I Mając do dyspozycji roztwory 0.067M KH2PO4 i 0.067 Na2HPO4 przygotuj 50cm3 roztworu buforowego o pH=7. Zbadaj doświadczalne działanie tego buforu oraz wpływ rozcieńczania buforu wodą destylowaną na pH roztworu buforowego. Do wykonania ćwiczenia można użyc sprzęt dostępny w szafkach a dodatkowo: pehametr ze szklaną elektrodą zespoloną oraz pipetę miarową.
1) skłąd buforu: KH2PO4 – ac; Na2HPO4 – bas
Równania rekacji:
pK1 H3PO3 + NaOH NaH2PO4 + H2O
pk2 NaH2PO4 + NaOH Na2HPO4 + H2O <- to pK wybieram bo taki jest skłąd buforu = 7.21
pK3 Na2HPO4 + NaOH Na3PO4 + H2O
korzystam ze wzoru
(1)
I obliczam objętości Ac i bas potrzebnych do stworzenia 50cm3 buforu.
7=7.21 + log(cbas/cac)
-0.21 = log(cbas/cac
10-0.21=0,62
Cbas/cac = 0.62
0.62cac = cbas
50:1,62 = 30cm3 bas; 20 cm3 ac
2) Bufor utrzymuje stałe pH przy dodawaniu małych ilości mocnego kwasu/zasady.
3) Sprawdzenie wpływu wody destylowanej na pH.
Sprawdzam pH buforu, następnie trzykrotnie dolewam wodę i za każdym razem sprawdzam ph. Rozcienczanie nie pływa na pH roztworu, bo stosunek Cac/Cbas, się nie zmienia. Niewielkie zmiany pH wynikają z zależności pK od aktywności, która zależy od siły jonowej, a dolewanie wody wpływa na siłę jonową.
4) Wykres zależności pH buforuu w funkcji Cbas/Cac
Krzywa praktyczna:
Stosunki Cbas/Cac muszą być odpowiednio 1/1; 2/1; 3/1; 4/1 w tym celu. Pobieram 10cm zasady i wkasu(1/1); 20cm zasady i 10cm kwasu (2/1) itd. W każdej próbce mierzę pH i zanaczam PUNKTY na wykresie.
Krzywa teoretyczna:
Korzystam ze wzoru (1) pod podstawiam kolejno 1,2,3,4. Punkty zaznaczam na wykresie.
JAK POLICZYC POJEMNOSC BUFOROWĄ??
III. Proszę wyznaczyć doświadczalnie wartość iloczynu rozpuszczalności chlorku srebra oraz wpływ efektu solnego na rozpuszczalność chlorku srebra oraz oblicz siłę jonową nasyconego chlorku srebra. Jak zmieni się rozpuszczalność chlorku srebra w (w mg/100g wody) w roztworze o I=2.
1) Przygotowuję roztwór NaCl (na oko)
2) Leję NaCl do AgNO3, do momentu, aż przestanie wytrącać się osad AgCl.
3) Zlewam roztwór poreakcyjny, osad trzykrotnie przemywam wodą.
4) Do zlewki wlewam ZNANĄ ilość wody i tworzę roztwór nasycony (tak aby AgCl już się nie rozpuszczał.
6)Robię układ jak na rysunku
Sprawdzam SEM układu., katodą w tym układzie jest blaszka srebrowa, a anodą elektroda kalomelowa. Obliczam aktynowść jonów Ag+ a potem Kso.
SEM = Ek – Ea
Ek = SEM + Ea
Kso = aAg+aCl- = a2
Bo reagują równomolowo.
Obliczenie siły jonowej ze wzoru: za stężenie [c] podstawiamy sobie aktywność [a]
7. Aby siła jonowa w tym roztworze była równa 2, stężenie molowe soli dodanej powinno być zgodnie ze wzorem:
Powinno wynosić 2M. Wiemy, że w roztworze jest już ZNANA ilość wody. Więc liczymy z zależności takiej: (mNaNo3=85g/mol)
1dm3 ----------------------- 2*85g soli
ZNANA OBJETOŚĆ(dm3) ------ x g soli
Wrzucamy daną ilość do roztworu.
