Zagadnienia z chemii analitycznej jakościowej

Analiza kationów i anionów

(opracowała mgr Danuta Gurak)

1.Analiza mieszaniny kationów (grup I-V)

a) odczynniki grupowe, skład wytrąconych osadów;

b) wytrącanie siarczków III i IV grupy kationów;

c) porównanie rozpuszczalności siarczków;

d) odczynniki selektywne i specyficzne; reakcje z kationami I-V

e) AKT-amid kwasu tiooctowego jako odczynnik grupowy dla kat. grupy III i IV;

f) hydroliza soli-reakcje;

g) reakcje charakterystyczne jonów chromu i manganu;

h) wykrywanie i identyfikacja kationów V grupy-brak odczynnika grupowego;

i) wykrywanie NH₄⁺ w mieszance kationów I-V ;

j) płomieniowa analiza kationów;

2. Analiza mieszaniny anionów

a) 7 grup analitycznych anionów, reakcje z jonami Ag⁺ i Ba²⁺;

b) jony o właściwościach redukujących, ich reakcje charakterystyczne;

c) porównanie właściwości redukujących Cl^-, Br ^-,J^- na przykładzie reakcji;

d) jony o właściwościach utleniających, reakcje;

e) redukcja siarczanów(VI) do siarczków (tzw. reakcja heparowa);

f) odczynniki specyficzne w wykrywaniu i identyfikacji anionów;

Zagadnienia ogólno analityczne i statystyczna ocena wyników

(opracowała Prof. dr hab. Alina Pyka)

1. Dokonaj podziału analizy chemicznej.

2. Zdefiniuj pojęcie: analiza chemiczna, analiza jakościowa, analiza ilościowa, analiza klasyczna, analiza instrumentalna, analiza nieorganiczna; analiza organiczna, przemysłowa analiza chemiczna; analiza śladowa.

3. Dokonaj podziału analizy śladowej.

4. Wymień i omów rodzaje próbek.

5. Omów zasady pobierania próbek

6. Zdefiniuj pojęcia: metoda analityczna, czułość metody analitycznej, oznaczalność, wykrywalność, czułość reakcji, czułość reakcji, stężenie graniczne, dokładność metody, precyzja metody, powtarzalność metody, odtwarzalność metody, selektywność odczynnika, selektywność metody.

7. Czym liczbowo jest określana precyzja i dokładność metody?

8. Omów błędy analizy ilościowej: błąd bezwzględny i błąd względny; błąd przypadkowy, błąd systematyczny (metodyczny, operacyjny i aparaturowy) , błąd gruby.

9. Zdefiniuj pojęcia: zbiorowość generalna, zbiorowość próbna.

10. Omów parametry charakteryzujące zbiorowość generalną i próbną.

11. Czego miarą jest odchylenie standardowe, rozstęp, względne odchylenie standardowe, odchylenie standardowe średniej?

12. Dlaczego mediana stanowi lepsze przybliżenie do wartości prawdziwej niż średnia arytmetyczna?

13. Zdefiniuj pojęcia: rozkład normalny, przedział ufności, poziom ufności.

14. Przedstawianie wyników analizy - cyfry znaczące.

Zadania:

1. Uzyskano następujące wyniki oznaczania naproksenu w preparacie farmaceutycznym metodą spektrofotometryczną: 0,45; 0, 46; 0,47; 0,44; 0,47; 0,43; 0,47 [mg/tabletkę]. Oblicz średnią arytmetyczną i medianę.

2. Uzyskano następujące wyniki oznaczania naproksenu w preparacie farmaceutycznym metodą spektrofotometryczną: 0,45; 0, 46; 0,47; 0,44; 0,47; 0,43; 0,47; 0,42; 0,43; 0,45 [mg/tabletkę]. Oblicz średnią arytmetyczną i medianę.

3. Wyniki oznaczenia żelaza w rudzie są następujące: 6,4; 7,1; 7,3; 7,4; 7,4 i 7,6%. Stosując test Dixona oceń czy któryś z otrzymanych wyników jest wynikiem wątpliwym.

Wartości krytyczne Q testu Dixona w zależności od liczby oznaczeń n i prawdopodobieństwa 95%

n	3	4	5	6	7	8	9	10	~
Q	0,94	0,76	0,64	0,56	0,51	0,47	0,44	0,41	0,00

4. Roztwór wodorotlenku potasu oznaczano metodą alkacymetryczną. Stwierdzono obecność w próbce 0,8617 g KOH. Rzeczywista zawartość KOH wynosi 0,8800 g. Oblicz bezwzględny i względny błąd oznaczenia.

5. Metodą miareczkową oznaczano zawartość paracetamolu w tabletkach firmy Biofarm. Uzyskano następujące wyniki [w mg/tabletkę]: 489, 499, 489, 501, 496, 497, 503, 498, 502, 496, 504, 493. Rzeczywista zawartość paracetamolu w jednej tabletce wynosi 500 mg. Sprawdź czy wszystkie wyniki należą do serii (na podstawie testu Dixona) . Oblicz: średnią arytmetyczną, medianę, przedział ufności średniej na poziomie 95% oraz 99%.

