Ćwiczenie 2

POZNANIE SPRZĘTU LABORATORYJNEGO, WAGI I WAŻENIE

1. Szkło laboratoryjne i podstawowy sprzęt laboratoryjny

1. probówka – służy do przeprowadzania reakcji w małych objętościach roztworów, w analizie jakościowej (napełnia się ją maksymalnie do 1/3 wysokości). Rozróżniamy probówki: zwykłe (do ogrzewania małych objętości cieczy), grubościenne (do ogrzewania na sucho substancji stałych), stożkowe (do wykonywania analiz jakościowych).

2. szkiełko zegarkowe – małe szkiełka używane są do przeprowadzania charakterystycznych reakcji w analizie jakościowej. Służą też do przykrywania zlewek, kolb, parownic itp., do odważania substancji stałych nielotnych, do odparowywania bardzo małych objętości cieczy.

3. zlewki – mają wszechstronne zastosowanie: do ogrzewania cieczy, mieszania, rozpuszczania substancji i sporządzania roztworów, strącania osadów – szczególnie w analizie jakościowej i preparatyce, przeprowadzani reakcji chemicznych w cieczach.

4. kolby stożkowe - mają wszechstronne zastosowanie. podobnie jak zlewki, szczególnie przydatne w analizie miareczkowej preparatyce, Nadają się do dłuższego ogrzewania cieczy bez większych strat na skutek parowania.

5. kolba płaskodenna - służy do sporządzania roztworów, ogrzewania cieczy, przeprowadzania reakcji chemicznych w cieczach, przechowywania cieczy.

6.kolba okrągłodenna - do destylacji, stosowana w przypadku konieczności ukośnego ustawienia kolby, do silnego ogrzewania, do ogrzewania cieczy pod zmniejszonym lub zwiększonym ciśnieniem.

7. biurety – wykorzystywane przede wszystkim do analizy miareczkowej, do dokładnego dozownia.

8. pipeta - do dokładnego odmierzania objętości cieczy, na która to objętość pipeta jest wycechowana. Rozróżniamy pipety do dokładnego odmierzania określonej objętości cieczy i kalibrowane na wylew.

9. cylindry miarowe – do odmierzana przybliżonej objętości cieczy.

10. wkraplacze - do dozowania odczynników kroplami. Wyróżniamy: wkraplacz odczynnikowy (tkwiący w butelce z odczynnikiem, służący do pobierania małych ilości z odczynnika z butelki), wkraplacz stosowany do usuwania cieczy znad osadów.

11. tryskawka – stosowana w preparatyce chemicznej, analizie jakościowej i ilościowej do wprowadzania cieczy (roztworów), do przemywania osadów na sączkach do spłukiwania itp.

12. kolba miarowa – do sporządzania roztworów mianowanych, do cechowania na wlew w określonej temperaturze.

13. naczyńko wagowe – do odważania substancji stałych, zwłaszcza pochłaniających z powietrza parę wodna albo dwutlenek węgla lub substancje łatwo lotne.

14. trójnóg – umieszcza się na nim ceramiczny trójkąt lub siatkę azbestową do podtrzymywania tygli lub naczyń w czasie ich ogrzewania.

15. trójkąt ceramiczny – do utrzymywania tygli porcelanowych na trójnogu podczas prażenia.

16. siatka azbestowa – służy jako podkładka do ustawienia ogrzewanych zlewek, parownic i innych naczyń. Średnica krążka azbestowego powinna być większa od średnicy dna naczynia.

17. łyżeczka, łopatka – do dozowania substancji stałych.

18. rozdzielacze – do ekstrakcji. do rozdzielana dwóch nie mieszających się cieczy.

19. lejek jakościowy – stosowany w analizie jakościowej preparatyce chemicznej, do sączenia przez sączki z bibuły.

20. lejek ilościowy – do sączenia przez sączki z bibuły, stosowany w analizie ilościowej ze względu na wysoki słup ssący, przyspieszający znacznie sączenie.

21. tygle – stosowane głownie w analizie ilościowej wagowej, do prażenia osadów, do roztwarzania małych ilości substancji stałych np. w kwasach.

22. eksykator z wkładem – do przechowywania wyrażonych tygli, naczynek wagowych, preparatorów chłonących wilgoć i dwutlenek węgla. Eksykator w dolnej części wypełniony jest odpowiednim środkiem suszącym.

23. łapka do próbówek – do utrzymywania probówek w czasie ogrzewania, przenoszenia.

24. szczypce metalowe – do przenoszenia gorących tygli i innych przedmiotów.

25. parownica – do odparowywania cieczy, suszenia osadów, słabego wyprażania, do roztwarzania osadów.

26. moździerz porcelanowy – do rozdrabniania, ucierania substancji stałych.

27. bagietka – pręt szklany do mieszania.

28. inne: statyw metalowy, uchwyt do biuret, szczotki do mycia naczyń, krystalizator

2. Naczynia miarowe i użytkowe.

Naczynie miarowe – w analizie chemicznej naczynie o precyzyjnie określonej (w podanej temperaturze) pojemności (na wlew lub na wylew), zaznaczonej kreskami (tzw. miarkami), służące do odmierzania cieczy, bądź sporządzania roztworów o określonym stężeniu objętościowym.

3. Rodzaje wag i ich charakterystyka.

Ważenie polega na określaniu masy określonej substancji. Do tego celu używa się

różnego rodzaju wag. Wielkościami charakteryzującymi wagę są:

• Nośność wagi jest to największe dopuszczalne jej obciążenie, które nie spowoduje

odkształcenia belki i zniszczenia tego urządzenia.

• Czułość bezwzględna jest to najmniejsza masa, która umieszczona na szalce spowoduje

wychylenie się wskazówki z położenia zero.

• Czułość względna jest to stosunek czułości bezwzględnej do całkowitego obciążenia wagi

w danym momencie.

Podział wag w zależności od czułości

• Zwyczajne 5-10kg - czułość 1g.

• Techniczne (laboratoryjne) 100g-1kg – czułość 10mg.

• Analityczne do 200g – czułość 0,1mg.

• Mikroanalityczne 1-3g czułość 0,001mg.

5. Zasady poprawnego ważenia na wadze technicznej i analitycznej

• Waga powinna znajdować się w miejscu, które zapewnia jej ochronę przed niszczącym

działaniem atmosfery laboratoryjnej. W celu zabezpieczania wagi przed wstrząsami

ustawia się ja na stabilnym, dobrze wypoziomowanym stole.

• Nie wolno wagi obciążać powyżej wskazanej nośności wagi.

• Przed użyciem wagi należy koniecznie ja „wyzerować” – ustalić punkt zerowy.

• Podczas odczytywania wahań wagi drzwiczki powinny być całkowicie zamknięte w celu

uniknięcia zakłóceń spowodowanych prądami powietrza.

• Nie wolno kłaść niczego na szalkach dopóki waga nie jest wyłączona (zaaretowana).

Zarówno przedmiot ważony jak i odważniki należy umieszczać na środku szalek. Na

szalkach nie wolno umieszczać przedmiotów gorących, zbyt zimnych i mokrych.

• Substancji ważonych nie wolno umieszczaćbezpośrednio na szalkach. Do tego celu

należy używaćnaczyńwagowych, tygielków lub szkiełek zegarkowych.

• Zaaretowywanie i odaretowywanie wagi należy robićostrożnie, płynnym ruchem.

• Nakładanie i zdejmowanie z szalek przedmiotów ważonych i odważnikównależyrobić

przy zaaretowanej wadze. Odważnikinależynakładaći zdejmowaćz szalek za pomocą

szczypczyków.

• Po zakończeniuważenianależysprawdzićczy waga jest unieruchomiona, odważniki

zdjęte z szalek i drzwiczki zamknięte.

ĆWICZENIE 3

Stężenia procentowe, molowe; przeliczanie stężeń – zadania.

1. Pojęcie mola, masy molowej, gęstości.

Mol - jednostka liczebności substancji (liczba cząstek) równa liczbie atomów zawartych w

masie wegla-12.

Masa molowa - wielkość fizyczna wyrażona w gramach/mol; jest równa liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej.

Gęstość roztworu - to stosunek masy tego roztworu do jego objętości – ilośćgramów danej

substancji w 1 ml roztworu

$$d = \frac{m}{V}\left\lbrack \frac{g}{\text{ml}} \right\rbrack$$

2. Definicja pojęcia stężenia procentowego i molowego

Stężenie roztworuokreślazawartośćsubstancji w jednostce masy lub jednostce objętości.

Stężenia procentowe.

