NaHCO przy pomocy HCl;
3
reduktometrii (oznaczania zasad przy pomocy
Oznaczanie zawartości Na CO i NaHCO w
2
3
3
mieszaninie przy pomocy HCl;
substancji redukujących)
Wykonanie każdego z oznaczeń wymaga spełnienia określonych warunków
Redoksometria (1)
Redoksometria (2)
Przed miareczkowaniem trzeba przeprowadzić całą
Dla każ dej z dwóch par redoksowych (odczynnika miareczkującego i substancji oznaczanej) potencjał
substancję oznaczaną w formę zredukowaną ( jeś li redoksowy wynosi:
odczynnik miareczkują cy ma właś ciwoś ci RT
a
utl
0
,
0 059
[
]
utleniają ce) lub w formę utlenioną ( jeś li odczynnik E = E +
ln utl
0
= E +
log
miareczkują cy ma właś ciwoś ci redukują ce); nF
a
n
[ red ]
red
Nadmiar stosowanego wstępnie reduktora lub
Na początku miareczkowania wartość potencjału zależy utleniacza trzeba usunąć z roztworu, by nie
tylko od stężeń substancji oznaczanej, a w punkcie przeszkadzał w oznaczeniu;
równoważnikowym potencjał jest równy różnicy
W czasie miareczkowania ulega zmianie różnica
potencjałów normalnych, czyli:
potencjałów redoksowych ogniwa złożonego z
u
[ tl ]
u
[ tl ]
1 PR
2 PR
dwóch par OX/RED;
log
= −log
[ red ]
[ red ]
Potencjały redoksowe zależą zarówno od pH
1 PR
2 PR
roztworu, jak i od jego siły jonowej
Na krzywej zależności różnicy potencjału od objętości titranta zauważymy przegięcie
Redoksometria - wskaźniki (3)
Manganometria (1)
Odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest manganian
Wskaźniki redoksowe – substancje o różnym zabarwieniu (VII) potasu, KMnO , którego potencjał utleniający dla formy utlenionej i zredukowanej:
4
pH=0 wynosi 1,5 V i maleje ze wzrostem pH:
ś rodowisko kwaś ne
Barwa formy
Wskaźnik
E0 [V]
−
+
2+
zredukowanej
utlenionej
MnO + 8H + 5 e → Mn
+ 4H O
4
2
Safranina T
bezbarwna
czerwona
0,24
Mn+VII
Mn+II
Czterosulfonian indyga
bezbarwna
niebieska
0,36
ś rodowisko słabo kwaś ne lub słabo zasadowe
Błękit Nilu
bezbarwna
niebieska
0,41
MnO− + 4H+ + 3 e → MnO ↓ 2
+ H O
4
2
2
Błękit metylenowy
bezbarwna
niebieska
0,53
Mn+VII
Mn+IV
Dwufenylamina
bezbarwna
fioletowa
0,76
ś rodowisko zasadowe
Erioglucyna A
zielona
czerwona
1,00
−
2−
MnO
e
MnO
4 +
→
Ferroina
czerwona
niebieskawa
1,20
4
Mn+VII
Mn+VI
4
2010-03-18
Manganometria (2)
Manganometryczne oznaczanie
szczawianów
Miareczkowanie manganianem(VII) prowadzi się
Jony szczawianowe (zawarte w Na C O , H C O lub 2
2
4
2
2
4
⋅
w
H C O 2H O) ulegają na gorąco utlenieniu jonami
środowisku silnie kwaśnym), gdyż wtedy
2
2
4
2
manganiowymi (VII) w środowisku silnie kwaśnym
potencjał utleniający jonów MnO - jest najwyższy; 4
zgodnie z reakcją sumaryczną:
Zaletą stosowania jonów MnO - jest ich
+VII
+III
+II
+IV
4
−
+
2+
zabarwienie – wskaźnikiem PK jest nadmiar jonów
2MnO + 5H C O + 6H → 2Mn
+10CO ↑ 8
+ H O
4
2
2
4
2
2
miareczkujących (bladoróżowe zabarwienie
Reakcję tę można wykorzystać również do poś redniego roztworu);
oznaczania jonów Ca2+, (I) wytrącając ilościowo osad Ca C O z roztworu, (II) odsączając go i rozpuszczając go 2
2
4
Jony oznaczane ( forma zredukowana), które w kwasie siarkowym i (III) oznaczając odpowiadającą ulegają w tych warunkach utlenieniu, muszą
zawartości jonów Ca2+ ilość jonów szczawianowych: 2+
2-
wykazywać odpowiednie potencjały redoksowe
Ca
+ C O → CaC O ↓
2
4
2
4
CaC O + 2H+ → Ca 2+ + (2H+ + C O2- )
2
4
2
4
2MnO− + 5C O2- + 6
1 H+ → 2Mn2+ +10CO ↑ 8
+ H O
4
2
4
2
2
Manganometryczne oznaczanie żelaza
Inne oznaczenia manganometryczne
o Jony żelaza (II) w środowisku kwaśnym ulegają na zimno
Zawartość H O w roztworze można oznaczyć
2
2
utlenieniu jonami manganiowymi (VII) zgodnie z
wykorzystując jego właściwości redukujące:
równaniem reakcji:
+VII
-I
+II
0
MnO− + 5Fe2+ + 8H+ → Mn2+ + 5Fe3+ + 4H O
4
2
2MnO− + 5H O + 6H+ → 2Mn 2+ + 5O ↑ 8
+ H O
4
2
2
2
2