6. Jak zmieni się przedział ufności średniej na poziomie 95% i 99% jeśli w zadaniu 5 powiększono liczbę wyników o następujące [w mg/tabletkę]: 495, 505, 498, 506, 490, 494, 502, 501, 499, 496.

7. Odważono sproszkowaną tabletkę o zawartości 200,00 mg kwasu acetylosalicylowego. Po ekstrakcji kwas acetylosalicylowy oznaczano trzema różnymi metodami HPLC, spektrofotometryczną i TLC w połączeniu z densytometrią, wykonując po sześć oznaczeń każdą metodą. Na podstawie uzyskanych wyników wyznaczono przedziały ufności, które wynoszą:

1. (201,10±0,65) mg (metoda HPLC)

2. (199,75±0,75) mg (metoda spektrofotometryczna)

3. (199,00±0,85) mg (metoda TLC w połączeniu z densytometrią)

Wskaż która z metod jest najbardziej dokładna, a która najbardziej precyzyjna. Ponadto oblicz błąd procentowy każdej metody.

Wiadomości ogólne dotyczące metod miareczkowych

(opracowała mgr Danuta Gurak)

1. Klasyfikacja metod miareczkowych

1. Podział wg typu zachodzącej reakcji oraz rodzaju titranta;

2. Podział w zależności od sposobu wyznaczania punktu końcowego miareczkowania.

2. Omów pojęcia: substancja wzorcowa; roztwór wzorcowy, roztwór mianowany.

3. Błędy w analizie miareczkowej (bład miareczkowania, błedy przypadkowe: bład kropli, bład spływu, błąd odczytu).

Alkacymetria

(opracowała mgr Danuta Gurak)

1. Podstawowe reakcje w alkacymetrii :dysocjacji, zobojętnienia, hydrolizy. Przykłady.

2. Teorie kwasów i zasad. Porównanie teorii.

3. Teoria Brönsteda-protonowa, przykłady.

4. Sprzężone pary kwas-zasada, przykłady.

5. Moc kwasów, stała dysocjacji, stopień dysocjacji.

6. Reakcje autoprotolizy, np.: wody i różnych rozpuszczalników.

7. Wskażniki kwasowo-zasadowe, definicja.

8. Teoria wskaźników Ostwalda.

9. Wskażniki i ich zakres zmiany barwy.

10. Różnice w stosowaniu wskaźników jedno- i dwubarwnych.

11. Wskażniki mieszane, uniwersalne, ich działanie.

12. Teoria wskaźników Hantzscha.

13. Odmiany tautomeryczne, pseudokwasy, pseudozasady.

14. Schemat zmiany barwy wskaźników zasadowych.

15. Fenoloftaleina i oranż metylowy-zakresy zmiany barwy.

16. Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą, krzywa miareczkowania.

17. Punkt równoważności, skok miareczkowania.

18. Krzywa miareczkowania słabego kwasu mocną zasadą.

19. Krzywa miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem.

20. Krzywe miareczkowania słabego kwasu słabą zasadą.

21. Wpływ stężenia miareczkowanego kwasu (HCl) i titrantu (roztwór NaOH) na wielkość skoku miareczkowania.

22. Miareczkowanie wieloprotonowych kwasów na przykładzie H₃PO₄.

23. Miareczkowanie wieloprotonowych zasad na przykładzie Na₂CO₃.

24. Wpływ mocy różnych kwasów na przebieg krzywej miareczkowania(NaOH)

25. Zasada doboru wskaźnika.

26. Roztwory buforowe, pojemność buforowa.

27. Titranty- HCl lub NaOH.

28. Substancje wzorcowe np.: boraks, bezwodny węglan sodu.

29. Przygotowanie roztworów mianowanych, HCl, NaOH.

30. Alkacymetryczne oznaczanie NaOH.

31. Metoda Wardera oznaczania wodorotlenku i węglanu sodu.

32. Metoda Winklera.

33. Oznaczanie twardości węglanowej wody.

34. Oznaczanie kwasu octowego.

35. Miareczkowanie w środowisku niewodnym.

36. Oznaczanie fenolu.

Zadania rachunkowe

1. Ile ml roztworu HCl o stężeniu 0,1020 mol/l zużyje się do miareczkowania odważki

a) 0,3110 g Na₂B₄O₇x10H₂O

b)0,2115 g Na₂CO₃

2. Do 50 ml roztworu 0,1000 mol/l NaOH dodano próbkę roztworu H₂SO₄ o nieznanym stężeniu. Na odmiareczkowanie nadmiaru roztworu NaOH zużyto 17,50 ml roztworu 0,1240 mol/l HCl. Ile gramów H₂SO₄ było w badanej próbce ?

