1. Odważono 1.0 g mieszaniny zawierającej NaOH, Na2CO3 oraz substancje obojętną i rozpuszczono w kolbie miarowej o pojemności 250 ml. Na zmiareczkowanie próbki o objętości 25 ml wobec oranżu metylowego zużyto 17,5 ml roztworu HCl o stężeniu 0,0950 mol/l. Po dodaniu BaCl2 w nadmiarze i całkowitym wytrąceniu węglanów na zmiareczkowanie drugiej próbki o objętości 25 ml wobec fenoloftaleiny zużyto 9,5 ml tego kwasu.
Obliczyć % zawartość NaOH i Na2CO3 w mieszaninie. m.m. NaOH = 40,0 g/mol; Na2CO3 = 105,99 g/mol Miareczkowanie mieszaniny wobec oranżu metylowego – próba 1
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl +H2CO3
a = 17,5 ml
Próba 2
Na2CO3 + BaCl2 → ↓ Ba CO3 + 2NaCl
Miareczkowanie wobec fenoloftaleiny
NaOH + HCl → NaCl + H2O
b = 9,5 ml
Zużycie HCl na zobojętnienie NaOH → a = 9,5 ml
Zużycie HCl na zobojętnienie Na2CO3 → a − b = 17,5 ml – 9,5 ml = 8,0 ml Obliczanie zawartości NaOH [g] w próbie z proporcji trójczłonowej 1000 ml −
1 mol/l HCl −
1 mol ⋅ 40 g/mol NaOH
8,0 ml
−
0,0950 mol/l −
x
Rozwiązanie proporcji trójczłonowej
9,5
0,0950
1
40
0,0361
10
0,3610
1000
1
/
W – współmierność kolby z pipetą
ść
250
10
ść
"# 25
Całkowite zobojętnienie Na2CO3 w próbie
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O⋅CO2
Obliczanie zawartości Na2CO3 [g] w próbie z proporcji trójczłonowej 1000 ml −
2 mol/l HCl −
1 mol ⋅105,99 g/mol Na2CO3
8,0 ml
−
0,0950 mol/l −
x
Rozwiązanie proporcji trójczłonowej z uwzględnieniem współmierności W = 10
8,0
0,0950
1
105,99
10
$% &
0,4028
1000
1
/
Obliczanie zawartości % składników mieszaniny z proporcji 1 g
−
100%
0,4028 g Na2CO3 −
x1
x1 = 40,28 % Na2CO3
x2
x2 = 36,10 % NaOH
2. Zmieszano 45 ml 25% (m/m) CH3COOH o gęstości ρ = 1,0326 g/ml i 630 ml roztworu CH3COONa o stężeniu 0,2150 mol/l. Obliczyć pH buforu. M. m. CH3COOH = 60,05 g/mol; Ka = 1,74⋅10−5
odp. pH = 4,60
Bufor kwasowy → pH obliczamy z równania Hendersona- Hasselbacha
+, - . /0123 ą 45167
(
) *
+ 8 -/0123 ą 45167
Wg teorii Brønsteda-Lowry’ego CH3COOH jest kwasem, a CH3COO− − zasadą anionową → ponieważ CH3COO− może przyłączyć H+; CH3COONa możemy oznaczyć jako cs Równanie Hendersona- Hasselbacha można zapisać, pozbywając się ułamku, w postaci: pH = pKa − log ca + log cs
obliczanie stężenia kwasu → ca
przeliczenie stężenia % na stężenie molowe (mol/l)
:
(d) 9
1,0326 /
;100
<
96,84
9
1,0326 /
25 g CH3COOH − 96,84 ml
$> ? @> :A
x
− 45 ml
→
=
11,6171 %
BC,D@:A
&%
60,05 g CH3COOH −
1 mol CH3COOH
FF,CFGF? F :1A
11,6171 g
−
x
→
=
0,1934
CH,H> ?
Obliczanie ca
0,1934 mol CH3COOH −
(45 ml + 630 ml)
H,FB&@ :1A FHHH :A
ca
−
1000 ml
→ I)
0,2865
/
CG> :A
lub drugi sposób obliczania ca
I% 9 .
25%
1032,6 /
IJ
4,2989
/
L
100%
60,05
100%
4,2989 mol − 1000 ml
x
− 45 ml
@,$BDB @> :A
→
=
= 0,1934 mol
FHHH :A
ponieważ objętość końcowa roztworu się zmienia należy przeliczyć stężenie mol/l dla CH3COOH po rozcieńczeniu
0,1934 mol CH3COOH −
(45 ml + 630 ml)
H,FB&@ :1A FHHH :A
ca
−
1000 ml
→ I)
0,2865
/
CG> :A
obliczanie cs
0,2150 mol CH3COONa −
1000 ml
H,$F>H :1A C&H :A
x
−
630 ml
→ =
0,13545
FHHH :A
0,13545 mol CH3COOH −
675 ml
H,F&>@> :1A FHHH :A
cs
−
1000 ml
→ IM
0,2007
/
CG> :A
−
pKa = − log K
5
a →
pKa = − log 1,74⋅10 → pKa = 4,759
pH = 4,759 − log 0,2865 + log 0,2007
pH = 4,759 + 0,543 − 0,697 = 4,605
pH ≅ 4,60
3. Zmieszano 250 ml roztworu amoniaku 0,20 mol/l i 250 ml roztworu HNO3 o stężeniu 0,12 mol/l. Obliczyć pH
roztworu. Kb = 1,79⋅10−5.