Najczęściej określa się stężenie w procentach wagowych (% m/m), jest to liczba gramów

danej substancji zawarta w roztworu.

$$C_{p} = \ \frac{m_{s}}{m_{r}}\ \bullet 100\%$$

CP – stężenie procentowe [%]

ms – masa substancji [g]

mr– masa roztworu [g]

100% - mnożnik

Masa roztworu (mr) jest suma masy substancji (ms) i masy rozpuszczalnika (mrozp):

m_r = ms+ mrozp

Czasami wyraża sięrównieżstężenie w procentach objętościowych(% V/V), który mówi oliczbie częściobjętościowych substancji w 10 częściachobjętościowych roztworu. Stężenie można równieżokreślićw procentach wagowo-objętościowych (% m/V), które określają liczbęgramów substancji rozpuszczonych w 100 ml roztworu.

Stężenie molowe

Stężenie molowe (Cm) jest to stosunek liczby moli (n) substancji rozpuszczonej do objętości roztworu (Vr). Roztworem 1 molowym nazywamy roztwór zawierający 1 mol danej substancji w roztworu [mol/l].

$$C_{p} = \ \frac{n}{V_{r}}\ \bullet 100\%$$

Cm – stężenie molowe [mol/l]

n – liczba moli [mol]

Vr– objętość roztworu [l].

Ćwiczenie 4

Nastawianie miana roztworów NaOH i KMnO4

1. Podstawy analizy miareczkowej:

- klasyfikacja metod miareczkowych,

- PR i PK miareczkowania, wskaźnik PK,

- roztwory mianowane.

Analiza miareczkowa jest to metoda polegająca, na tym, że do roztworu zawierającego oznaczaną substancję wprowadza się niewielkimi porcjami (miareczkami) równoważną chemicznie ilość odczynnika w postaci roztworu mianowanego (czyli roztworu o dokładnie znanym stężeniu). Znając objętość roztworu zużytego do miareczkowania (który znajduje się w biurecie) można obliczyć stężenie roztworu oznaczanego (wypełniającego kolbę).

Do rozpoznania momentu, w którym do kolby) została wprowadzona ilość odczynnika (roztworu minowanego) równoważna chemicznie oznaczanej substancji służy punkt równoważnikowy(PR) (inaczej punkt nasycenia równoważnikowego)Aby móc zaobserwować wzrokowo punkt równoważnikowy do roztworu miareczkowanego dodaje się odpowiedni wskaźnik (indykator), któryzmieni swoją barwę w chwili zakończenia reakcji między roztworem mianowanym a oznaczanym. Moment zmiany barwy to punkt końcowy miareczkowania(PK). Z założenia PR i PK powinny nastąpić jednocześnie, ale w rzeczywistości następują jeden po drugim, różnicę pomiędzy nimi nazywano błędem miareczkowania.

Zmiany zachodzące podczas miareczkowania można przedstawić graficznie. Na osi odciętych(y) oznacza się ilość zużytego roztworu mianowanego (w ml lub % całkowitej ilości potrzebnej do nasycenia równoważnikowego), na osi rzędnych (x) wartości parametru związanego ze stężeniem oznaczanego składnika (np. pH, potencjał red-oks, przewodność elektrolityczna itp.) Otrzymamy wykres - krzywą miareczkowania z wyraźnie zaznaczonym skokiem miareczkowania(różnice pH, potencjału red-oks itp.)zmiareczkowanego roztworu w punktach odpowiadających doprowadzeniu 99,9% oraz 100,1% teoretycznej ilości roztworu mianowanego.

Klasyfikacja metod miareczkowych według typu reakcji zachodzącej podczas miareczkowania.

- alkacymetria (reakcja kwas – zasada),

- kompleksometria (opiera się na tworzeniu trwałych, łatwo rozpuszczalnych związków kompleksowych),

- precypitometria (metoda wytrąceniowa, powstają związki trudno rozpuszczalne),

- redoksymetria (reakcje utleniania – oddawanie elektronów i redukcji – przyłączenie elektronów).

Roztwór mianowany jest taki, którego stężenie jest dokładnie znane (miano → stężenie). Do nastawiania miana roztworu stosuje różne metody analizy ilościowej, m.in. analizę wagową, kolorymetryczną lub miareczkową. Stężenie roztworów mianowanych podaje się w [g/ml] lub [mol/l].

2. Technika analizy miareczkowej.

Prawidłowo przeprowadzona analiza miareczkowa powinna spełniać następujące warunki:

- reakcja między roztworem miareczkowanym, mianowanym powinna zachodzić szybko,

- reakcja ta zachodzi stechiometrycznie,

- wprowadzany odczynnik nie może reagować z innymi substancjami będącymi w roztworze,

- trzeba użyć odpowiedniego indykatora, który dokładnie określi PK.

3. Alkacymetria

Alkacymetria skupia metody miareczkowe oparte na reakcjach kwas-zasada, zwane metodami zobojętniania. Oprócz kwasów i zasad można nimi równieżoznaczaćsole słabych kwasów i mocnych zasad, lub odwrotnie. Alkacymetrięmożna podzielićna:

- alkalimetrię– metoda oznaczania kwasów

- acydymetrię– metoda oznaczania zasad

W większości oznaczeńalkacymetrycznych roztwór miareczkowany nie ma w punkcie równoważnikowym odczynu dokładnie obojętnego.

Obliczanie molowości roztworu

Molowośćroztworu (C) (mol/l) najprościej można obliczyćz zależności;

$$C = \ \frac{m}{\text{MV}}$$

m – masa substancji rozpuszczonej (g)

M – masa molowa tej substancji (g/mol)

V – objętośćotrzymanego roztworu (l)

Przy znanym mianie (T) roztworu (g/ml) bardzo łatwomożna obliczyćjego stężenie molowe:

$$C = \ \frac{T\ \bullet 1000}{M}$$

Podczas miareczkowania molowośćroztworu można określićprzy pomocy drugiego roztworu o znanym mianie. Do tego celu podstawąjest równanie reakcji chemicznej.

aA + bB → cC+dD

Z równania tego wynika, że a moli substancji A reaguje z b molami substancjiB.

V_AC_A : V_BC_B = a : b

bV_AC_A = aV_BC_B

V_Ai V_B– objętości roztworów A i B (ml lub l)

C_Ai C_B– stężenia molowe roztworów A i B (mol/l)

Jeżeli znane sątrzy z w/w wielości to można wówczas obliczyćwielkośćczwartą.

$$C_{A} = \ \frac{aV_{B}C_{B}}{bV_{A}}$$

PRZEBIEG ĆWICZENIA

1. OZNACZNIE STĘŻENIA ROZTWORU HCl

1. Na wadze analitycznej odważyćm_Na2CO3 i przeniosć ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 250 cm³ .

2. Na₂CO₃ rozpuść w około 60 cm³ wody destylowanej i dolałć 4 krople oranżu metylowego.

3. Miareczkować z biurety roztworem kwasu solnego (nr 1), aż do pojawienia się barwy cebulkowej (przejściowej miedzy żółtą a czerwoną).

4. Oznaczenie wykonać na dwóch próbkach, co przedstawia poniższa tabela.

	Odważka Na2CO3 m [g]	Objętość roztworu HCl znajdująca się w biurecie przed rozpoczęciem miareczkowania Vp [cm^3]	Objętość roztworu HCl znajdująca się w biurecie po zakończeniu miareczkowania Vk [cm^3]	Objętość roztworu HClzużyta na miareczkowanie ∆V = Vp - Vk [cm^3]
Oznaczenie nr 1	0,12	3,8	29,9	26,1
Oznaczenie nr 2	0,12	11,4	35,2	23,8

1. Reakcja zachodzi zgodnie z równaniem:Na₂CO₃ +2 HCl → 2 NaCl + H₂O + CO₂

Zatem stężenie molowe kwasu można obliczyć ze wzoru

$$C_{\text{HCl}} = \ \frac{2}{1}\ \bullet \ \frac{1000\ \bullet m}{V\ \bullet M_{Na2CO3}}$$

gdzie:

1000 – przelicznik objętości na litry

M_Na2CO3 – masa molowa Na₂CO₃

M_Na2CO3 = 2 · 23 + 12 + 3 · 16 = 106 [g/mol]

1. Obliczyć stężenie molowe dla oznaczenia nr 1 i nr 2.

2. Obliczyć średnią arytmetyczną z otrzymanych oznaczeń:

1. OZNACZANIE STĘŻENIA ROZTWORU NaOH

1. Otrzymaną próbkę rozcieńczyć wodą destylowaną do kreski miarowej o objętości 250 ml i dokładnie wymieszałyśmy.

2. Odmierzyć pipetą 25 ml tego roztworu do kolby stożkowej.

3. Miareczkować wcześniej przygotowanym roztworem kwasu solnego do zmiany barwy na cebulkową.

4. Wykonać jedno oznaczenie, co przedstawia poniższa tabela:

	Objętość roztworu HCl znajdująca się w biurecie przed rozpoczęciem miareczkowania Vp [cm^3]	Objętość roztworu HCl znajdująca się w biurecie po zakończeniu miareczkowania Vk [cm^3]	Objętość roztworu HClzużyta na miareczkowanie ∆V = Vp - Vk [cm^3]
Oznaczenie nr 1	3,9	12,1	8,2