3. Na miareczkowanie wobec fenoloftaleiny roztworu zawierającego KOH i K₂CO₃ zużyto 0,02 l 0,095mol/l HCl. Po dodaniu oranżu metylowego zużyto na dalsze miareczkowanie 0,0028 l roztworu tego kwasu. Obliczyć zawartośc KOH i K₂CO₃ w próbce.

4. Na zmiareczkowanie 0,4043 g Na₂B₄O₇x10H₂O zużyto 0,018dm³ HCl. Obliczyć stężenie molowe kwasu.

5. 0,01 l roztworu 0,2mol/l NaOH miareczkowano 0,2mol/l HCl. Obliczyć pH po dodaniu:

a) 0 l titranta ; b) 0,008 l titranta; c)0,01 l titranta; d)0.0112 l titranta

6. 0,02 l słabego kwasu o stężeniu 0,1mol/l (pK_A = 5,6) miareczkowano mocną zasadą o stężeniu 0,1mol/l. Obliczyć pH roztworu po dodaniu:

a) 0 l titranta; b) 0,0199 l titranta; c) 0,02 l titranta; d) 0,023 l titranta.

7. 25 ml słabej zasady o stężeniu 0,15mol/l (pK_A= 9,6) miareczkowano mocnym kwasem o stężeniu 0,15mol/l. Obliczyć pH roztworu po dodaniu:

a) 0 ml titranta; b) 20 ml titranta; c)25 ml titranta; d) 26 ml titranta.

8. Do 100 ml roztworu 0,1000mol/l HCl dodano 55ml roztworu 0,15 mol/l NaOH. Jakie jest pH roztworu?

9. Ile ml 10% wodnego roztworu NH₃ o gęstości 0,960 g/mol należy użyć do zobojętnienia 300 ml 0,1000 mol/l HCl?

10. Do 1 l buforu zawierającego 0,3 mola kwasu octowego i 0,3 mola octanu sodu dodano 1 ml roztworu HCl o stężeniu 2 mol/l. Jak zmieni się pH buforu? Oblicz jego pojemność buforową.

11. Do 200 ml 0,4 mol/l roztworu HCN dodano 50 ml 0,4 mol/l NaCN. Obliczyć pH powstałego buforu.

12. Ile ml stężonego H₂SO₄ o gęstości 1,8 g/ml o stężeniu 87% należy użyć do przygotowania 4 l roztworu o stężeniu 0,1 mol/l H₂SO₄?

13. Ile wynosi pH 3% roztworu azotanu (III) baru o gęstości d =1, 03 g/ml ?

14. W 480 ml roztworu znajduje się 17,5 g NH₃. Oblicz stężenie molowe tego roztworu.

15. Ile wynosi stężenie procentowe roztworu fluorku sodu o gęstości d= 1,03 g/mol i pH = 8,7?

REDOKSYMETRIA

(opracowała dr Małgorzata Dołowy)

1. Podstawowe wiadomości o reakcjach utleniania i redukcji

• Reakcje utleniania i redukcji

• utleniacz, reduktor

• substancje amfoteryczne redoks

• uzupełniania współczynników w równaniach reakcji redoks

2. Wielkości charakteryzujące układ redoks

• potencjał redoks półogniwa, równanie Nernsta

• potencjał normalny układu redoks, zasada wyznaczania potencjału normalnego układu redoks

• normalna elektroda wodorowa (budowa, potencjał elektrody wodorowej)

• potencjał formalny układu redoks

• szereg napięciowy metali

• równowaga reakcji redoks, stała równowagi układu redoks i jej obliczanie

3. Czynniki wpływające na przebieg reakcji utleniania i redukcji

• wpływ pH i siły jonowej roztworu na przebieg reakcji redoks

• wpływ reakcji kompleksowania na potencjał redoks

• wpływ reakcji strącania osadów na potencjał reakcji redoks

4. Krzywa miareczkowania redoksymetrycznego

• zależność przedstawiana na krzywej miareczkownia redoks

• obliczanie potencjału redoks w czasie miareczkowania redoksymetrycznego (przed PR, w PR i po PR)

• skok miareczkowania redoksymetrycznego, czynniki wpływające na wielkość skoku w miareczkowaniu redoksymetrycznym

• wskaźniki redoks - zasada ich działania, podział na grupy

• charakterystyka wybranych wskaźników redoks (obszar zmiany barwy)

• zasada doboru wskaźników redoks

5. Manganometria

• zasada oznaczeń manganometrycznych

• przebieg reakcji redukcji manganianu (VII) potasu w zależności od pH roztworu (w środowisku kwasowym, zasadowym i obojętnym)

• sporządzanie i mianowanie roztworu KMnO₄ kwasem szczawiowym lub szczawianem sodu

• przykłady oznaczeń manganometrycznych:

