Alkacymetria

Alkacymetria - jeden z ważniejszych działów analizy miareczkowej, zwanej też analizą objętościową, w którym ustala się dokładne stężenie kwasów lub zasad poprzez miareczkowanie roztworów z użyciem odpowiednio zasad lub kwasów. W trakcie miareczkowania alakacymetrycznego zachodzi reakcja zobojętniania, która prowadzi do zmian pH mieszaniny. Zmiany te rejestruje się z użyciem chemicznych wskaźników pH, lub pH-metrów.

Metody alkacymetryczne stosuje się powszechnie do oznaczania kwasów i zasad, zarówno organicznych jak i nieorganicznych. Metodę tę cechuje szybkość i prostota wykonania. Alkacymetria stanowi podstawę kontroli analitycznej produkcji kwasu siarkowego, azotowego, fosforowego, wodorotlenku sodu i innych produktów wielkoprzemysłowych. Wiele materiałów ze względu na późniejsze zastosowanie nie może zawierać kwaśnych składników. Oznaczanie ich metodami alkalimetrycznymi pozwala wydać opinię, czy dany produkt nadaje się do określonego zastosowania.

Spis treści [ukryj] 1 Podział metod alkacymetrycznych 2 Rodzaje reakcji alkacymetrycznych. 2.1 Reakcje mocnych kwasów z mocnymi zasadami 2.2 Reakcje słabych kwasów z mocnymi zasadami 2.3 Reakcje mocnych kwasów ze słabymi zasadami 3 Miareczkowanie w środowisku niewodnym 4 Wskaźniki stosowane w alkacymetrii

Podział metod alkacymetrycznych [edytuj]

Alkacymetria dzieli się generalnie na:

• alkalimetrię (ar. al-kali, "substancja zasadowa"; gr. metréō "mierzę") - oznaczanie w roztworze zawartości kwasów za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem zasady,

• acydymetrię (łac. acidus "kwaśny"; gr. metréō "mierzę") - oznaczanie ilości zawartych w badanym roztworze zasad za pomocą miareczkowania mianowanym roztworem kwasu.

W praktyce alkacymetrii wyróżnia się trzy typy miareczkowania:

• miareczkowanie mocnych kwasów i mocnych zasad

• miareczkowanie słabych kwasów i słabych zasad

• miareczkowanie kwasów i zasad o różnej mocy.

We wszystkich przypadkach titrantem (roztworem wkraplanym) jest roztwór mocnego kwasu lub mocnej zasady. Nie stosuje się miareczkowania roztworami słabych kwasów bądź słabych zasad. Należy też wspomnieć o tak zwanym współczynniku równoważności, który oblicza się dla kwasów i zasad biorących udział w miareczkowaniu, aby później można było wyznaczyć stężenie oznaczanego składnika. Współczynnik równoważności jest stosunkiem stałych dysocjacji składników podzielonych przez ich masę cząsteczkową.

Rodzaje reakcji alkacymetrycznych. [edytuj]

Reakcje mocnych kwasów z mocnymi zasadami [edytuj]

Podczas miareczkowania roztworów mocnych kwasów roztworami mocnych zasad i odwrotnie, zmienia się w pewien ciągły sposób stężenie jonów hydroniowych (H₃O⁺). Zmiany te można przedstawić graficznie za pomocą krzywej miareczkowania. Krzywe te wykreślane są w układzie współrzędnych: na osi odciętych odłożona jest objętość roztworu miareczkującego (do zobojętnienia), na osi rzędnych odłożona jest wartość pH roztworu w danym punkcie miareczkowania. Na krzywej można zaobserwować, że pH oznaczanego roztworu (mocnego kwasu lub mocnej zasady) zmienia się podczas miareczkowania nieznacznie i dopiero w pobliżu punktu równoważności następuje gwałtowny skok tej wartości. Duży skok pH w okolicy w punkcie równoważności, któremu odpowiada pH = 7, a więc odczyn obojętny, jest charakterystyczny dla tej właśnie reakcji.

Reakcje słabych kwasów z mocnymi zasadami [edytuj]

Zmiany pH zachodzące podczas miareczkowania słabych kwasów mocnymi zasadami, na przykład kwasu octowego wodorotlenkiem sodu, są podobne do zmian zachodzących we wcześniej omawianym przypadku, z tą różnicą, że punkt równoważności w tych reakcjach znajduje się między pH=8-9. Jest to spowodowane tym, że w punkcie tym powstaje sól o odczynie zasadowym (w omawianym przypadku jest to octan sodu). Górny przebieg krzywej miareczkowania jest analogiczny jak w poprzednim przypadku. dodawanie nadmiaru zasady po osiągnięciu punktu równoważności wywołuje już tylko nieznaczne zmiany pH.

Reakcje mocnych kwasów ze słabymi zasadami [edytuj]

Podczas miareczkowania słabej zasady mocnym kwasem krzywa miareczkowania przebiega odwrotnie niż w poprzednich przypadkach. Zaczyna się ona przy wyższym pH i kończy przy pH niewielkim. Skok krzywej obserwuje się w okolicach pH= 7-4, a punkt równoważności jest położony poniżej pH=7. W wyniku miareczkowania powstaje sól mocnego kwasu i słabej zasady, która ma odczyn kwaśny.