1. Korzystając ze wzoru obliczyć masę NaOH:

$$m_{\text{NaOH}} = \frac{C_{\text{HCl}} \bullet V\ }{1000\ } \bullet M_{\text{NaOH}}$$

gdzie:

1000 – przelicznik objętości na litry

M_NaOH – masa molowa NaOH

M_NaOH = 23 + 16 +1 = 40 [g/mol]

C_HCl – stężenie roztworu HCl obliczone w ćwiczeniu A [mol/dm³]

1. Ze wzoru obliczyć stężenie molowe NaOH:

$$C_{m} = \ \frac{n}{V_{r}}\left\lbrack \frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}} \right\rbrack$$

gdzie:

V_r – objętość roztworu [dm³]

n – liczba moli [mol]

$$n = \ \frac{m_{\text{NaOH}}}{M_{\text{NaOH}}}\overset{\Rightarrow}{}n = \ \frac{0,03}{40} = 0,00075\ \lbrack mol\rbrack$$

Ćwiczenie 5

POMIAR ODCZYNU ROZTWORÓW. WYZNACZANIE POJEMNOŚCI BUFOROWEJ

1. Zjawisko dysocjacji, stała i stopień dysocjacji.

Dysocjacja elektrolityczna (jonowa) – to rozpad związku na swobodne jony pod wpływem wody lub innej substancji polarnej. Proces ten jest odwracalny (obok zachodzi proces odwrotny zwany rekombinacją lub molaryzacją), przebiegający całkowicie dopiero w dużym rozcieńczeniu. Dysocjacji ulegają związki o wiązaniu jonowym lub atomowym spolaryzowanym zgodnie z poniższym równaniem:

Substancje chemiczne ulegające dysocjacji elektrolitycznej (po rozpuszczeniu lub po roztopieniu) to elektrolity i nieulegające dysocjacji to nieelektrolity.

Elektrolitami są kwasy, zasady i sole, rozpoznaje się je po tym, że ich roztwory przewodzą prąd elektryczny. Natomiast nieelektrolity to izolatory elektryczne i należą do nich w większości substancje organiczne np. alkohole, etery, ketony.

Jony to atomy lub grupy atomów obdarzone ładunkiem, kationy – dodatnim a aniony – ujemnym.

Stopień dysocjacji α – to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych n do ogólnej liczby cząsteczek rozpuszczonych danej substancji N (przed dysocjacją):

$$\alpha = \ \frac{n}{N}\ \ \ \ \ \ \ \ \ lub\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \alpha = \ \frac{n}{N}\ \bullet 100\%$$

Stopień dysocjacji opisuje ile cząsteczek elektrolitu uległo dysocjacji, jest liczbą ułamkową (α < 1), zależy od: natury substancji rozpuszczonej, jej stężenia, natury rozpuszczalnika, temperatury. Im silniejsza dysocjacja tym stopień dysocjacji jest bliższy jedności. Im mniejszy stopień dysocjacji tym słabszy elektrolit

Cząsteczki słabego elektrolitu ulegają w roztworze wodnym częściowej dysocjacji na jony:

Równowaga procesu dysocjacji ustala się natychmiast w określonej temperaturze miedzy cząsteczkami niezdysocjowanymi a jonami, tzn. w jednostce czasu liczba cząsteczek rozpadających się jest równa liczbie cząsteczek powstających z jonów.

Zgodnie z prawem działania mas, stała równowagi tej reakcji zwana stała dysocjacji słabego elektrolitu, wyraża się wzorem:

$$K = \ \frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack\left\lbrack A^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{HA} \right\rbrack}$$

gdzie nawiasy kwadratowe oznaczają stężenia poszczególnych rodzajów cząsteczek (lub jonów) wyrażone w molach na litr roztworu.

Stała dysocjacji (jonizacji) jest stosunkiem iloczynu stężeń jonów, na które rozpadł się elektrolit, do stężenia cząstek niezdysocjowanych, określa ona moc elektrolitu i charakteryzuje go lepiej niż stopień dysocjacji, gdyż zależy od temperatury i rodzaju rozpuszczalnika, a nie zależy od stężenia.

W przypadku elektrolitów mocnych można używać aktywności (stężeń pozornych) jonów, będącej wypadkową różnych wpływów, jakim ulegają jony w roztworze (przyciąganie się jonów różnoimiennych, wpływ niepełnej dysocjacji cząsteczek, wpływ hydratacji i inne):

a = f  • C

a- aktywność, C – stężenie , f – współczynnik aktywności określający jaka część molowego stężenia stanowi stężenie aktywne.

Zatem stała dysocjacji elektrolitów mocnych (termodynamiczna stała dysocjacji) ma postać:

$$K_{a} = \ \frac{a_{H^{+}}\ \bullet \ a_{A^{-}}}{a_{\text{HA}}}$$

Aktywności powinny byćstosowane we wszystkich dokładnych obliczeniach wewzorach opartych na prawie działania mas. Jednak dla elektrolitów słabych i roztworów silnie rozcieńczonych można stosowaćwzory oparte na stężeniach.

2. Autodysocjacja wody, iloczyn jonowy wody, wskaźnik pH

Autodysocjacja wody polega na tym, że dipolowa cząsteczka wody, oddziałuje swoim ujemnym (tlenowym) biegunem na jedno z jąder wodorowych innej cząsteczki wody powodując jej rozpad. Woda należy do bardzo słabych elektrolitów:

Stała dysocjacji wody ma postać:

$$K = \ \frac{\left\lbrack H^{+} \right\rbrack\left\lbrack \text{OH}^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack H_{2}O \right\rbrack}$$

W temperaturze wynosi 1,8 · 10^-16.

Gdy obie strony pomnożymy przez [H₂O] to otrzymamy iloczyn jonowy wody.

K_w =  [H⁺][OH⁻]

W danej temperaturze jest on wielkością stałą i określa zależność pomiędzy stężeniami kationów wodoru i anionów wodorotlenowych niezależnie skąd te jony pochodzą (z wody, kwasu czy zasady).K_wto przy zwiększaniu stężenia jonów H⁺tyle samo razy musi zmalećstężenie jonów OH^-.Wzrost temperatury zwiększa wartośćK_w ponieważwraz z temperaturązwiększa sięstopieńdysocjacji wody.

W temperaturze pokojowej () (stężenie wody wynosi 55,5 mol/l)

K_w =  K[H₂O] =  [H⁺][OH⁻] = 1, 8  • 10⁻¹⁶  • 55, 5 = 1  • 10⁻¹⁴

W czystej wodzie:

[H⁺] = [OH⁻] czyli [H⁺]² = 10⁻¹⁴

Zatem $\left\lbrack H^{+} \right\rbrack = \ \left\lbrack \text{OH}^{-} \right\rbrack = \ \sqrt{10^{- 14}} = \ 10^{- 7}\ mol/l$

Roztwór w którym [H⁺ ] = [OH^-] ma odczyn obojętny.

pHsłuży do oznaczania odczynu środowiska, gdzie stężenie kationów (ściślej ich aktywność) zastępujemy wykładnikiem stężenia jonów wodorowych. pH to ujemny logarytm dziesiętny ze stężenia molowego kationów wodorowych:

[H⁺] = 10^−pH   czyli     pH =   − log[H⁺]

W temperaturze pH odczynu :

kwasowego ma 0 <pH< 7,
a zasadowego 7>pH>14 (inaczej alkalicznego).

3. Indykatory odczynu roztworu

Indykatory(wskaźniki pH)– to substancje, które w zależności od pH zmieniają barwę. Są to najczęściej związki organiczne, o charakterze słabych kwasów lub zasad, których jony są inaczej zabarwione niż cząsteczki niezdysocjowane.Każdy wskaźnik ma charakterystyczną wartość pH, przy której następuje zmiana jego zabarwienia, jest to wykładnik wskaźnikapK_lnH. Przedział pH, w którym zachodzą widoczne zmiany barwy roztworu wskaźnika nazywa się zakresem wskaźnikowym tego wskaźnika. Wyróżniamy indykatory jedno-, dwu- i wielobarwne w zależności od ilości form wykazujących zabarwienie (kationy, aniony, cząstki niezdysocjowane). Praktyczne zastosowanie mają wskaźniki uniwersalne (mieszaniny różnych wskaźników pH), zmieniają one barwę w szerokim zakresie pH. Występują jako roztwory wodne lub alkoholowe dodawane do badanego roztworu albo jako papierki wskaźnikowe, na które nakrapia się badany roztwór i obserwuje zmianę barwy papierka.