- oznaczenie Fe (II)

- oznaczanie Ca

- oznaczanie H₂O₂

6. Jodometria

• zasada oznaczeń jodometrycznych

• podział substancji oznaczanych jodometrycznie na grupy i ich charakterystyka

• sporządzanie roztworu jodu i nastawianie jego miana na odważkę arszeniku

• sporządzanie roztworu tiosiarczanu (VI) sodu i jego mianowanie na K₂Cr₂O₇ oraz na mianowany roztwór KMnO₄

• wskaźnik skrobiowy

• przykłady oznaczeń jodometrycznych:

- oznaczanie Cu (II)

- oznaczanie As₂O₃

7. Chromianometria

• zasada oznaczeń chromianometrycznych

• zachowanie się jonów dichromianowych (VI) w środowisku kwaśnym

• sporządzanie i mianowanie roztworu K₂Cr₂O₇ na mianowany roztwór tiosiarczanu (VI) sodu

• przykłady oznaczeń chromianometrycznych:

- oznaczanie Fe (II) w środowisku kwaśnym

8. Bromianometria

• zasada oznaczeń bromianometrycznych

• titranty i wskaźniki stosowane w oznaczeniach bromianometrycznych

• przykłady oznaczeń bromianometrycznych:

- oznaczanie fenolu

9. Askorbinometria

• przebieg oznaczeń w askorbinometrii

• właściwości redukujące kwasu askorbinowego

• zastosowanie askorbinometrii

• zalety stosowania askorbinometrii

10. Cerometria

• zasada oznaczeń cerometrycznych

• zachowanie się soli ceru (IV) w środowisku kwaśnym

• zalety stosowania siarczanu (VI) ceru (IV) jako titranta w oznaczeniach redoksymetrycznych

• przykłady oznaczeń cerometrycznych:

- oznaczanie Fe(II)

- oznaczanie heksacyjanożelazianów (II)

11. Tytanometria

• zasada oznaczeń w tytanometrii

• wpływ pH na właściwości redukcyjne soli tytanu (III)

• sporządzanie i mianowanie roztworu chlorku tytanu (III) na mianowany roztwór soli żelaza (III)

• wskaźniki stosowane w oznaczeniach tytanometrycznych

• przykłady oznaczeń tytanometrycznych:

- oznaczanie żelaza (III) w środowisku kwaśnym

12. Ferrometria

• zasada oznaczeń ferrometrycznych

• titranty stosowane w ferrometrii i ich właściwości

• zastosowanie oznaczeń ferrometrycznych

Zadania

1. Uzupełnij współczynniki w następujących reakcjach redoks. Wskaż utleniacz i reduktor.

1. …Na₂S₂O₃ + …I₂ = …Na₂S₄O₆ + …NaI

2. ….Cr₂O₇^2- + …SO₄^2- + …H⁺ = …Cr³⁺ + …S₂O₈^2- + ..H₂O

3. … AsO₄^3-+ …I^- + …H⁺ = …AsO₃^3- + …I₂ + …H₂O

4. ...MnO₄^- + ...NO₂^- + ....H⁺ → ....NO₃^- + ...Mn²⁺ + ....H₂O

5. ....MnO₄^- + ....H₂O₂ + ....H⁺ → ....Mn²⁺ + ....O₂ + ....H₂O

6. ....VO²⁺+...MnO₄^- +...H₂O→....VO₄^3-+...Mn²⁺+....H⁺

7. ....VO₄^3- + ....Fe²⁺ + ....H⁺ → ....VO²⁺ + ....Fe³⁺ + ....H₂O

8. .....Fe(CN)₆^4-+ ....MnO₄^-+ ....H⁺→ ....Fe(CN)₆^3-+ ....Mn²⁺ + ....H₂O

9. ....SnO₂^2-+ ....I₂ + ...H₂O → ....SnO₃^2- + ....I^- + ....H⁺

10. ....SO₃^2- + ....I₂ + ....H₂O→ ....SO₄^2- + ....I^- + ....H⁺

11. .....SCN^-+ ....I₂ + ....H₂O →...I^-+ ...HCN + ...SO₄^2- + ...H⁺

12. ....HCHO + ....H₂O +....I₂ → ....HI + ....HCOOH

13. ... Cr₂O₇^2- + ....I^- + .....H⁺ → .....Cr³⁺ + ....I₂ + ....H₂O

14. ....CIO^- + ...I^- + ....H⁺ → ....I₂ + ....Cl^- + ....H₂O

15. .....KIO₃ + ....KI + ....HCl → ...I₂ + ....KCl + ....H₂O

16. ....C + ....S + ....KNO₃ → ... K₂CO₃ + ....+ K₂SO₄ + ....CO + ...CO₂ + ....N₂

2. Określ redoksymetryczne współczynniki równoważności (f_i) dla reagentów biorących udział w poniższych reakcjach redoks:

1. ….MnO₄ ^- + …Fe²⁺ + …H⁺ = …Mn²⁺ + …Fe³⁺ + …H₂O

2. ….Cr₂O₇ ^2- + …Fe²⁺ + …H⁺ = …Cr³⁺ + …Fe³⁺ + …H₂O

3. ….MnO₄ ^- + …C₂O₄^2- + …H⁺ = …Mn²⁺ + …CO₂ + …H₂O

3. Oblicz miano KMnO₄ (
   i 1/5
   ), jeżeli na miareczkowanie 0,2505 g H₂C₂O₄ w środowisku kwaśnym zużyto 22 ml roztworu KMnO_4. M_H2C2O4=90 g/mol.