o Przed przeprowadzeniem oznaczenia trzeba całe zawarte w roztworze żelazo zredukować w całości do jonów żelaza
Jony manganianowe (VII) można również wykorzystać do (II) i usunąć z roztworu nadmiar reduktora:
oznaczania arsenu (w tym przypadku trzeba obecny w roztworze As(V) zredukować najpierw do As(III):
3+
2Fe
+ 2+
Sn
→
2+
2Fe
+ 4+
Sn
2MnO− + 5AsO3− + 6H+ → 2Mn2+ + 5AsO4− + 3H O
nadmiar S C
n l :
4
3
3
2
2
2+
S
n
+
2+
2Hg
+
−
2Cl →
4+
Sn
+ Hg Cl
2
2 ↓
Inne metody oksydymetryczne
Jodometria
Inną metodą oksydymetryczną jest chromianometria -
Jodometria opiera się na wykorzystaniu utleniających zastosowanie jako odczynnika miareczkującego roztworu właściwości jodu – potencjał normalny I /2I- wynosi 2
mianowanego dichromianu (VI) potasu:
E0=0,535 V. Ze względu na niewielką trwałość
+VI
+III
mianowanych roztworów jodu, najczęściej stosuje się metody pośrednie, oznaczając wydzielony jod lub jego Cr O− +14H+ → 2Cr3+ + 7H O
2
7
2
nadmiar tiosiarczanem sodowym:
+II
0
+V/2 -I
2−
2−
−
Chromianometria może być m.in. stosowana do
2S O
2
3
+ I2 → S O
4
6
+ 2I
oznaczania zawartości żelaza zgodnie z równaniem (w środowisku kwaśnym, wkaźnik – dwufenyloamina):
Jon tiosiarczanowy jest pochodną jonu siarczanowego, w którym jeden z atomów tlenu zastąpiono siarką, a stopień Cr O2- + 6Fe3+ +14H+ → 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H O
utlenienia siarki jest średnią ładunków dwóch atomów: 2
7
2
S
O
O
O
H
S
OH
O
H
S
S
S
S
OH
O
O
O
5
2010-03-18
Jodometria
Przykłady oznaczeń jodometrycznych
Z bilansu elektronowego wynika, że dwa atomy siarki w
Zawartość nadtlenku wodoru w roztworze – tym razem jonie tiosiarczanowym oddają tylko jeden elektron.
wykorzystuje się jego właś ciwoś ci utleniają ce; Roztwory tiosiarczanu sodowego, choć dość stabilne, ulegają w wodzie powolnemu rozkładowi na jony
Nadtlenek wodoru reaguje w środowisku kwaśnym z wodorosiarczanowe (IV) i siarkę:
jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu
(oznaczenie pośrednie):
S O2− + H+ → HSO− + S
2
3
3
H O + 2I− + 2H+ → I + 2H O
2
2
2
2
Stężone roztwory jodu w wodzie mają kolor czerwony, rozcieńczone – żółty. Wskaźnikiem w miareczkowaniu
Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a
jodu tiosiarczanem jest skrobia, która w obecności nawet wydzielony jod – odpowiadający zawartości H O w
2
2
śladowych ilości jodu barwi się na niebiesko.
roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo przygotowanego roztworu skrobi.
Przykłady oznaczeń jodometrycznych
Oznaczanie zawartości jonów miedzi Cu2+ ;
Jony miedziowe Cu2+ reagują z jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu, a równocześnie redukując się do jonów Cu+ (oznaczenie pośrednie), które wytrącają si
Kompleksometria
ę w formie nierozpuszczalnego w wodzie jodku CuI: 2+
2Cu
+ −
4I → I2 + 2CuI ↓
Kompleksometria polega na wykorzystaniu reakcji
Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a
tworzenia się trwałych kompleksów ( chelatowych) wydzielony jod – odpowiadający zawartości Cu2+ w do oznaczania zawartości badanych substancji w
roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeżo roztworze
przygotowanego roztworu skrobi. Ilość wolnego jodu odpowiada stechiometrycznie zawartości miedzi w
badanym roztworze.
Kompleksometria
Kompleksometria
Najczęściej stosowaną substancją jest kwas
Punkt końcowy w miareczkowaniu
etylenodiaminotetraoctowy (EDTA, komplekson II), kompleksometrycznym jest podobny do PK w
znany również jako kwas wersenowy, stosowany również
alkacymetrii, tylko zamiast skoku pH, jest skok pMe jako sól dwusodowa (komplekson III). Tworzą one trwałe (ujemnego logarytmu za stężenia oznaczanego metalu), kompleksy chelatowe z większością jonów metali reakcja kompleksowania przebiega wg schematu:
wielowartościowych.