Wskaźniki pH i zakresy zmian ich barwy.

1. Zieleń bromokrezolowa	2. Oranż metylowy
pH< 3,8 barwa żółta 3,8 <pH< 5,4 barwa zielona pH> 5,4 barwa niebieska	pH< 3,1 barwa czerwona 3,1 <pH< 4,4 barwa pomarańczowa pH> 4,4 barwa żółta
3. Fenoloftaleina	4. Czerwień metylowa
pH< 8,2 bezbarwna 8,2 <pH< 10,0 barwa różowa pH> 10,0 barwa malinowa (purpurowo-czerwona)	pH< 4,2 barwa czerwona 4,2 <pH< 6,2 barwa pomarańczowa pH> 6,2 barwa żółta

4. pH-metr: budowa i zasada działania

pH-metr – urządzenie do badania pH zbudowane ze szklanej elektrody, czyli rurki szklanej zakończonej cienkościenną banieczką ze szła elektrodowego, w której wnętrzu znajduje się elektrolit o stałym stężeniu (najczęściej 0,1 mol/l HCl) i elektroda wyprowadzająca (zachowująca stały potencjał w środowisku o niezmiennym stężeniu jonów Cl^-). Gdy elektrodę zanuży się w roztworze zawierającym kationy wodoru, po jej obu stronach powstaje potencjał zależny od stężenia jonów H⁺ w roztworze, a między roztworami (badanym i z wnętrza elektrody) tworzy się różnica potencjałów zależna również od stężenia H⁺, która ze względu na stałość pH roztworu elektrodowego jest jedynie funkcja stężenia jonów wodorowych badanego roztworu. Zatem pomiar pH polega na porównaniu potencjału elektrody szklanej w roztworze badanym z jej potencjałem w roztworze buforowym o znanym pH. Należy również pamiętać, że wartość pH mierzona potencjometrycznie odzwierciedla aktywność jonów wodorowych w roztworze, a nie ich stężenie, dlatego tak zmierzone pH powinno się oznaczać p_aH.

5. Roztwory buforowe, pH buforu, rodzaje buforów oraz zastosowanie.

Roztwory buforowe są to roztwory, które utrzymują pH roztworu na stałym, określonym poziomie, nawet gdy rozcieńczymy je wodą lub dodamy niewielkie ilości mocnych kwasów lub zasad. Typowe roztwory buforowe to mieszaniny roztworów słabego kwasu i jego soli powstałej z mocnej zasady np. CH₃COOH i CH₃COONa, (pod wpływem temperatury nie zmieniają pH) lub słabej zasady i jej soli utworzonej z mocnego kwasu np. NH₃ · H₂O i NH₄Cl (wraz ze wzrostem temperatury zmienia się pH).

Dla słabego kwasu i jego soli (kwas słabo zdysocjowany) (1)

stała dysocjacji przybiera postać:

$$K = \ \frac{\left\lbrack {H_{3}O}^{+} \right\rbrack\left\lbrack A^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{HA} \right\rbrack}$$

Obecność dobrze zdysocjowanej soli tego kwasu powoduje zmniejszenie dysocjacji, bo zwiększa się stężanie anionu. Natomiast kwas jest bardzo mało zdysocjowany i dlatego możemy przyjąć, że stężania niezdysocjowanych cząsteczek kwasu [HA] jest równe całkowitemu stężeniu kwasu C_k, a stężenie anionów słabego kwasu[A^-] stężeniu jego soli C_s.

$\left\lbrack {H_{3}O}^{+} \right\rbrack = K\ \ \bullet \ \frac{\left\lbrack A^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{HA} \right\rbrack} = \ K_{k}\ \bullet \ \frac{C_{k}}{C_{s}}$(2)

Jest to równanie Hendersona - Hasselbacha

Po zlogarytmowaniu: pH = pK_k − logC_k  +  logC_s

Jeżeli do takiego roztworu dodamy mocnego kwasu towprowadzone jony H₃O⁺będąsięłączyły z anionem A^- w niedysocjowane cząsteczki kwasu HA (odwrócenie reakcji (1)). Dlatego nieznacznie tylko zwiększy sięstosunek stężeń[HA] : [A^-] i początkowe pH roztworu praktycznie się nie zmieni.Gdy do roztworuwprowadzi się mocnej

zasady, jony OH^-przereagująz nie dysocjowanymi cząsteczkami kwasu.

Natomiast dla słabej zasady i jej soli (3)

stała dysocjacji wyraża się zależnością:

$K = \ \frac{\left\lbrack \text{BH}^{+} \right\rbrack\left\lbrack \text{OH}^{-} \right\rbrack}{\left\lbrack B \right\rbrack}$(4)

Gdy za [OH^-] podstawimy wyrażenie wynikające z iloczynu wodorowego to:

$$\left\lbrack {H_{3}O}^{+} \right\rbrack = \frac{\text{K\ }_{w}}{K_{z}}\ \bullet \ \frac{\left\lbrack \text{BH}^{+} \right\rbrack}{\left\lbrack \text{HBA} \right\rbrack} = \ \frac{K_{w}}{K_{z}}\ \bullet \ \frac{C_{s}}{C_{z}}$$

Po zlogarytmowaniu: pH = pK_w −  pK_z − logC_s  +  logC_z

Ze wzorów (2) i (4) wynika, że stężenie jonów wodorowych (czyli równieżpH) roztworu buforowego składającego sięze słabego kwasu i jego soli zależy od stałej dysocjacji kwasu HA oraz od stosunku stężeńkwasu HA i sprzężonej z nim zasady A^-, natomiast dla buforu złożonego ze słabej zasady i jej soli z mocnym kwasem pH jest funkcjąstosunku stężeń słabej zasady i sprzężonego z niąkwasu. Zgodnie z teoriąBrőnsteda do obliczania pH roztworów buforowych obydwutypów możemy posłużyć się poniższym wzorem, bo w obu przypadkach mamy do czynienia ze sprzężonymi układami kwasu i zasady:

$$pH = pK_{k} - log\frac{C_{z}}{C_{k}}$$

Otrzymane równania umożliwiająobliczenie pH buforów o dowolnym składzie, posługujemy sięnimi gdy chcemy przygotowaćroztwory o określonym pH.

Zastosowanie roztworów buforowych

Roztwory buforowe odgrywająszczególnie ważnąrolęw przemyśle farmaceutycznym i w biochemii, gdzie często przeprowadzane procesy wymagająstałości pH środowiska. Często używa sięich równieżw procesach technologicznych oraz w chemii analitycznej (przy rozdzielaniu kationów i anionów).

Najczęściej używane bufory:

- bufor fosforanowy (NaH₂PO₄i Na₂HPO₄)

- bufor amoniakalny (NH₄⁺i NH₃)

- bufor octanowy (CH₃COOH i CH₃COONa)

- bufor węglanowy (H₂CO₃i NaHCO₃).

Pojemność buforowa β – liczba moli mocnej zasady lub kwasu, która musi być dodana do litra roztworu, aby spowodować zmianę jego pH o jednostkę (znak minus gdy do roztworu wprowadzano mocny kwas). Inaczej jest to zdolność buforowania roztworu i zleży ona od stężenia roztworów buforowanych.

$$\beta = \left( - \right)\frac{dC_{z}}{d(pH)}\ \ \ \ \ lub\ \ \ \ \ \beta = ( - )\ \frac{B}{pH}$$

dC_z – nieskończenie mały przyrost stężenia zasady

∆B – dodana ilość mocnej zasady (w molach na litr)

d(pH) lub ∆pH – nieskończenie mały lub skończony przyrost pH

Gdy zwiększamy ilości dodawanego kwasu lub zasady to pojemość buforowa dąży do zera i gdy je osiągnie to znaczy że gdy cała zawarta w buforze sól zamieniła sięw słaby kwas, lub teżcały kwas zostanie przeprowadzony w sól.

Największą pojemność buforową mają roztwory, w których pH = pK_k lub pH = pK_z, wtedy wartość pojemości buforowej wyraża wzór:

β = 0, 58  • C

Praktyczny zakres stosowania buforu jest ograniczony w przybliżeniu do wartości pH w granicach pK ±1. Pojemnośćbuforowa zależy równieżod stężenia roztworów buforowych, ich rozcieńczanie powoduje zmniejszenie pojemności buforowej, choćnie zmienia ich pH.

Jeśli chcemy buforowaćroztwór, którego pH znacznie odbiega od żądanej wartości to należy doprowadzićgo do przybliżonej wartości pH, dodając kwasu lub zasady i dopiero potem dodaćbuforu.