Gdy siłą jonowa równa się 2, wyliczam współczynnik aktywności f.
Znamy f i c dlatego możemy wyliczyć aktywność ze wzoru a=fc. Wiemy że w tym wypadku Kso = a2 więc wiec = a.
Rozpuszczalnośc oblicza się ze wzoru R = mmol * [g/dm3]. Aby wynik był w mg/100g wynik przemnażamy przez 100.
Wnioski: rozpuszczalność zwiększa się wraz z siła jonową.
Wpływ efektu solnego: dodanie do rru soli, która nie reaguje z elektrolitem. Na skutetek dodawania mocnego elektrolitu, wzrasta siłą jonowa, a maleje społczyniik aktywności. Aby równanie było spełnione musi się zwiększyć iloczyn stężeń – osad się rozpuści.
IV. Proszę wyznaczyć ilość moli kwasu otrzymanego w kolbie miarowej A. Do wykonania ćwiczenia można użyć roztwór 0,1M NaOH oraz konduktometr wraz z czujnikiem temperatury itd… Proszę wyjaśnić przyczyny zmian przewodnictwa roztworu kwasu podczas dodawania do niego NaOH.
Dolewam wody do kreski w kolbie miarowej – liczba moli się nie zmieni.
Pobieram z kolby jedną miarkę pipety.
Miareczkuję (patrz plik konduktometria); patrzę ile zużyłem titranta.
Liczę stężenie kwasu ze wzoru CacVac=CbasVbas
Ze wzoru gdzie v to objętość pipety obliczam ilość moli kwasu w tej próbce ze wzoru n=cv a następnie tworzę proporcję:
n z miareczkowania – v pipety
xn(ilość moli w kolbie) – v całej próbki
i obliczam ilość moli w kolbie.
Zmiany przewodnictwa roztworów:
Układ mocny kwas – mocna zasada (lub na odwrót)
Ruchliwe jony oksoniowe, w miarę dodawania NaOH są wiązane w niezdysocjowane cząsteczki wody, na ich miejscu pojawiają się mniej ruchliwe jony metalu. Po przekroczeniu PK, przewodnictwo rośnie, bo rośnie stężenie jonów OH-.
Układ miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą.
Początkowe zmniejszenie przewodnictwa spowodowane jest wiązaniem niewielkiej ilości jonów oksoniowych pochodzących od słabego kwasu. Wzrost przewodności spowodowany jest tworzeniem się dobrze dysocjującej soli. Po przekroczeniu PK, wzrasta przewodnictwo ponieważ w roztworze pojawiają się jony OH-.
Układ słaby kwas – słaba zasada (lub na odwrót)
Początkowe zmniejszenie przewodności spowodowane jest wiązaniem niewielkiej ilości jonów oksoniowych pochodzących od słabego kwasu. Potem przewodność rośnie ponieważ tworzy się jon (np. NH4+), a po przekroczeniu PK przewodność ustala się, ponieważ NH4OH ma niską przewodność.
Miareczkowanie mocnego kwasu słabą zasadą.
Ruchliwe jony oksoniowe zostają wiązane w cząsteczki wody, które nie dysocjują. Po neutralizacji kwasu przewodność zostaje niewielka bo przewodność trudno dysocjującego nH4Oh jest niewielka.
V. Proszę wyznaczyć doświadczalnie zależność stopnia dysocjacji kwasu octowego od stężenia. Roztwory należy sporządzić z roztworu kwasu octowego o stężeniu 0.1M. Pomiary wykonać dla czterech różnych wartości stężeń.