4. Oblicz miano Na₂S₂O₃ (
   ), jeżeli na miareczkowanie odważki K₂Cr₂O₇ o masie 0,120 g zużyto 15 ml tiosiarczanu (VI) sodu.
   =294,2 g/mol.

5. Oblicz miano roztworu I₂ (
   ) stosowanego w jodometrii, jeżeli w celu jego sporządzenia odważono 50 g jodu, który następnie rozpuszczono w 3 l roztworu KJ.
   =253,8 g/mol.

6. Ile g miedzi znajduje się w próbce, jeżeli na zmiareczkowanie jodu wydzielonego w równoważnej do miedzi ilości zużyto 18 ml roztworu tiosiarczanu (VI) sodu o stężeniu
   =0,1025 mol/l. M_Cu=63,5g/mol.

7. Oblicz miano tiosiarczanu (VI) sodu (
   ) stosowanego w jodometrycznym oznaczaniu Cu(II), jeżeli na miareczkowanie próbki Cu(II) o masie 0,0105 g zużyto 15 ml tiosiarczanu (VI) sodu. M_Cu=63,5 g/mol.

8. Ile g Fe (II) zawierała próbka, jeżeli na zmiareczkowanie próbki Fe (II) w środowisku kwaśnym zużyto 23 ml roztworu KMnO₄ o
   = 0,125 mol/l. M_Fe=56 g/mol.

9. Próbkę soli żelaza (II) o masie 0,2415g miareczkowano w środowisku kwaśnym mianowanym roztworem KMnO₄ o
   = 0,0501 mol/l. Oblicz procentową zawartość żelaza w próbce jeżeli na zmiareczkowanie próbki zużyto 12,5 ml titranta. M_Fe=56 g/mol.

10. Na zmiareczkowanie 10 g próbki H₂O₂ w środowisku kwaśnym zużyto 20 ml roztworu KMnO₄ o
    = 0,02 mol/l jako titranta. Oblicz procentową zawartość H₂O₂ w próbce.
    = 34 g/mol.

11. Oblicz zawartość wapnia w gramach w preparacie oznaczanego manganometrycznie, jeżeli na zmiareczkowanie H₂C₂O₄ uzyskanego przez roztworzenie osadu CaC₂O₄ otrzymanego z 1/5 próbki zużyto 14 ml roztworu KMnO₄ o
    = 0,0205 mol/l.
    = 90 g/mol, M_Ca = 40g/mol.

12. Oblicz zawartość kwasu askorbinowego w gramach w preparacie farmaceutycznym, jeżeli na zmiareczkowanie roztworu wodnego tego preparatu zużyto 10 ml roztworu KMnO₄ o C=0,02 mol/l. M_{kw askorb}. = 176,13 g/mol, f_{kw askorb.} = 1/2 , f_KMnO4= 1/5.

13. Do 50 ml roztworu soli żelaza (II) o C= 0,1 mol/l dodawano roztwór KMnO₄ o stężeniu
    = 0,02 mol/l. Oblicz potencjał układu w punkcie: przed PR, w PR i po PR krzywej miareczkowania soli żelaza (II) roztworem KMnO₄.
    ,
    a pH roztworu wynosi 0.

14. Oblicz wartość stałej równowagi reakcji utleniania jonów Fe²⁺ za pomocą KMnO₄ w środowisku kwaśnym w t=25^oC na podstawie potencjałów normalnych układów redoks:
    ,
    

15. Oblicz jak zmieni się potencjał układu redoks MnO₄^-/Mn²⁺ jeżeli pH roztworu wzrośnie o jednostkę. Stężenia formy utlenionej i zredukowanej są sobie równe i wynoszą 0,01 mol/l, pH roztworu wynosi 2,
    .

KOMPLEKSOMETRIA

(opracowała dr Katarzyna Bober)

Zagadnienia teoretyczne

1. Budowa kompleksów (atom centralny, ligandy, liczba koordynacji).

2. Kompleksy chelatowe.

3. Czynniki wpływające na trwałość kompleksów. Stała trwałości i nietrwałości kompleksów; kolejne stałe trwałości, skumulowana stała trwałości.