PRZEBIEG ĆWICZENIA

1. OKREŚLENIE I POMIAR ODCZYNU ROZTWORÓW O NIEZNANYM pH

1. za pomocą wskaźników

Każdy z badanych roztworów przeniesiono do czterech probówek (ok. 5 ml na probówkę). Do dyspozycji mieliśmy oranż metylowy, zieleń bromokrezolową, fenoloftaleinę i czerwień metylową. Do każdej z probówek dodano 1-2 krople odpowiedniego wskaźnika. Określono pH roztworu na podstawie podanych zakresów zmian barwy wskaźnika.Obserwacje i wnioski zamieszczono w tabeli.

1. za pomocą papierka wskaźnikowego

Kroplę każdego z roztworów za pomocą szklanej bagietki przeniesiono na papierki wskaźnikowe i porównując barwę ze wzorcem określono pH oraz odczyn roztworów.

1. pomiar pH roztworów za pomocą pH-metru

pH roztworu I i II zostały mierzone pH-metrem, wyniki zamieszczono w tabeli poniżej.

Wskaźnik	Roztwór I	Roztwór II
	Obserwacje (barwa)	Wnioski
Oranż metylowy	czerwona	pH< 3,1
Zieleń bromokrezolowa	żółta	pH< 3,8
Fenoloftaleina	bezbarwna	pH< 8,2
Czerwień metylowa	czerwona	pH< 4,2
Odczyn	Kwaśny	Zasadowy
Papierek wskaźnikowy	pH = 2	odczyn kwaśny
pH-metr	pH = 2	odczyn kwaśny

1. WYZNACZANIE POJEMNOŚCI BUFOROWEJ.

1. Do zlewki o pojemności do 100 ml wlano 50 ml buforu, odmierzyć przy użyciu kolby miarowej.

2. Do drugiej identycznej(100 ml) zlewki wlać 50 ml wody destylowanej.

3. Za pomocą pH-metru zmierzyćpH obu cieczy.

4. Następnie do obu zlewek z dodać po 2,5 ml 0,1 mol/l roztworu kwasu solnego HCl.

5. Po wymieszaniu znów zmierzyćpH przy pomocy pH-metru.

6. Pomiary zebrać w tabeli:

	bufor	woda destyowana	bufor + HCl	woda destylowana + HCl
pH	5,55	5,60	5,41	3,2

7. Obliczyć pojemność buforową z poniższego wzoru:

$\beta = - \ \frac{1000 \bullet n}{pH \bullet V}$ $\left\lbrack \frac{\text{mol}}{\text{ml}} \right\rbrack$

n – liczba moli kwasu HCl dodanego do rotworu

V – objętość buforu/wody destylowanej (ml)

ΔpH – zmiana pH buforu/wody destylowanej

1000 – przelicznikobjętości na litry

8. Określić charakter badanego buforu i podać jego nazwę.

Oceniając po zapachu można wywnioskować, że badany bufor jest buforem octanowym (CH₃COOH i CH₃COONa), którego zakres pH wynosi od 3,5 do więc jego charakter jest kwasowy.

Ćwiczenie 6

OZNACZANIE ŻELAZA METODĄ FOTOKOLORYMETRYCZNĄ

1. Podział i ogólna charakterystyka metod instrumentalnych

Podział metod instrumentalnych:

• Metody optyczne - metody analityczne wykorzystujące światło i jego oddziaływania z materią.

• Metody elektrochemiczne - analiza zjawisk, które zachodzą w elektrodach gdy przez daną substancję lub jej roztwór przepływa prąd. Metody te wykorzystują elektrody jonoselektywne

• Metody chromatograficzne – są wykorzystywane do analizy i rozdzielania mieszanin. Wykorzystuje się tu różnice zachowania składników substancji w fazie ruchomej i stacjonarnej.

Spektrofotometria jest jedną z metod optycznych. Wykorzystuje absorpcję światła w nadfiolecie (UV), podczerwieni(IR) i zakresie widzialnym (VIS). Polega na selektywnej absorpcji promieniowania elektromagnetycznego przez roztwór badanej substancji.

Światło widzialne to fale elektromagnetyczne z przedziału 380-780 nm. Barwa ciała świadczy o tym, że przepuszcza ono lub absorbuje promieniowanie z tego właśnie zakresu. Zabarwienie jest dopełnieniem barwy promieniowania absorbowanego.

2. Podstawy absorpcjometrii.

Natężenie promieniowania (padającego) elekromagnetyczne monochromatycznego (I₀),gdy przechodzi przez dany ośrodek ulega częściowemu odbiciu (I_R) i częściowej absorpcji (I_A), reszta zostaje przepuszczana(I_T). Wyjątek stanowią roztwory, gdzie odbicie światła jest tak znikome, że można je pominąć.

I₀ = I_A + I_R + I_T

W przypadku roztworów: I₀ = I_A + I_T

Prawo Boguera i Lamberta - zależność natężenia światła przepuszczonego (I_T) od grubości warstwy substancji (l), przez którą to promieniowanie jest przepuszczane wygląda następująco:

I_T = I₀ • 10^−kl

gdzie k (współczynnik ekstynkcji) jest odwrotnie proporcjonalny do grubości warstwy (cm), która powoduje 10-krotne zmniejszenie natężenia promieniowania, które przez tę warstwę przechodzi.

Prawo Beera – współczynnik ekstynkcji (absorpcji) danego roztworu jest wprost proporcjonalny do stężenia substancji absorbującej światło C:

k = k₁ • C

Połączenia obu tych praw jest prawo Boguer-Lambert i Beera – absorbancja jest proporcjonalna do stężenia substancji i grubości warstwy roztworu:

I_T = I₀ • 10^−k₁lC

$$\log\frac{I_{0}}{I_{T}} = k_{1} \bullet l \bullet C = A$$

A – absorbancja (ekstynkcja), mierzy się ja w spektrofotometrze. Jest to wielkość fizyczna służąca do określenia ilości zaabsorbowanego promieniowania

k₁ – stała zależna od długości fali światła padającego, temperatury i natury rozpuszczonej substancji; gdy stężenie jest podane w mol/l nazywamy go molowym współczynnikiem absorpcji i oznaczamy ε, wtedy:

A = ε • c • l

c – stężenie molowe

Absorpcja promieniowania to pochłanianie promieniowania elektromagnetycznego przez materię. Na skutek absorpcji natężenie wiązki światła padającego na ośrodek ulega zmniejszeniu. Każda z substancji pochłania charakterystyczne dla siebie długości fali. Zdarza się, że dotyczy to jednej z długości wówczas możemy mówić o absorpcji selektywnej. To jaka długość fali będzie pochłaniana zależy od rodzaju substancji z jaką mamy do czynienia. Jeśli substancje absorbują fale o tej samej długości to różnią się one intensywnością w pochłanianiu.

Krzywa wzorcowa – krzywa przedstawiająca zależność absorpcji od stężenia substancji w danym barwnym roztworze spełniającym prawo Beera. Korzystając z krzywej można odczytać absorbancję roztworu o nieznanym stężeniu i z równania krzywej wzorcowej odczytać to stężenie.

Liniowa zależność A od C zgodna z prawem Beera jest zachowana tylko w przypadku, gdy c<10^-2 mol/l. W przypadku wyższych stężeń dochodzi do odchyleń spowodowanych oddziaływaniem między cząsteczkami. Najlepiej jest tak dobierać stężenia badanych roztworów, aby wartość absorbcji na przekraczała 1 Inne odchylenia mogą wynikać także z niedoskonałości wykorzystywanej aparatury (zbyt duża szerokość spektralna wiązki światła, zbyt duży poziom światła rozproszonego, niska czułość detektora).

Widmo absorpcji - widmo, które powstaje podczas przechodzenia promieniowania elektromagnetycznego przez ośrodek absorbujący.

Wybór długości fali przy której mierzy się absorbancję roztworu zależy od kształtu widma absorpcji, który uzależniony jest od: stanu skupienia, temperatury, rozpuszczalnika, zanieczyszczeń i pH. Widmo charakteryzuje liczba pasm absorpcji (maksimów), długość fali bądź częstotliwość odpowiadająca maksimum oraz natężenie i kształt pasma absorpcji.

Maksymalnej absorbancji (A_max) odpowiada maksymalna długość fali (λ_max) i służy do wyznaczania krzywej wzorcowej oraz oznaczania nieznanych stężeń.

3. Zasada działania spektrofotometru

Spektrofotometria jest metodą optyczną, która za badany układ przyjmuje cząsteczkę.