Robię 4 roztwory. Np. Biorę 0,01dm3 roztworu o stężeniu 0,1M i dolewam wody do 100cm3 (dolewam 90cm3) i stezenie tego roztworu wynosi 0,01M. Ze stworzonego roztworu pobieram znów 10cm3 i dolewam 90cm3 wody, stezenie tego roztworu wynosi 0,001M. Itd.
Do każdej zlewki wkładam pehamer. Ze wzoru
pH= -log[H3O+] => [H3O+] = 10-pH wiem ile cząstek jest zdysocjowanych.
Ze wzoru na obliczam stopień. Rysuję wykres zależności. Alfa od stężenia.
Należy też napisać reakcję dysocjacji kwasu octowego.
Wnioski: Ze wzrostem stężenia kwasy octowego maleje jego stopień dysocjacji.
VI. Proszę wyznaczyć doświadczalnie kolejność szeregu napięciowego metali według wzrastającego potencjału utleniającego dla Pb, Zn, Cu, Ag, H2, Fe. Opisać plan doświadczenia, napisać równania reakcji w formie drobinowej, wskazać utleniacz reduktor.
Biorę to porcelanowe naczynie z dziurkami, wkładam blaszki metali i zalewam odpowiednimi roztworami:
| Zn | Fe | Pb | Cu | |
| ZnSO4 | x | x | x | x |
| FeSO4 | Fe2+ + Zn -> Zn2+ + Fe Fe2+ utleniacz Zn reduktor |
x | x | x |
| Pb(NO3)2 | Pb2+ + Zn -> Zn2+ + Pb Pb2+ utleniacz Zn reduktor |
Pb2+ + Fe -> Fe2+ + Pb Pb2+ utleniacz Fe reduktor |
x | x |
| CuSO4 | Cu2+ + Zn -> Zn2+ + Cu Cu2+ utleniacz Zn reduktor |
Cu2+ + Fe -> Fe2+ + Cu Cu2+ utleniacz Fe reduktor |
Cu2+ + Pb -> Pb2+ + Cu Cu2+ utleniacz Pb reduktor |
x |
| AgNO3 | Ag2++Zn -> Zn2+ + Ag Ag2+ utleniacz Zn reduktor |
Ag2++Fe -> Fe2+ + Ag Ag2+ utleniacz Fe reduktor |
Ag2++Pb -> Pb2+ + Ag Ag2+ utleniacz Pb reduktor |
Ag2++Cu -> Cu2+ + Ag Ag2+ utleniacz Cu reduktor |
| HCl | Zn + 2H+ -> Zn2+ + H2 H+ utleniacz Zn reduktor |
Fe + 2H+ -> Fe2+ + H2 ???????? czy jest osad??? |
Pb + 2H+ -> Pb2+ + H2 Biały osad PbCl2 |
Cu + 2H+ -> Cu2+ + H2 ????????? |
Zn – Fe – Pb – H2 – Cu – Ag tak wygląda szereg.
Zn reaguje jak reduktor, ze wszystkimi, bo ma najniższy potencjał. Następne wnioski analogiczne.
VII Mając do dyspozycji stały CuSO4 * 5H2O, blaszki miedziane oraz roztwór KCl, zmierz napięcie ogniw, które można zbudować z półogniw Cu2+/Cu o stężeniach jonów 0.5M, 0.1M 0.02M. Porównać zmierzoną wartość SEM z obliczoną. Narysować schemat ogniwa (3 schematy) zaznaczyc katodę i anode, napisać reakcje na elektrodach.
Przygotowuję roztwory. Patrzę jakie mam zlewki, jeśli są to np. 100cm3 (0,1dm3) to wyliczam ze wzoru ile g potrzebuję wsypać do 0,1dm3 wody mCuSO4*5H2O=249.7g/mol
C = n/v => n=Cv
Dla 0.5M
0.5M * 0.1dm3 = 0.05mol dalej 249.7 * 0.05 = 12,5g <-tyle muszę wsypać do zlewki
Dla 0.1M
0.1M * 0.1dm3 = 0.01mol dalej 249.7 * 0.01 = 2,5g
Dla 0.02
0.02 * 0.1dm3 = 0.002mol dalej 249.7 * 0.002 = 0.5g
Następnie liczę potencjał każdej elektrody ze wzoru.