4. Kompleksony (wzory strukturalne, nazwy).

5. Czynniki wpływające na trwałość kompleksów metali z EDTA.

6. Krzywa miareczkowania kompleksometrycznego.

7. Wskaźniki kompleksometryczne (wskaźniki redoks i metalowskaźniki).

8. Sposoby miareczkowania roztworem EDTA (bezpośrednie, odwrotne, podstawieniowe).

9. Sposoby nastawiania miana roztworów EDTA.

10. Przykłady oznaczeń kompleksometrycznych (Al(III), Fe(III), Ca(II), oznaczanie twardości wody).

Zadania rachunkowe.

1. Oblicz ile gramów krystalicznego wersenianu dwusodowego należy odważyć, aby przygotować 250 ml roztworu o stężeniu 0,025 mol/l.

2. Na zmiareczkowanie 25 ml roztworu chlorku magnezu pobranego z kolby miarowej na 250 ml zużyto 32,5 ml roztworu wersenianu dwusodowego o stężeniu 0,0245 mol/l. Obliczyć stężenie molowe roztworu chlorku magnezu oraz masę jonów magnezowych w kolbie.

3. Ile procent Cu zawierała analizowana próbka, jeżeli po rozpuszczeniu naważki o masie 0,7585 g i zamaskowaniu innych składników, na kompleksometryczne zmiareczkowanie miedzi zużyto 28,9 ml roztwory EDTA o stężeniu 0,0093 mol/l?

4. Ile procent glinu zawierała anlizowana próbka o masie 2,8635 g, jeżeli po jej rozpuszczeniu i zamaskowaniu innych składników na kompleksometryczne zmiareczkowanie jonów glinu (III) zużyto 18,6 ml roztworu EDTA o stężeniu 0,0254 mol/l.

5. Do 100 ml roztworu wersenianu dwusodowego o stężeniu 0,0120 mol/l wprowadzono próbkę chlorku glinu. Nadmiar wersenianu odmiareczkowano za pomocą 34,7 ml roztworu chlorku magnezu o stężeniu 0,0095 mol/l. Oblicz masę próbki chlorku glinu.

6. Na zmiareczkowanie roztworu o objętości 20 ml, zawierającego jony wapnia i magnezu zużyto 32 ml roztworu wersenianu sodu o stężeniu 0,0250 mol/l wobec czerni eriochromowej T (oznaczenie sumy wapnia i magnezu) i 8 ml tego samego roztworu wersenianu wobec mureksydu (oznaczenie wapnia). Ile gramów jonów magnezowych i ile gramów jonów wapniowych zawierał badany roztwór?

7. 25 ml mianowanego roztworu chlorku wapnia o stężeniu 0,1200 mol/l miareczkowano za pomocą 18,5 ml roztworu EDTA. Oblicz stężenie molowe wersenianu oraz jego masę, którą zużyto do sporządzenia 0,5 l roztworu.

8. Na kompleksometryczne zmiareczkowanie 20 ml roztworu chlorku wapnia pobranego z kolby miarowej na 200 ml, zużyto 17 ml roztworu wersenianu dwusodowego, którego 250 ml zawiera 1,8998 g czystego EDTA. Oblicz masę jonów wapniowych w kolbie miarowej.

9. Z roztworu o objętości 150 ml zawierającego jony glinu (III) pobrano do analizy próbkę o objętości 25 ml. Próbkę zakwaszono do pH=4 i zadano 20 ml roztworu EDTA o stężeniu 0,0110 mol/l. Nadmiar EDTA odmiareczkowano 12 ml roztworu soli cynku o stężeniu 0,0100 mol/l. Ile miligramów glinu zawierał roztwór wyjściowy?

10. Naważkę 0,1725 g zanieczyszczonego wersenianu dwusodowego rozpuszczono w wodzie w kolbie miarowej na 250 ml. Na zmiareczkowanie kompleksometryczne wobec czerni eriochromowej T zużyto 21,05 ml roztworu chlorku wapnia o stężeniu 0,0198 mol/l. Oblicz procentową zawartość zanieczyszczeń w próbce wersenianu.

11. Rozpuszczając w wodzie tabletkę preparatu farmaceutycznego, zawierającego związki cynku sporządzono 100 ml roztworu. Następnie 25 ml tego roztworu zmiareczkowano wobec dimetylonafydyny za pomocą 16,25 ml roztworu EDTA o stężeniu 0,0118 mol/l. Ile gramów cynku znajduje się w tabletce.

12. Do 25 ml roztworu zawierającego jony ortofosforanowe (V) dodano 30 ml roztworu chlorku magnezu o stężeniu 0,0345 mol/l. Wytrącony osad MgNH₄PO₄ odsączono, a przesącz miareczkowano w środowisku amoniakalnym za pomocą 18,70 ml roztworu EDTA o stężeniu 0,0235 mol/l. Ile gramów jonów ortofosforanowych (V) zawierał wyjściowy roztwór?