Barwne związki posiadają wiązania nienasycone, a barwa ta zależy od grupy atomów powiązanych z tymi wiązaniami – są to chromofory. Każdy z nich ma charakterystyczne dla siebie pasmo absorpcyjne (niezależnie od tego w jakim związku występuje), które ulega zmianie w otoczeniu innych atomów lub chromoforów. Na skutek tej zmiany pasmo może przesuwać się w stronę fal dłuższych (przesunięcie batochromowe) lub krótszych (przesuniecie hipsochromowe), natomiast natężenie pasma może ulec zwiększeniu (efekt hiperchromowy) lub zmniejszeniu (efekt hipochromowy). Grupy atomów wpływające na te zmiany - nie absorbują promieniowania, ale ich obecność powoduje zmiany charakterystyk spektralnych to auksochromy.

Budowa spektrofotometru

Źródłem promieniowania są lampy emitujące promieniowanie z zakresu światła widzialnego. Wiązka promieniowania przechodzi następnie przez siatkędyfrakcyjnąlub pryzmat w celu monochromatyzacji promieniowania o wąskim, ściśle określonym zakresie. Roztwór badany umieszcza sięw kuwecie szklanej (dla zakresu widzialnego) najczęściej o grubości . Kuwetę znajduje sięw komorach zapewniając takie ustawienie aby roztwór znajdował sięna drodze zmonochromatyzowanego promieniowania. Dalej promieniowanie trafia do detektora, przetwarzającego promieniowanie elektromagnetyczne na energięelektryczną. Sygnał elektryczny proporcjonalny jest do odbieranego sygnału optycznego.

PRZEBIEG ĆWICZENIA

1. OZNACZENIE ŻELAZA OGÓLNEGO METODĄ RODANKOWĄ

Jony rodankowe NCS^-reagująz jonami żelaza Fe³⁺ tworząc Fe(SCN)²⁺, Fe(SCN)²⁺ itd., aż do Fe(SCN)₆^3- o barwie czerwonej. Stężenie reagentów i pH środowiska mają wpływ na to, które z kompleksów przeważają w roztworze. W oznaczeniach spektrofotometrycznych, w których stosuje się duże rozcieńczenia przeważają kompleksy pierwsze z szeregu. Ponieważ kompleksy o większym stosunku SCN : Fe mają intensywniejsze zabarwienie.

Do ćwiczenia użyć 6 kolb stożkowych, które wcześniej przygotowanych przez pracowników laboratorium. Opisano je kolejno cyframi „0” („próba” ślepa), „2”, „3”, „4” oraz „próba badana”.

1. Do kolby stożkowej „0” wlać 100 ml wody destylowanej.

2. Do kolby stożkowej „próba badana” odmierzyć, używając kolby miarowej 100 ml badanego roztworu o nieznanym stężeniu żelaza.

3. Do kolb stożkowych „1 – wlać roztwory wzorcowe żelaza, które należy przygotować w następujący sposób:

Do kolby miarowej o pojemości 100 ml odmierzyć odpowiednio : 0,3 ml; 0,7ml; ; 2,0 ml roztworu wzorcowego żelaza Fe(III) o stężeniu 0,1 mg/ml, dopełnić do 100 ml wodą destylowaną i przelać do kolby stożkowej z odpowiednim numerem.

W wyniku czego w kolbach stożkowych „1 – znajduje się odpowiednio 0,03; 0,07; 0,12; 0,20 mg Fe/100 ml.

4. Do każdej kolby dodałyć 10 ml roztworu HCl (1:1) i 0,5 ml H₂O₂ (3%) i zamieszać roztwór.

5. Po upływie 5 minut dodać 5 ml rodanku potasowego (KSCN) i zamieszać.

6. Zmierzyćabsorbancję na spektrofotometrze przy długości fali 480 nm, jako odnośnik użyć „próby ślepej”.

7. Przedstawić wyniki w formie tabeli:

Nazwa odczynnika	Absorbancja A
0	0,000
1	0,021
2	0,043
3	0,076
4	0,120
Próba badana	0,090

8. Narysować krzywą kalibracyjną (przy więcej niż jeden pomiarach należy posłużyć się średnią wartością zmierzonej absorbancji).

9. Z krzywej wzorcowej odczytać wartość stężenia w próbie badanej (mg/100 ml) i obliczyć stężenie Fe (III) w mg/l (pomnożyć przez 100

Ćwiczenie 7

BADANIE WŁŚCIWOŚCI WODY ZAROBOWEJ, CZ. 1

Woda zarobowa –woda, którą używa się do zarabiana betonów i zapraw w budownictwie. Pełni ona zasadniczą role w procesach wiązania i twardnienia spoiw cementowych.

W procesach tych:

- składniki spoiwa częściowo rozpuszczają się w wodzie, ulegając przy tym hydrolizie i hydratacji,

- z nasyconego roztworu wodnego wydzielają się produkty uwodnione w postaci koloidalnej, jest to okres tracenia przez masę plastyczności – proces wiązania

- produkty uwodnienia przechodzą ze stanu koloidalnego w stan krystaliczny.

Słabe siły Van der Vaalsa działające między cząsteczkami koloidalnego osadu zostają zastąpione znacznie większymi siłami wiązań atomowych i jonowych, działających pomiędzy elementami sieci krystalicznej. W miarę postępu procesu krystalizacji, cała masa stopniowo twardnieje i wzrasta jej wytrzymałość.

W omawianych procesach bierze udział część wody zarobowej, która odpowiada w przybliżeniu stosunkowi w/c (woda/cement) równemu 0,25. Pozostała ilość wody ma na celu uzyskanie odpowiedniej konsystencji mieszanki betonowej.

Po związaniu i stwardnieniu betonu część wody pozostaje w nim zawarta w porach o zróżnicowanym kształcie, których wymiary mieszczą się w granicach od 0,001 do kilku mikrometrów.

Wodę używaną do zarabiania betonów i zaprawa należy poddać analizie chemicznej. Wyjątek stanowi woda pochodząca z sieci wodociągowej lub innych źródeł wody pitnej.

Zastosowanie wody o niewłaściwym składzie chemicznym może spowodować:

- zaburzenia procesu wiązania, wywołując nieplanowane spowolnienie lub przyspieszenie,

- pogorszenie właściwości wytrzymałościowych betonu,

- pogorszenie trwałości betonu podczas eksploatacji,

- pojawienie się plam na powierzchni betonu,

- korozję zbrojenia z żelbecie

1. Parametry fizyczne i chemiczne

Barwapowinna odpowiadać barwie wody wodociągowej albo być żółtawobrązowa lub jaśniejsza. Jednostką barwy jest zabarwienie jakie nadaje 1mgPt zawartej w chloroplatynianie potasowym K₂PtCl₆ rozpuszczonym w 1 dm³ wody destylowanej z dodatkiem 0.5 mg chlorku kobaltowego CoCl₂×6H₂O.

Czynniki wpływające na zmianę barwy wody i zakres jej zmienności

Naturalna barwa wody, jej odcieńi intensywnośćpochodzi i zależyzazwyczaj od substancji humusowych. Skala barw wody jest bardzo szeroka, odzabarwienia lekko żółtego do barwy brązowej. Wody podziemne posiadająmałąskaląbarwy naturalnej (5-20 gPt/m3), barwa wód powierzchniowych jest zmienna w szerokichgranicach, z powodu ścieków przemysłowych z produkcji barwników, farb iprzemysłu tekstylnego, produkcji celulozy, które nadająwodzie barwęspecyficzna. Barwa wód powierzchniowych może się również zmieniać na skutek rozwoju mikroorganizmów tzw. „zakwit”.

Metody oznaczania

- metoda porównawcza, wykorzystująca skalę wzorcowych roztworów platynowo-kobaltowych lub dwuchromianowo-kobaltowych. Ma zastosowanie przy badaniu wód naturalnych o barwie identycznej lub bardzo zbliżonej do barwy roztworów wzorcowych;

- metoda opisowa, charakteryzującą jakościowo rodzaj zabarwienia i ilościowo jego intensywność przez oznaczenie liczby progowej barwy wykorzystuje się ja przy badaniu ścieków.

Zapach - woda nie powinna wydzielać zapachu gnilnego. Rozróżnia się trzy zasadnicze grupy zapachów: roślinny (np. zapach ziemi, siana, trawy, torfu , mchu i kwiatów), gnilny (np. zapach siarkowodoru, stęchlizny, pleśni, fekaliów), specyficzny (np. chlor). Wyróżnia się 6 stopni natężeń zapachu od 0 – brak do 5 – bardzo silny.

Czynniki wpływające na zmianę zapachu wody i zakres jego zmienności

Zapach wód naturalnych może się zmieniać na skutek występujących w nich różnych wonnych substancji, pochodzenia organicznego, ale także nieorganicznego np. siarkowodór i fosforowodór, związki lotne, produkty rozkładu substancji organicznych, wyższe drobnoustroje. Może także pochodzić od zanieczyszczeń ściekami bytowo-gospodarczymi lub przemysłowymi. Naturalne zapachy wód powierzchniowych są powodowane przez glony (wydzielające olejki eteryczne, szczególnie intensywne w czasie zakwitów), pleśnie, grzyby wodne i pierwotniaki, osady denne oraz procesy fizykochemiczne i biologiczne.