Reakcja słabego kwasu ze słabą zasadą nie znajduje praktycznego zastosowania, gdyż punkt końcowy jest niewyraźny i trudny do uchwycenia. Słabe kwasy z ich solami(sól słabego kwasu i mocnej zasady) oraz słabe zasady z ich solami (sól słabej zasady i mocnego kwasu) tworzą tzw. bufory pH.

Miareczkowanie w środowisku niewodnym [edytuj]

Miareczkowanie alkacymetryczne mocnych, nieorganicznych kwasów i zasad prowadzi się najczęściej w roztworach wodnych. Słabe kwasy i zasady nie mogą być jednak miareczkowane w roztworach wodnych. Nie można też miareczkować w ten sposób wielu kwasów organicznych, które są słabo rozpuszczalne w wodzie.

Dynamiczny rozwój przemysłu organicznego oraz farmaceutycznego, wpłynął na rozwój metod miareczkowania w środowiskach niewodnych i wykorzystania ich do oznaczania organicznych kwasów i zasad. Podstawą miareczkowania w środowisku niewodnym jest teoria Brønsteda kwasów wyjaśniająca równowagi kwasowo-zasadowe w różnych rozpuszczalnikach. Rozpuszczalniki dobiera się, więc tak, aby miareczkowany kwas lub zasada były w tym środowisku dostatecznie mocne.

Rozpuszczalniki stosowane w tym typie miareczkowania dzieli się na:

• aprotonowe niepolarne (węglowodory, chlorowcopochodne węglowodorów) - wykazują właściwości różnicujące moc kwasów i zasad, dlatego są często stosowane jako składniki rozpuszczalników mieszanych; nie wykazują one właściwości zwiększających moc kwasów i zasad.

• różnicujące - aprotonowe ale polarne - (aceton, nitrometan) - nie biorą udziału w reakcji, lecz wpływają w znacznym stopniu na wzajemny stosunek mocy rozpuszczonych w nich kwasów i zasad.

• wyrównujące (np. kwas mrówkowy) - kwasy i zasady różniące się znacznie mocą wykazują w nich zbliżoną moc

• protonodonorowe (np. kwas octowy) - reagują z rozpuszczonymi w nich zasadami zwiększając względnie ich moc i ułatwiając miareczkowanie.

• protonoakceptorowe (np. n-butyloamina, etylenodiamina) - reagują z rozpuszczonymi w nich kwasami znacznie podnosząc ich względną moc.

• amfiprotyczne (alkohole) - które nie różnią się od wody pod względem wpływu na reakcje kwas-zasada, więc stosuje się je, gdy produkty lub substraty reakcji są nierozpuszczalne w wodzie, a rozpuszczalne w alkoholach.

• mieszane - stosuje się, gdy istnieje potrzeba połączenia właściwości kilku rozpuszczalników.

Wskaźniki stosowane w alkacymetrii [edytuj]

Pomiar wartości pH roztworu jest jednym z podstawowych pomiarów wykonywanych stale w toku prac chemicznych. Pomiar wykonuje się bądź metodą instrumentalną bądź wizualną, na podstawie obserwacji barwy odpowiednich wskaźników.

Chemicznymi wskaźnikami pH są to słabe kwasy lub słabe zasady organiczne, które reagując z wodą tworzą układy sprzężone kwas-zasada. Wskaźniki te dzieli się na:

• dwubarwne, np. oranż metylowy, gdzie obie jego formy mają określoną, ale różną barwę; wprowadzając do roztworu wskaźnik dwubarwny obserwuje się zabarwienie właściwe dla kwasu lub sprzężonej zasady albo też zabarwienie przejściowe, świadczące o obecności obu postaci obok siebie; zmianę zabarwienia takiego wskaźnika można wychwycić wzrokowo gdy około 10% przejdzie w postać inaczej zabarwioną, co jednak wymaga sporego doświadczenia lub stosowania kolorymetrii; zaletą wskaźników dwubarwnych jest to, że pH, przy którym następuje zmiana ich barwy nie zależy od ich stężenia w środowisku reakcji

• jednobarwne, np. fenoloftaleina, gdzie tylko jedna forma ma barwę, a druga jest całkowicie bezbarwna; we wskaźnikach jednobarwnych barwa pojawia się nagle przy ściśle określonym pH, które można obliczyć, jednakże stężenie wskaźników jednobarwnych ma zasadniczy wpływ na to, w jakim przedziale pH nastąpi zmiana zabarwienia, trzeba je zatem dokładnie odmierzać.