Me + L → MeL
HOOC—H C
CH —COOH
2
2
H O+ + OH− → 2H O
3
2
N—CH —CH —N
2
2
Powinny być spełnione podobne warunki, jak przy
miareczkowaniu alkacymetrycznym, czyli: podobne
HOOC—H C
2
CH —COOH
2
stężenia, wysoka trwałość produktu reakcji (niska dysocjacja)
Oznaczając EDTA jako H Y, możemy napisać reakcję 4
tworzenia sie kompleksu (kompleksowania):
n +
2−
(n−4)+
+
Me
+ H Y
2
→ [MeY]
+ 2H
6
2010-03-18
Wskaźniki kompleksometryczne
Przykłady oznaczeń kompleksometrycznych
Są to substancje organiczne, będące często również
wskaźnikami alkacymetrycznymi, które tworzą z
Oznaczanie Mg – w roztworze o pH = 10 (bufor) i w oznaczanym metalem kompleks o trwałości znacznie obecności czerni eriochromowej jako wskaźnika;
mniejszej niż jego kompleks z EDTA. Zabarwienie
Zmiana zabarwienia roztworu z różowofiołkowego na kompleksu jest inne, niż zabarwienie cząsteczek
niebieskie;
wskaźnika niebędących ligandami (które zależy często również od pH!):
Te sam sposób oznaczania można zastosować np. również
do oznaczania jonów Ca2+ – i to w obecności innych Me - In + EDTA → Me - EDTA + In
jonów – należy silnie zalkalizować roztwór (pH=13), tak by wytrącić wszystkie pozostałe kationy.
barwa I
barwa II
Czasem stosuje się również wskaźniki redoks (np. przy
W tych warunkach pH wskaźnikiem jest mureksyd lub onzaczaniu Fe3+), gdyż wytworzenie kompleksu obniża kalces.
potencjał utleniający;
Metoda nadaje się róznież do oznaczania zawartości Kompleksometria pozwala na oznaczanie zawartości wapnia i magnezu łącznie (twardość wody!)
różnych kationów w mieszaninach poprzez maskowanie obceności pozostałych kationów przez wytworzenie trwalszych kompleksów lub ich wytrącenie
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
Metody strąceniowe
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-Oznaczanie chlorków metodą Mohra
Dwie sole trudno rozpuszczalne:
Wskaźnikami w metodach strąceniowych są substancje W roztworze znajduje się 0,001 mola chlorku potasu oraz 0,001 mola tworzące z nadmiarem odczynnika strącającego barwne chromianu (VI) potasu. Do roztworu dodawano kroplami 0,01 M
osady, bądź barwne rozpuszczalne związki kompleksowe.
roztwór azotanu srebra. Jaki osad wytrąci się z tego roztworu ?
Przykład – chromian (VI) potasu, stosowany jako wskaźnik
+
-
-10
+
← →
↓
= ⋅
przy oznaczaniu chlorków.
Ag
Cl
AgCl L
1 10
Argentometryczne oznaczanie chlorków opiera sie na
+
2-
1
− 2
2Ag + C
rO
← → A
g CrO
↓ L
= 2 ⋅10
reakcji:
4
2
4
Obliczamy przy jakim stężeniu jonów srebrowych będą się wytrącać
+
−
+
−
-10
Ag + Cl → AgCl
↓ [ Ag ]⋅[Cl ] = 1,1⋅10
poszczególne osady:
−10
+
LAgCl
10
−7
Wskaźnik także tworzy z jonami srebra
AgC
l [
Ag ] =
=
=10
−
−
trudnorozpuszczalny w wodzie osad:
3
[ Cl ]
10
+
2−
+ 2
2−
-12
2Ag + CrO
→ Ag CrO [ Ag ] ⋅[CrO ] = 2⋅10
1
− 2
4
2
4
4
+
L
⋅
Ag CrO
2 10
2
4
−5
Ag CrO [
Ag ] =
=
= 5
,
4 ⋅10
2
4
2−
−3
[ CrO ]
10
4
7
2010-03-18
Oznaczanie chlorków (2)
Stężenie jonów srebrowych pozostających w równowadze z osadem:
L
−
−
+
⋅
⋅
AgCl
1,1 10 10
LAg CrO
2 10 12
[Ag ]
2
4
=
=
=
=
[Cl− ]
[Cl− ]
[CrO2− ]
[CrO2− ]
4
4
stąd możemy określić początek strącania Ag CrO : 2
4
−
1
− 0
[Cl ]
1,1⋅10
−5
=
= 7,8⋅10
2−
1
− 2
[CrO ]
⋅
4
2 10
Początek wytrącania osadu Ag CrO zależy od stężenia 2
4
jonów chromianowych, które powinno być niewielkie
[ponadto ze względu na zabarwienie jonów
chromianowych (VI) ich nadmiar utrudnia określenie PK]
8