należy sprawdzić jaki skład mieszaniny będzie po reakcji NH3⋅H2O + HNO3 → NH4NO3 + H2O
czyli
0,20 mol NH3⋅H2O + 0,12 HNO3 → 0,12 mol NH4NO3 + 0,12 mol H2O + 0,08 mol NH3⋅H2O
po zmieszaniu obu roztworów powstaje bufor
Bufor zasadowy → pH obliczamy z równania Hendersona- Hasselbacha
+, - . /0123 ą 45167
(
6 N
(O *
+ 8 -/0123 ą 45167
Wg teorii Brønsteda-Lowry’ego NH
+
+
3⋅H2O jest zasadą, a NH4 − kwasem kationowym → ponieważ NH4
może oddać H+, ulega deprotonacji; NH4NO3 możemy oznaczyć jako cs Równanie Hendersona- Hasselbacha można zapisać, pozbywając się ułamku, w postaci: pH = pKw − pKb − log cs + log cz
obliczanie stężenia zasady → cz
0,08 mol NH3⋅H2O − 1000 ml
x
− 250 ml
H,HD $>H :A
→
=
0,02
FHHH :A
0,02 mol NH3⋅H2O
−
(250 ml + 250 ml)
c
H,H$ :1A FHHH :A
z
−
1000 ml
→ I3
0,04
/
>HH :A
obliczanie stężenia kwasu kationowego → cs
0,12 mol NH4NO3 − 1000 ml
x
− 250 ml
H,F$ $>H :A
→
=
0,03
FHHH :A
0,03 mol NH4NO3
−
(250 ml + 250 ml)
c
H,H& :1A FHHH :A
z
−
1000 ml
→ IM
0,06
/
>HH :A
−
pK
5
b = − log Kb →
pKb = − log 1,79⋅10 → pKa = 4,747
pH = 14 − 4,747 – log 0,06 + log 0,04
pH ≅ 9,077 = 9,08
lub można skorzystać z wzoru:
Q
+
P/
R·2R
N
+
P/
14 N
2TUV
1,79 · 10P> = 0,04
+
P/
1,1933 · 10P>
/
0,06
pOH = 4,92
pH = 14 – 4,92 = 9,08
4. Na zmiareczkowanie próbki boraksu o objętości 25,0 ml, zawierającej 14,2453 g Na2B4O7⋅10 H2O w 500
ml roztworu, zużyto wobec czerwieni metylowej 29,5 ml roztworu kwasu solnego. Jakie jest stężenie molowe tego kwasu? M. m. Na2B4O7⋅10 H2O g Na2B4O7⋅10 H2O − 381,3 g/mol odp. c HCl = 0,1266 mol/l
Podstawą oznaczenia jest reakcja:
$ W@
G * 2
% * 5 $ X 4 &W & * 2
%
obliczanie zawartości boraksu w objętości pipety:
14,2453 g Na2B4O7⋅10 H2O − 500 ml
x
−
25 ml
F@,$@>& ? Y $> :A
→
=
0,7123
>HH :A
obliczanie stężenia HCl z proporcji trójczłonowej:
1000 ml −
2 mol/l HCl −
1 mol x 381,3 g/mol Na2B4O7⋅10 H2O
29,5 ml −
x
−
0,7123 g
rozwiązanie proporcji trójczłonowej:
1000
= 2
/ = 0,7123
=
0,1266
%
29,5
= 1
= 381,3 /
Drugi sposób rozwiązania:
obliczanie stężenia boraksu:
14,2453 g Na2B4O7⋅10 H2O
−
500 ml
x
−
1000 ml
F@,$@>& ? Y FHHH :A
→
=
= 28,4906 g
>HH :A
1 mol Na2B4O7⋅10 H2O −
381,3 g/mol
x
−
28,4906 g
F :1A Y $D,@BHC ?
:1A
→ =
0,07472
&DF,& ?/:1A
A
$W@
G ·
$
lub
: Y FHHH
I
$W@
G
; Y J
oba roztwory podczas miareczkowania reagują ze sobą zgodnie z proporcją:
<
$W@
G = I
$W@
G
1
< % = I %
2
stąd:
2 = <
$W@
G = I
$W@
G
2 = 25
= 0,07472
/
IZ[A
0,1266
/
1 = < %
1 = 29,5
5. Woda morska zawiera 8 ppm strontu (Sr), 4,6 ppm boru (B) i 170 ppb litu (Li). Podaj zawartość tych pierwiastków w procentach.