Metody oznaczania

- oznaczanie na zimno (wykonywane w temperaturze ): odmierzyć do kolby stożkowej 100cm³ badanej wody, dokładnie wymieszać i wąchać przy wylocie kolby, określić rodzaj zapachu i jego intensywność;

- oznaczanie na gorąco: odmierzyć do kolby stożkowej 100cm³ badanej wody, przykryć szkiełkiem zegarkowym i podgrzać na łaźni wodnej do temp.60°C. Po zdjęciu z łaźni wymieszaćzawartośćkolby i niezwłocznie oznaczyćrodzaj i intensywnośćzapachu.

Zawiesinanie więcej niż 4 ml osadu, czyli woda nie powinna zawierać grudek i kłaczków.

Czynniki wpływające na obecność zawiesiny w wodzie i zakres jej zmienności

Zawiesina powstaje na skutek występowania w wodzie nierozpuszczonych substancji nieorganicznych i organicznych jak np., substancje humusowe (czyli kawas huminowy, ulminowy i kreonowy), plankton, drobnoustroje cząstki piasku, gliny, iły, cząstki osadów dennych zawierających znaczne ilości wodorowęglanów wapnia, manganu lub żelaza.

Odczyn pHnie mniejszy niż 4 (pH ≥ 4), odczyn większości wód naturalnych wynosi 6,5 – 8,5.

Zaczyn cementowy wykazuje właściwości wiążące w środowisku zasadowym.

Czynniki wpływające na zmianę odczynu pH wody i zakres jego zmienności.

Odczyn wód zależy od: zanieczyszczeń środowiska, charakteru podłoża (mogą być z niego wymywane np. kwaśne związki), zawartości węglanów i CO₂ (wody węglanowe są zasadowe), rodzaju wód w zlewni (wody leśne i bagienne są zwykle kwaśne), skał magmowych i osadowych.

Kwasowość wody - to zdolnośćdo zobojętniania dodawanych do niej silnych zasad nieorganicznych lub węglanów wobec umownych wskaźników. Reakcje zobojętniania za pomocązasad przedstawia równanie

H⁺ + OH^- = H₂O

CO₂ + OH^-= HCO₃^-

Czynniki wpływające na zmianę kwasowości wody i zakres jej zmienności.

Kwasowość wód naturalnych wywołana jest obecnością w nich wolnego, nierozpuszczonegodwutlenku węgla, słabych kwasów organicznych (humusów) oraz produktów hydrolizysoli żelaza lub glinu, wprowadzonych do wody podczas procesu koagulacji. W analityce rozróżnia się dwa rodzaje kwasowości wody:

- kwasowość mineralną spowodowana mocnymi kwasami nieorganicznymi, występuje gdy pH<4,5 i oznacza się ją wobec oranżu metylowego (używając mianowanego roztworu NaOH), woda ma wtedy charakter silnie korozyjny w stosunku do betonu, żelaza i innych metali, dlatego kwasowość mineralna jestniedopuszczalna w wodach użytkowych.

- kwasowość ogólnaspowodowana CO2 i słabymi kwasami organicznymi, występuje gdy pH< 8,3 i oznacza sięjąwobec fenoloftaleiny, kwasowość ta ze względu na higienęnie ma większego znaczenia.

Zasadowość wody- to zdolnośćwody naturalnej do zobojętniania dodawanych do niej mocnych kwasów nieorganicznych (tj. przyjmowania protonów) do określonego pH wobec umownych wskaźników.

Czynniki wpływające na zmianę zasadowości wody i zakres jej zmienności.

Zasadowość wód spowodowana obecnościąwodorowęglanów, węglanów (głównie metali alkalicznych), rzadziej wodorotlenków, boranów, krzemianów i fosforanów. Gdy pH<8,3 występująprzeważnie wodorowęglany Ca(HCO3)2, Mg(HCO₃)₂, Fe(HCO₃)₂, rzadziej NaHCO₃. W wodach zanieczyszczonych ściekami przemysłowymi (kiedypH>8,3) mogąwystępowaćobok anionów słabych kwasów jak np. HCO₃^- , CO₃^2-, H₂PO₄^-,HPO₄^2-, SiO₃^2- oraz mocne zasady jak NaOH, KOH i Ca(OH)2, które dysocjujązwytworzeniem jonów OH^-.

Wyróżniamy dwa rodzaje zasadowości:

- zasadowość ogólnaMoznaczana wobec oranżu metylowego przy pH> 4,5, występują wtedy aniony wodorowęglanowe HCO₃^- i CO₃^2-.

- zasadowość mineralna F oznaczana wobec fenoloftaleiny przy pH> 8,3, występują wtedy jony OH^- i CO₃^2-.

(zasadowość pochodząca od 3 jonów nie występuje)

Zasadowość ma znaczenie przy oznaczaniu twardości wody.

Wody naturalne mogą jednocześnie wykazywać zasadowość i kwasowość ogólną. Ma to miejsce szczególnie w wodach o wysokiej twardości węglanowej i dużej zawartości dwutlenku węgła. Zjawisko to jest możliwe, gdyż wywołane jest przez współistniejące ze sobą składniki wody, które tworzą układ buforowy wody naturalnej (H₂CO^3-, HCO^3-).

Metody oznaczania w przebieg ćwiczenia.

Wymagania dotyczące wstępnej oceny wody zarobowej

Wymaganie wstępne
1
2
3
4
5
6
7

PRZEBIEG ĆWICZENIA

A. OZNACZNIE: BARWY, ZPACHU I pH WODY, OBECNOŚCI W WODZIE DETERGENTÓW, OLEJÓW I TŁUSZCZÓW, ZAWIESINY

1. Do szklanego naczynia z korkiem na szlif odmierzyć cylindrem 100 ml badanej wody o nr. 1 i 2.

2. Wylot naczynia zamknąć korkiem, wstrząsnąć silnie przez 30 sekund i po uchyleniu korka natychmiast sprawdzić obecność zapachu, innego niż zapach czystej wody.

3. Odstawić wodę na 30 minut w miejscu nie narażonym na drgania.

4. Po 2 minutach sprawdzić, czy utrzymuje się piana i czy są wizualne oznaki obecności tłuszczów.

5. Po 30 minutach zaobserwować barwę wody przez porównanie z wodą wodociągową i określić obecność zawiesin

6. Zmierzyć pH wody pH-metrem

B. OZANCZENIE OBECNOSCI SUBSTANCJI HUMUSOWYCH

1. Do probówki odmierzyć pipetą 5 cm³ badanej wody.

2. Dodać używając pipety 5 cm3 6 % roztworu wodorotlenku sodu NaOH.

3. Wodę pozostawić na 1 h, po tym czasie obserwować zabarwienie wody; woda spełnia wymagania normy, gdy jest żółtobrązowa lub jaśniejsza.

C. OZNACZANIE KWASOWOŚCI I ZASADOWOŚCI

W zależności od pH wody wykonać podane niżej oznaczenia:

• Oznaczenie kwasowości ogólnej K_og (F)

Do kolby stożkowej odmierzyć z pomocą kolby stożkowej 100 ml badanej wody. Dodać 3-4 krople fenoloftaleiny i miareczkować 0,05 molowym roztworem NaOH do słabo różowego zabarwienia utrzymującego się prze co najmniej 3 minuty.

• Oznaczenie kwasowości mineralnej K_m (M)

Do kolby stożkowej odmierzyć z pomocą kolby stożkowej 100 ml badanej wody. Dodać 3-4 krople oranżu metylowego i miareczkować 0,05 molowym roztworem NaOH do zmiany barwy na żółtą.

Kwasowość obliczyć wg wzoru:

$$K = \ \frac{C\ \bullet a\ \bullet 1000}{V}\frac{\text{mmol}}{\text{dm}^{3}}$$

a – objętość NaOH użyta na zmiareczkowanie próby [ml]

C – stężenie molowe roztworu NaOH [mol/dm³]

V – objętość badanej próby wody [ml]

1000 – przelicznik objętości roztworu na litry

• Oznaczenie zasadowości wobec fenoloftaleiny Z_F (mineralna)

Do kolby stożkowej odmierzyć z pomocą kolby stożkowej 100 ml badanej wody. Dodać 3-4 krople fenoloftaleiny. Zabarwioną na różowo wodę należy zmiareczkować 0,1 molowym roztworem HCl do zaniku barwy.