13. Na kompleksometryczne zmiareczkowanie 20 ml roztworu CaCl₂, pobranego z kolby miarowej na 150 ml, zużyto 17,2 ml roztworu wersenianu dwusodowego, którego 250 ml zawiera 2,12 g czystego EDTA. Oblicz masę jonów wapniowych w kolbie miarowej.

14. Ile gramów jonów wapnia i magnezu znajdowało się w roztworze o objętości 400 ml, jeśli do oznaczeń pobierano próbki o objętości 20 ml każda, a na ich zmiareczkowanie roztworem EDTA o stężeniu molowym 0,0034 mol/l wobec mureksydu (oznaczenie wapnia) zużyto 17,5 ml, zaś wobec czerni eriochromowej T (oznaczenie sumy wapnia i magnezu) - 28,5 ml EDTA?

15. Otrzymaną próbkę jonów siarczanowych (VI) rozcieńczono w kolbie miarowej o pojemności 100 ml, pobrano 25 ml i zadano 50 ml 0,0501 mol/l BaCl₂. Roztwór po odsączeniu osadu zadano 50 ml 0,0495 mol/l EDTA i nadmiar nie związanego EDTA odmiareczkowano 0,0520 mol/l roztworem cynku, zużywając 15,3 ml tego titranta. Obliczyć zawartość jonów siarczanowych (VI) w próbce wyjściowej.

16. Próbkę 100 ml jonów Mg²⁺ o stężeniu 0,1000 mol/l miareczkowano roztworem EDTA o stężeniu 0,1000 mol/l. Oblicz pMg po dodaniu:

1. 0 ml titranta,

2. 40 ml titranta,

3. 100 ml titranta,

4. 105 ml titranta,

wiedząc, że logβ_Mg-EDTA = 8,7.

PRECYPITOMETRIA

(opracowała dr Wioletta Parys)

1. Charakterystyka miareczkowych metod wytrąceniowych.

2. Argentometria - zasada metody, sposoby nastawiania miana AgNO_3.

3. Miareczkowanie wytrąceniowe i krzywa miareczkowania wytrąceniowego.

4. Wskaźniki adsorpcyjne i zasada ich działania.

5. Jakie właściwości powinny wykazywać osady wytrącane w analizie precypitometrycznej

6. Zasada oznaczania chlorków metodą Mohra.

7. Zasada oznaczanie chlorków metodą Volharda.

8. Zasada oznaczanie chlorków metodą Fajansa.

9. Zasada oznaczania jonów srebra metodą Volharda.

10. Zasada oznaczania tiocyjanianów metodą Volharda.

ANALIZA WAGOWA

(opracowała dr Wioletta Parys)

1. Mechanizm powstawania osadu; krystalizacja, agregacja, aglomeracja, rekrystalizacja.

2. Rodzaje osadów i ich charakterystyka.

3. Koagulacja i peptyzacja.

4. Procesy, które towarzyszą strącaniu osadu z roztworu: współstrącanie, adsorpcja, okluzja, tworzenie kryształów mieszanych, wytrącanie następcze.

5. Sposoby zapobiegania współstrącaniu.

6. Rozpuszczalność osadów. Mechanizm rozpuszczania. Iloczyn rozpuszczalności.

7. Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów: wspólny jon, jony obce, pH, czynniki kompleksujące.

8. Sposoby oddzielania osadu od roztworu: sączenie i dekantacja.

9. Rodzaje wody w związkach nieorganicznych: woda higroskopijna, krystalizacyjna, woda zeolityczna, woda konstytucyjna. Metody oznaczania wody.

10. Zasada oznaczania siarczanów w postaci BaSO₄.

11. Zasada oznaczania jonów niklu w postaci dimetyloglioksymianu niklu (II).

12. Zasada oznaczania jonów magnezu w postaci Mg₂P₂O₇.

13. Odczynniki organiczne stosowane do wytrącania osadów.

Zadania

Zadanie 1

Ile ml 2,5 mol/l roztworu BaCl₂ potrzeba, aby wytrącić BaSO₄ z roztworu zawierającego ok. 1,250 g Na₂SO₄? Nadmiar odczynnika ma wynosić 50%.

Zadanie 2

W wyniku analizy wagowej otrzymano 0,5025 g Fe₂O₃. Ile gramów żelaza zawierała analizowana próbka? Współmierność kolby i pipety (W) wynosi 4,000.

Zadanie 3

Z 50,00 ml roztworu Al₂(SO₄)₃ strącono jony
w postaci BaSO₄ za pomocą BaCl₂. Osad odsączono, przemyto i po wyprażeniu otrzymano 0,3960 g BaSO₄. Ile gramów:

1. jonów
   oraz

2. siarczanu glinu w postaci soli uwodnionej Al₂(SO₄)₃ · 18 H₂O zawiera 1,00 l roztworu wyjściowego?