Dla każdego stężenia; n=2 (ładunek jonu Cu2+); E0 podana w V należy zamienić na mV.
Znając potencjały mogę obliczyć SEM, wiedząc, że anodą jest półogniwo o niższym stężeniu, mogę skorzystać ze wzoru SEM = Ek - Ea, i dla każdego obliczam SEM.
Potem tworzę 3 ogniwa tak jak na schematach (klucz elektrolityczny wkładam na sam koniec!!!!)
Mierzę ich SEM, porównuję z wartościami obliczonymi.
Zapisuję reakcje połówkowe
A: Cu -> Cu2+ + 2e-
K: Cu2+ + 2e- -> Cu
Wnioski: Ogniwo działa do momentu wyrównania się stężeń.
VIII. Wyznaczyć doświadczalnie zależność stężenia jonów OH- w roztworze wodnym amoniaku w funkcji jego stężenia. Należy sporządzić roztwory amoniaku ze stężenia 0.1M. Na podstawie pH proszę obliczyć stężenie.
Robię 4 roztwory. Np. Biorę 0,01dm3 roztworu o stężeniu 0,1M i dolewam wody do 100cm3 (dolewam 90cm3) i stezenie tego roztworu wynosi 0,01M. Ze stworzonego roztworu pobieram znów 10cm3 i dolewam 90cm3 wody, stezenie tego roztworu wynosi 0,001M. Itd.
W każdej z próbek mierzę pH, i obliczam pOH ze wzoru pOH = 14 – pH.
Z pOH obliczam stężenie jonów OH- log[OH-] = pOH => [OH-] = 10-pOH
Rysuję tabelę, zamieszczam w niej dane, z tych danych rysuję wykres.
Formułuję wnioski zależne od przebiegu doświadczenia.
IX. Proszę uszeregować następujące sole: szczawian ołowiu, siarczek ołowiu oraz chromian ołowiu wg ich iloczynów rozpuszczalności. Mając do dyspozycji roztwory 0.3M azotanu ołowiu oraz 0.25 szczawian amonu, 0.5 chromianu potasu oraz 0.3M siarczku sodu.
Wytrącam kolejno osady i sprawdzam ich kolory.
PRAWDOPODOBNIE są to
PbC2O4 – biały osad
PbS – czarny (ciemnobrązowy) osad
PbCrO4 – żółty osad
Przygotowuję równe stężenia szawaianu amonu, chromianu potasu, siarczku sodu (0.25M)
W tym celu pobieram np. 10cm3 chromianu potasu (0.5M) i 10cm3 wody mieszam i mam roztów o C=0.25M.
Aby zrobić roztwór 0.25 siarczku sodu, obliczam ile moli znajduje się w znanej objętości tego roztworu (przyjmijmy V=0.025dm3)
0.3M = n/0.025 n=0.3*0.025=0.0075
Potem 0,25M = 0.0075/v2 obliczam v2 = 0.0075/0.25=0.03. Wiem, że 30cm3 ma mieć cały roztwór, więc dolewam do niego 5cm3 wody.
Równe objętości zrobionych roztworów wlewam do jednje probówki (zlewki). Po kropli dodajemy Pb(NO3)2 i patrzę na osady jakie się wytrącą. Ten który wytrąci się pierwszy ma najmniejsze Kso.
Część II zadania
Oblicz rozpuszczalność siarczanu ołowiu (w mg/100g wody) dla siły jonowej 0 oraz 2. pKsoPbSO4 = 7.8
Wzór na rozpuszczalność:
Znając siłę jonową mogę obliczyć współczynnik aktywności:
A mając pKsoPbSO4 mogę obliczyć Kso => Kso = 10- pKsoPbSO4 czyli 10-7.8 = 1.6 * 10-8.