Stężenie wyrażone w ppm:
ppm → oznacza part per milion, czyli:
1
1 · 10PC /
1000000
ppm wyraża się ilością mg w 1 kg materiału
1mg w 1kg
lub
1µg w 1g materiału
ppb → oznacza part per bilion, czyli:
1
1 · 10PB /
1000000000
ppb wyraża się ilością 0,001 mg w 1 kg materiału
0,001 mg w 1kg lub
1ng w 1g materiału
8 mg Sr w 1 kg wody morskiej, a stężenie % odnosi się do 100 g 0,008 g (8 mg Sr) – 1000 g wody (1kg)
x
− 100 g (%)
→
H,HHD ? FHH ?
=
8 · 10P@ % \]
FHHH ?
4,6 ppm B
0,0046 g (4,6 mg B) – 1000 g wody (1kg)
x
− 100 g (%)
→
H,HH@C ? FHH ?
=
4,6 · 10P@ % W
FHHH ?
170 ppb Li → 0,170 mg
0,000170 g (170 ppb Li) − 1000 g wody (1kg)
x
− 100 g (%)
→
H,HHHFGH ? FHH ?
=
1,7 · 10P> % ^
FHHH ?
lub drugi sposób rozwiązania:
ponieważ 1 ppb oznacza 1 ng/g
170⋅ 10−9 g − 1 g materiału
x
− 100 g (%)
→
FGH·FH_` ? FHH ?
=
1,7 · 10P> % ^
F ?
SEMINARIUM Z ZADAŃ − ALKACYMETRIA, pH ROZTWORÓW I ANALIZA ŚLADÓW
6. Ile cm3 stężonego HCl ok. 35% o gęstości 1,18 g/cm3 należy odmierzyć do przygotowania 1 litra roztworu kwasu solnego o stężeniu 0,1 mol/dm3? m. m. HCl − 36,46 g/mol odp. 8,83 cm3
7. Odważkę 0,2870 g KHCO3 zmiareczkowano zużywając 28,7 cm3 roztworu HCl. Obliczyć stężenie molowe kwasu solnego. M. m. KHCO3 – 100,12 g/mol
odp. 0,09988 mol/l
8. Próbka zawierała tę samą ilość gramów NaOH i Na2CO3 Ile cm3 roztworu HCl o stężeniu 0,2000
mol/dm3 zużyto na zmiareczkowanie odważki o masie 0,4000g wobec fenoloftaleiny, a ile wobec oranżu metylowego? M. m. NaOH − 40 g/mol; M. m. Na2CO3 − 105,99 g/mol odp. Wobec fenoloftaleiny – 34,44 cm3, wobec oranżu metylowego – 9,44 cm3.
9. Z próbki soli amonowej o masie 1,0090 g oddestylowano uwolniony amoniak do 50 cm3 0,5120
mol/dm3 roztworu kwasu siarkowego(VI). Nadmiar kwasu odmiareczkowano 5,15 cm3 roztworem NaOH 0,5229 mol/dm3. Obliczyć % zawartość NH3 w próbie. M. m. NH3 − 17,03 g odp. 81,87%
10. Do 100 ml roztworu CH3COOH o stężeniu 0,5000 mol/l dodano 4,63 g CH3COONa, a następnie roztwór rozcieńczono woda destylowaną do objętości 250 ml. Obliczyć pH otrzymanego roztworu buforowego.
Ka = 1,79⋅10−5; M. m. CH3COONa = 82,03 g/mol
odp. pH = 4,8
11. Do 200 ml roztworu amoniaku o stężeniu 0,2 mol/l dodano 3,21 g NH4Cl, a następnie roztwór rozcieńczono wodą do objętości 500 ml. Obliczyć pH otrzymanego roztworu. Kb = 1,79⋅10−5; m.m. NH4Cl – 53,49 g/mol
odp. pH = 9,08
12. Woda morska zawiera między innymi 0,05 ppb kobaltu, 0,2 ppb chromu oraz 0,28 ppb srebra. Jaką objętość wody należy odparować aby uzyskać po 1 mg wymienionych pierwiastków? Wyraź podaną zawartość pierwiastków w µg/g.
odp. Co – 20000 l; Cr – 5000 l; Ag 3571 l
13. Surowiec roślinny zawiera 98 ppb magnezu. Podaj wynik oznaczenia w % oraz oblicz ile µg magnezu będzie znajdowywało się w opakowaniu zawierającym 30 g surowca?
Odp. Mg – 9,8⋅10−6 %, 2,88 µg/30g
14. Obliczyć wykładnik stężenia jonów wodorowych w 0,1375 mol/l roztworze CH3COOH, którego wartość stałej dysocjacji K = 1,79⋅10−5
odp. pH = 2,81
15. Jakie jest stężenie molowe wodorotlenku amonu, w którym wykładnik stężenia jonów wodorowych pH = 11,10? Stała dysocjacji K = 1,77⋅10−5
odp. [NH3⋅H2O] = 0,0895 mol/l