• Oznaczenie zasadowości wobec oranżu metylowego Z_M (ogólna)

Do kolby stożkowej odmierzyć z pomocą kolby stożkowej 100 ml badanej wody. Dodać 3-4 krople oranżu metylowego. Nastepnie miareczkować 0,1 molowym roztworem HCl do zmiany barwy na żółtoróżową.

Kwasowość obliczyć wg wzoru:

$$Z = \ \frac{C\ \bullet b\ \bullet 1000}{V}\frac{\text{mmol}}{\text{dm}^{3}}$$

b – objętość HCl użyta na zmiareczkowanie próby [ml]

C – stężenie molowe roztworu NaOH [mol/dm³]

V – objętość badanej próby wody [ml]

1000 – przelicznik objętości roztworu na litry

Ćwiczenie 8

BADANIE WŁŚCIWOŚCI WODY ZAROBOWEJ, CZ. II

Składnikami, które w sposób zasadniczy wpływają na jakość wody zarobowej są: siarczany, siarczki, kwasy, cukier, substancje humusowe.

1.Parametry chemiczne:

Twardość ogólna (całkowita)–nie więcej niż 10 mval/dm3, 28 ° n.

Twardość ogólna twardość wody surowej, która jest sumą twardości węglanowej (przemijającej) i niewęglanowej (nieprzemijającej). Twardość jest to właściwość, która polega na zużywaniu pewnych ilości mydła bez wytworzenia piany, wynikającego z obecności w wodzie jonów Ca, Mg, Mn, Al, Zn, tworzących z mydłem dodawanym do wody nierozpuszczalne sole (im jest ich więcej tym woda jest twardsza). Pienienie się roztworu następuje dopiero po ich strąceniu. Zawartość wapnia i magnezu w wodach naturalnych jest dużo większa od innych wymienionych pierwiastków, dlatego twardość wody naturalnej zależy głównie od obecności jonów Ca²⁺ i Mg²⁺. Sole wapnia i magnezu występująw wodach naturalnych jako wodorowęglany Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, albo jako siarczany, chlorki, azotany i inne związki. W wodach naturalnych zawartośćCa jest większa od Mg, przy czym rozpuszczalnośćMgCO₃ jest większa od CaCO₃, czyli MgCO₃ jest obecny w wodzie, natomiast CaCO₃ praktycznie nie istnieje w formie rozpuszczonej. Sole wapnia i magnezu występująw wodach naturalnych przeważnie w postaci wodorowęglanów Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂, albo jako siarczany, chlorki, azotany i inne związki.

Twardość węglanowa(Tw_WCa, Tw_WMg) spowodowana obecnością wodorowęglanów, węglanów i wodorotlenków wapnia i magnezu: Ca(HCO₃)₂, CaCO₃, Ca(OH)₂, Mg(HCO₃)₂, MgCO₃, Mg(OH)₂Twardość ta podczas gotowania wody () ulega zmniejszeniu na skutek rozkładu wodorowęglanów i hydrolizie powstających węglanów

Me(HCO₃)₂→ MeCO₃ + H₂O + CO₂↑

MeCO₃ + H₂O → Me(OH)₂ + CO₂↑

Me - jon Ca lub Mg

Twardość niewęglanowa (Tw_NCa, Tw_NMg) spowodowana obecnością chlorków, siarczanów, azotanów oraz krzemianów wapnia i magnezu CaSO₄, CaCl₂, Ca(NO₃)₂, MgSO₄, MgCl₂, Mg(NO₃)₂.

Jednostki twardości wody

Twardość wody można wyraża w różnych jednostkach. Najbardziej rozpowszechnione jest stosowanie stopni twardości. W celu ujednolicenia oznaczania twardości przyjęto wyrażać twardość w uniwersalnych jednostkach chemicznych w milimolach jonów Ca i Mg zawartych w 1dm³ (mmol/dm³). Inne jednostki:

- stopień niemiecki (°n) – zawartość jonów wapnia, magnezu, żelaza równoważnej 10 mg CaO w 1 dm³ wody,

- stopień francuski (°fr) – zawartość jonów wapnia, magnezu, żelaza równoważnej 10 mg CaCO₃ w 1 dm³ wody,

- stopień angielski (°ang) - zawartość jonów wapnia, magnezu, żelaza równoważnej 5 mg (jonów) Ca²⁺ w 1 dm³ wody,

- 1 miliwal (mval) – zawartość 1 miligramorównoważnika jonów wapnia, magnezu w 1 dm³ wody.

	mmol/dm^3	mval/dm^3	°n [10 mg CaO/dm^3]	°fr [10 mg CaCO3/dm^3]	°ang [5 mg/dm^3]
mmol/dm^3	1	2	5,6	10
mval/dm^3	0,5	1	2,8	50	3,5
°n	0,179	0,357	1	1,79	1,25
°fr		0,2	0,56	1	0,7
°ang		0,286	0,8	1,43	1

Skala twardości wody

Woda	Stopnie twardości	mg CaO/dm^3
Bardzo miękka	0 - 5	0 - 50
Miękka	5 - 10	50 - 100
O średniej twardości	10 - 15	100 - 150
O znacznej twardości	15 - 20	150 - 200
Twarda	20 - 30	200 - 300
Bardzo twarda	powyżej 30	powyżej 300

Wodę można zmiękczyć (usunąć twardość) poprzez ogrzewanie, destylację, działanie mlekiem wapiennym, sodą fosforanami, detergentami, mydłami.

Zwartość siarczanów - wodzie, wyrażona jako SO₄^2-, nie powinna przekraczać2000 mg/l.

Siarczany w stosunku do betony są bardzo niebezpieczne Jony siarczanowe SO₄^2- reagują ze składnikami zaczynu cementowego, tworząc związki znacznie zwiększające swoja objętość. Krystalizują z przyłączeniem większej ilości cząsteczek wody np. sól Candlota. Siarczany wprowadzone w nadmiernej ilości do środowiska reagują z wodą zarobową, wywołując korozje betonu.

Zawartość cukrów - maksymalna zawartość to 100 mg w 1 dm³ wody.

Cukry są związkami organicznymi zaliczanymi do grupy węglowodanów. Sacharoza C6H12O6 tworzy z wodorotlenkiem wapniowym cukrzany wapniowe. Obecność cukru w wodzie zarobowej jest bardzo szkodliwa, gdyż hamuje proces wiązania betonu i obniża jego wytrzymałość. W niektórych przypadkach obecność cukru może całkowicie uniemożliwić wiązania.

Tabela 1. Wpływ zanieczyszczeń wody zarobowej na procesy wiązania i jakość betonu

Rodzaj zanieczyszczenia	Efekty działania
Kwasy	Mocne kwasy mineralne reagują ze składnikami cementu i betonu, tworząc rozpuszczalne związki; utrudniają lub uniemożliwiają wiązanie cementu
Oleje, tłuszcze, detergenty	Zakłócają proces wiązania cementu i mogą obniżać wytrzymałość betonu
Substancje humusowe	Utrudniają wiązanie cementu
Siarkowodór i sole	Utrudniają wiązanie cementu, po utlenieniu tworzą siarczany
Chlorki	Przyspieszają proces wiązania w niskich temperaturach, lecz wywołują korozję zbrojenia
Siarczany	Zakłócają procesy wiązania, mogą reagować ze składnikami betonu, wywołując w środowisku wody jego rozsadzanie
Alkalia	Reagują z kruszywem zawierającym aktywną krzemionkę, wywołują tzw. korozję wewnętrzną betonu
Cukry	Opóźniają wiązanie cementu, mogą nawet uniemożliwić związanie cementu
Fosforany	Opóźniają wiązanie cementu
Azotany	Przyspieszają wiązanie cementu. Azotany słabych zasad mogą wywoływać korozję kwasową w wyniku hydrolizy
Sole ołowiu (II)	Opóźniają wiązanie cementu
Sole cynku	Opóźniają wiązanie cementu

W pierwszej kolejności przeprowadza się badania jakościowe dotyczące występowania cukrów,

fosforanów, azotanów, ołowiu i cynku. Jeśli badania jakościowe dadzą wynik pozytywny, należy

albo wykonać oznaczania ilościowe substancji, których to dotyczy, albo przeprowadzić badania

czasu wiązania i wytrzymałości na ściskanie. Jeśli zostanie wykonana analiza chemiczna, woda

powinna spełniać wymagania podane w tabeli 4.

Tabela 4. Wymagania dotyczące szkodliwych zanieczyszczeń w wodzie zarobowej

Substancja	Maksymalna zawartość(mg/dm^3)
Cukry	100
Fosforany - wyrażone jako P2O5	100
Azotany - wyrażone jako NO3^-	500
Ołów - wyrażony jako Pb^2+	100
Cynk - wyrażony jako Zn^2+	100