Wiem, że = a, mogę obliczyć stężenie jonów Pb2+ ze wzoru a=fc =>
Korzystam ze wzoru na rozpuszczalność i liczę ją dla obu sił jonowych (0 i 2).
X. Wykaż doświadczalnie właściwości red-ox H2O2 mając odczynniki: H2O2, 0.5M FeSO4, 1M H2SO4, 2M NaOH, 0.1M KMnO4, 1M KSCN. Wykaż wpływ odczynu na przebieg omawianych reakcji. Potwierdź doświadczalnie, że wykonane reakcje zaszły.
Napisać równania w formie drobinowej, wskazać utleniacz i reduktor. Omów właściwości red-ox nadtlenku wodoru. W jaki sposób można jednoznacznie wykazać, że przeprowadzone reakcje zachodzą? Wyjaśnij wpływ odczynu środowiska na przebieg reakcji red-ox.
XI. Wykaż doświadczalnie wpływ stężenia jonów oksoniowych naprze bieg reakcji utleniania jonów bromkowych przez nadmanganian potasu. Podaj zbilansowane reakcje utleniania anionu bromkowego oraz redukcji anionów nadmanganianowych oraz sumaryczną reakcję redox w formie drobinowej. Napisz wyrażenia na potencjał red-ox dla reakcji redukcji i na jej podstawie wyjaśnij wpływ stężenia jonów oksoniowych na przebieg omawianej reakcji.
Przygotowuję dwie probówki
KMnO4 + KBr + H2SO4 ->
KMnO4 + KBr + CH3COOH ->
PRAWDOPODOBNIE w probówce z kwasem siarkowym MnO4- zredukuje się do Mn2+ (rozwór się odbarwi), a w próbówce z kwasem octowym MnO4- zredukuje się do MnO2, bo jest tam mniej jonów H3O+ (bo kwas octowy słabo dysocjuje)
Kwas siarkowy
red MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn2+ + 4H2O /*2
ox 2Br- -> Br2 + 2e- /*5
2 MnO4- + 16 H+ + 10Br- -> 2Mn2+ + 5Br2 + 8H2O
Wyrażenie na potencjał redox
Kwas octowy
red MnO4- + 4H+ + 3e- -> MnO2+ 2H2O /*2
ox 2Br- -> Br2 + 2e- /*3
2 MnO4- + 8 H+ + 6Br- -> 2Mn2+ + 3Br2 + 4H2O
Wyrażenie na potencjał redox
Stężenie jonów oksoniowych wpływa na redukcję jonów nadmanganianowych. Im większe jest stężenie, tym lepiej redukuje się, tj. na niższe stopnie utlenienia. W probówce z kwasem siarkowym, roztwór odbarwił się – znajdują się w nim jony Mn2+, a w probówce z kwasem octowym powstał osad MnO2, czyli stopień utlenienia manganu w tym związku wynosi 4+.
XII. Na podstawie reakcji kompleksowania dokonaj analizy kationów zawartych w probówkach 1-4. Do wykonania można użyc następujących roztworów 2M NaoH, 2M NH3, 2MHCL, 0,1M KI, 1M KSCN. Podać zbilansowane równania reakcji w formie jonowej i sposób identyfikacji. Napisać dla dowolnej rekacji wyrażenie na stałą trwałości i
K2 oraz B2. W jaki sposób można dokonać rozkładu kompleksu?