Zadanie 4

W celu oznaczenia srebra i miedzi w srebrnej monecie rozpuszczono 4,5813g monety w HNO₃. Roztwór rozcieńczono do objętości 250,00 ml, z której pobrano 25,00 ml do analizy, strącając srebro w postaci AgCl. Osad po odsączeniu, przemyciu i wysuszeniu ważył 0,5029 g. Następnie z przesączu oznaczono miedź jako CuO, którego masa wynosiła 0,0989 g. Obliczyć procentową zawartość srebra i miedzi w monecie.

Zadanie 5

Ile gramów należy odważyć BaCl₂ · 2H₂O, aby podczas oznaczania w nim zawartości baru otrzymać ok. 1,50 g wyprażonego osadu BaSO₄.

Zadanie 6

Obliczyć objętość roztworu zawierającego 30 g AgNO₃ w 1 l potrzebną do strącenia jonów Cl^- z roztworu, w którym rozpuszczono 0,55 g KCl.

Zadanie 7

Na 0,5000 g próbki rozpuszczalnego chlorku zużyto 37,75 ml roztworu AgNO₃, którego miano na chlorek sodowy wynosi 0,0100 g NaCl/ml. Obliczyć procentową zawartość chloru w analizowanej próbce.

Zadanie 8

Z roztworu o objętości 250 ml zawierającego jony Ba²⁺, do analizy pobrano 100 ml. Jony baru wytrącono w postaci BaSO₄. Masa osadu po wyprażeniu wynosiła 4,2015 g. Oblicz zawartość jonów Ba²⁺ w próbce.

Zadanie 9

Mieszanina bromku i chlorku srebra o masie 0,5025 g zawiera 0,3719 g srebra. Obliczyć masę AgBr i AgCl w mieszaninie. Jaka jest procentowa zawartość chloru w badanej próbce?

Zadanie 10

W próbce technicznego chlorku potasu znaleziono 92,50% KCl, 2,54% NaCl, 1,70% zanieczyszczeń oraz 3,26% H₂O (przez wysuszenie w temperaturze 105^oC). Przeliczyć procentową zawartość KCl, NaCl i zanieczyszczeń na substancję suchą.

Zadanie 11

Zawartość chloru w próbce rozpuszczalnego chlorku była oznaczana metodą Volharda. Do roztworu zawierającego 0,5000 g tej próbki dodano 50,00 ml roztworu AgNO₃ o mianie na chlorek sodowy, równym 0,005821 g NaCl/ml. Nadmiar AgNO₃ odmiareczkowano, zużywając 14,95 ml roztworu KSCN, przy czym 32,10 ml roztworu AgNO₃ odpowiada 33,20 ml KSCN. Obliczyć procentową zawartość chloru w próbce.

Zadanie 12

W celu nastawienia miana roztworu AgNO₃ odważono 0,5217 g NaCl i sporządzono 100 ml roztworu. Następnie, sporządzony roztwór zmiareczkowano roztworem AgNO₃, zużywając 21,55 ml . Jakie jest stężenie molowe titrantu?

Zadanie 13

Ile mg chlorków zawierało 100,0 ml analizowanego roztworu, jeżeli na zmiareczkowanie 25,00 ml próbki zużyto 35,00 ml 0,1100 mol/l roztworu AgNO₃?

Zadanie 14

Jakie było stężenie molowe (C_m) roztworu KSCN, jeżeli na zmiareczkowanie 25,00 ml 0,1005 mol/l roztworu AgNO₃ zużyto 28,40 ml roztworu KSCN?

Zadanie 15

Ile % CaCl₂ zawierała próbka soli, jeżeli po rozpuszczeniu 0,250 g na zmiareczkowanie chlorków zużyto 16,0 ml 0,0900 mol/l roztworu AgNO₃?

Zadanie 16

Próbkę 100 ml jonów Cl^- o stężeniu 0,1000 mol/l miareczkowano roztworem AgNO₃ o stężeniu 0,1000 mol/l. Oblicz pCl po dodaniu:

1. 0 ml titranta,

2. 95 ml titranta,

3. 100 ml titranta,

4. 105 ml titranta,

wiedząc, że pK_{SO, AgCl} = 10.

Zadanie 17

Iloczyn rozpuszczalności siarczanu (VI) strontu wynosi 7,6⋅10^-7. Oblicz ile moli siarczanu (VI) strontu rozpuści się w 100 ml wody.

Zadanie 18

Iloczyn rozpuszczalności ortofosforanu (V) wapnia wynosi 2,0⋅10^-29. Oblicz ile gramów ortofosforanu (V) wapnia rozpuści się w 250 ml wody.

Zadanie 19

Oblicz iloczyn rozpuszczalności węglanu kadmu w temperaturze pokojowej, wiedząc że w tych warunkach w 250 ml wody rozpuszcza się 0,982⋅10^-4 g węglanu kadmu.

3

---