Niestety pamięciówka.
| Kation | odczyn | +stech. OH- | + nadmiar OH- | + NH3 | + KMnO3 + H2SO4 | +Cl- | +I | +KSCN | |
| Ag+ | K | Brązowy osad Ag2O | Brązowy osad | Bezbarwny kompleks | N | Biały osad | Żółty osad/ częściwo kompleksuje w nadmiarze. | Biały osad/ rozpuszcza się w nadmiarze | |
| Cu2+ | K | Niebieski g. osad | Rzadki niebieski osad | Niebieski roztwór | N | Biały osad jodku miedzi | Biały osad/ rozpuszcza się w nadmiarze | ||
| Cd2+ | K | Biały g. osad | Biały osad | Roztwarza się ?? | N | Biały osad/ rozpuszcza się w nadmiarze | |||
| Cr3+ | K | Zielony roztwór | Zielony roztwór | Fioletowy kompleks (???) | N | ||||
| Ni2+ | K | Jasnozielony osad | Zielony g. osad | Jasnozielony roztwór | N | Żółtozielony osad/ rozpuszcza sie | |||
| Co2+ | K | Niebieski g. osad | Brązowy g. osad | Niebieski osad | N | Różowy osad/rozpuszcza się w nadmiarze | |||
| Mn2+ | K | Biały g. osad | Beżowy g. osad | Beżowy g. osad ( po nadmiarze kompleks) | B | Biały osad / zielony kompleks | |||
| Zn2+ | K | Biały g. osad | Roztwór | Biały osad | N | Biały osad/rozpuszcza się | |||
| Pb2+ | K | Biały osad | Roztwór | Biały osad | N | Biały osad | Żółty osad/ bezbarwny rr w | ||
| Hg2+ | K | Żółty osad | Żółty osad | Biały osad | O | Pomarańczowy osad/ bezabarwny rr w nadmiarze | Powstają kompleksy cyjankowe | ||
| Sn2+ | K | Biały osad | Roztwór | Biały osad | N | ||||
| Sn4+ | K | Biały g. osad | Roztwór | Biały g. osad | N | ||||
| Al3+ | K | Biały g. osad | Roztwór | Roztwór | N | ||||
| Fe2+ | K | Zielony g. osad | Zielony g. osad | Niebieskozielony osad | O | Żółtobrunatny osad/żółte kompleksy | |||
| Fe3+ | K | Ciemnobrązowy osad | Ciemnobrązowy osad. | Pomarańczowy osad | B |
N – nie odbarwia O – odbarwia B – brunatny osad (MnO2)
W zależności jakie kationy dostałem, piszę reakcje, oraz dla dowolnego K2 i B2.
Przykładowo
1. Ag+ + NH3 Ag(NH3)+
2. Ag(NH3)+ + NH3 Ag(NH3)2+
Rozpad kompleksu można dokonać poprzez dolanie wody do związku, bądź czynnika lepiej kompleksującego.
PbI4/2- <=H2O=> PBI2 + 2I-
PBI4/2- + 4CN- -> PbCN4/2- + 4
XIII. Proszę wyznaczyć ilość moli zasady w otrzymanej kolbie miarowej B. Do wykonania ćwiczenia można użyć roztworu 0.1M HCl oraz następujący sprzęt…
Jakiego wskaźnika można użyć w tym przypadku do wyznaczenia punktu końcowego? Czy w roztworze występuje roztwór o właściwościach buforowych? Jeśli tak, podaj skład mieszaniny, oraz oblicz, po dodaniu jakiej ilości badanego roztworu ma ona największą pojemność buforową.
Dolewam wody do kreski w kolbie miarowej – liczba moli się nie zmieni.
Pobieram z kolby jedną miarkę pipety.
Miareczkuję, patrzę ile zużyłem titranta.
Liczę stężenie kwasu ze wzoru CacVac=CbasVbas
Ze wzoru gdzie v to objętość pipety obliczam ilość moli kwasu w tej próbce ze wzoru n=cv a następnie tworzę proporcję:
n z miareczkowania – v pipety
xn(ilość moli w kolbie) – v całej próbki
i obliczam ilość moli w kolbie.
Czy występuje roztwór o właściwościach buforowych? Odczytuję z wykresy miareczkowania. Jeżeli widzę, że na pewnej części wykresu pH utrzymuje się mniej więcej stałe, to występuje taki roztwór.
Największą pojemność buforową mają rr-y sporządzone z równych (molowo) ilości kwasu i zasady. Wówczas Cac = Cbas więc pH = pK. Pojemność takiej mieszaniny wynosi B=1,15*Cac.
Co dalej?
XX. wyznaczyc wplyw jonow oksoniowych na wspolczynnik aktywnosci (albo aktywnosc). Dany HCl i NaNO3.
Sporządzam 3 roztwory o objętości 50cm3.
5cm3 HCl, dopełniam do kreski wodą.
5cm3 HCl, 5cm3 NaNO3, do kreski wodą
5cm3 HCl , 10cm3 NaNO3, do kreski wodą
Stężenie kwasu we wszystkich roztworach jest jednakowe – różnią się one siłą jonową.
Dla każdego roztworu obliczam siłę jonową, współczynnik aktywności, aktywność, teoretyczne pH (pH = -loga). Wszystkie wyniki zestawiam w tabeli.
Wnioski: Wraz ze wzrostem siły jonowej współczynniki aktywności maleją.
XXII. Wyznaczyć stałą dysocjacji i masę molową kwasu, mając do dyspozycji stały kwas i 0,010M NaOH
Miareczkuję, patrzę ile zużyłem titranta.
Liczę stężenie kwasu ze wzoru CacVac=CbasVbas
Ze wzoru gdzie v to objętość pipety obliczam ilość moli kwasu w tej próbce ze wzoru n=cv. Wiemy, że więc można policzyc z tego masę molową.
Z wykresu miareczkowania mogę odczytać maksymalnie dwa punkty końcowe. Z tych punktów próbuję odczytać pH, tym samym stężenie jonów oksoniowych. Zatem znając początkowe stężenie kwasu mogę policzyć K: piszę rownanie reakcji
H3PO4 + H20 <=> H2PO4 - + H3O+
Wyrażenie na stałą dysocjacji dla tej reakcji to
Stężenie początkowe jest znane, Jeżeli mamy H3O+ to mamy też stężenie H2PO4-, obliczamy K.
ILE TEGO SZAJSU MAM ODWAŻYĆ?? I dlaczego?
XXI. Proszę wyznaczyć doświadczalnie stałą dysocjacji Kb1 otrzymanej zasady oraz jej steżenie w otrzymanym roztworze. Oblicz stałą K sprzężonego z nią kwasu. Wyznacz zakres pH, w jakim istnieje roztór buforowy o największej pojemności buforowej.
Pobieram z kolby znaną objętość zasady. Miareczkuję, patrzę ile zużyłem titrantu. Liczę stężenie ze wzoru CacVac=CbasVbas.
Z wykresu miareczkowania mogę odczytać punkty końcowe a z nich pH,a potem pOH.
Obliczam stężenie jonów OH- w tym roztworze. Znając początkowe stężenie zasady (obliczone) i stężenie OH- mogę policzyć K.
Aby policzyć K sprzężonego kwasu korzystam ze wzoru:
Kb policzone wyżej, a Kw podane jest w zadaniu dla danej temperatury.
Największą pojemność buforową mają rr-y sporządzone z równych (molowo) ilości kwasu i zasady. Wówczas Cac = Cbas więc pH = pK. Pojemność takiej mieszaniny wynosi B=1,15*Cac
Mogę odczytać to z wykresu??
XXII. Proszę zaproponować doświadczenie pozwalające porównać właściwości red-ox, Ac-bas danych kationów: potasu(I) cynku(II), srebra(I). Omówić budowę elektronową jonu szczawianowego i badanych kationów. NA tej podstawie omów właściwości chemiczne tych drobin. Wyznacz doświadczalnie ubytek masy (%wag) tpwarzyszący rozkładowi termicznemu i porównaj z rozkładem teoretycznym. Zaproponuj schemat rozkładu szczawianów w opraciu o klasyfikację ev-ez i omów wpływ kationu na rozkład szczawianu.