Wskaźniki zarówno jednobarwne jak i dwubarwne można stosować same lub w mieszaninie z obojętnymi barwnikami, które pozwalają lepiej zaobserwować zmiany barwy - są to wskaźniki mieszane. Stosuje się też mieszaniny wskaźników, które zmieniają barwę w szerokim zakresie pH i pozwalają na szybkie, orientacyjne określenie pH. Są to wskaźniki uniwersalne. Muszą one też być zaopatrzone w skalę barw odpowiadających określonym wartościom pH. W przypadku, gdy roztwór jest zabarwiony stosuje się wskaźniki fluorescencyjne, które zmieniają barwę fluorescencji lub zaczynają fluoryzować przy określonym pH.

Wskaźniki pH stosuje się w postaci roztworów wodnych lub etanolowych oraz w postaci papierków wskaźnikowych, czyli wąskich pasków bibuły nasyconych roztworem wskaźnika. Najczęściej stosowane są papierki wskaźnikowe nasycone wskaźnikiem uniwersalnym.

Na działanie wskaźników zasadniczy wpływ mają:

• temperatura roztworów używanych do miareczkowania;

• obecność w roztworach rozpuszczalników organicznych;

• obecność w roztworze substancji koloidalnych, zwłaszcza białek, które mogą wywołać adsorpcję wskaźnika na koloidzie lub tworzyć z nim kompleksy.

Oprócz chemicznych wskaźników pH stosuje się też metody instrumentalne do których można zaliczyć:

• pH-metrię

• polarymetrię

• konduktometrię

• kulometrię

Polecamy na dziś Reakcje redoks Układ okresowy pierwiastków (tablica Mendelejewa) Rodzaje i właściwości wiązań chemicznych WŁAŚCIWOŚCI KWASÓW Zastosowanie i właściwości wodorotlenku sodu NaOH Właściwości niektórych pierwiastków i związków nieorganicznych MODELE BUDOWY ATOMU Tlenki Tlenki i kwasy, sole i wodorotlenki Mol, masa molowa, przeliczanie stężeń - zadania przykładowe Liceum » Chemia » Chemia nieorganiczna Alkacymetria (miareczkowanie alkacymetryczne). Oznaczanie stężenia zasady i kwasu I Wprowadzenie. Ogólne informacje Alkacymetria to metoda służąca do oznaczenia stężeń kwasów przez miareczkowanie zasadą oraz oznaczenia stężeń zasad przez miareczkowanie kwasem. Jest na szeroką skalę stosowana, gdyż jest prosta w wykonaniu. Jest to metoda zaliczana do analizy ilościowej i polega na dokładnym oznaczeniu ilości substancji badanej przy pomocy titranta (roztwór mianowany)- substancji o dokładnie znanym stężeniu. Stężenie roztworu mianowanego najczęściej podajemy w jednostkach g/dm3. Proces w którym oznaczamy stężenie badanej substancji i polegający na powolnym dozowaniu roztworu mianowanego z biurety nazywamy miareczkowaniem. W przypadku miareczkowania alkacymetrycznego mamy do czynienia z reakcją: kwas + zasada = sól + woda Za przykład może posłużyć reakcja: HCl + NaOH → NaCl + H20 Jak widzimy jest to reakcja zobojętniania. Wartość pH zmienia się w zależności od typu titranta. Jeżeli kwas miaraczkujemy zasadą to wtedy ma miejsce wzrost wartości pH, natomiast w przypadku miareczkowania zasady kwasem, zależność jest odwrotna, czyli wraz z dodawaniem titranta pH się zmniejsza. Na początku miareczkowania roztwór mianowany dozujemy z biurety dość szybko, ale w miarę zbliżania się do punktu końcowego miareczkowania, musimy zachować szczególna ostrożność i roztwór mianowany dodawać powoli i pojedynczymi kroplami, intensywnie mieszając badana substancję. Objętość dodawanego titranta określamy z podziałki na biurecie. Gdy zbliżamy się do punktu neutralizacji następuje skokowa zmiana wartości pH. Nagła zmiana pH jest widoczna po wprowadzeniu do badanej substancji odpowiedniego indykatora (wskaźnika). Osiągniecie punktu równoważnikowego oznacza koniec miareczkowania. Należy wówczas przestać dodawać roztwór mianowany z biurety. W przypadku miareczkowania istotna jest zależność: mol jonów wodorotlenowych zasady reaguje zawsze z molem jonów wodorowych kwasu. Natomiast w reakcji: Ca(OH)2 + 2HCl → CaCl2 + 2H2O Mol jonów wodorotlenku wapnia reaguje z dwoma molami kwasu solnego. Wpływ na taki stan rzeczy ma ilość grup wodorotlenowych. II Wykonanie doświadczenia Cel: Analiza ilościowa HCl i NaOH. 2. Sprzęt wykorzystany w doświadczeniu: - pipeta (10ml); - 2 biurety; - statyw; - 6 erlenmeyerek (kolby stożkowe) na 250ml; 3. Odczynniki: - 0,1 M roztwór HCl; - 0,1 M roztwór NaOH; - roztwór oranżu metylowego (wskaźnik); 4. Sposób wykonania doświadczenia: a) analiza ilościowa HCl przy użyciu 0,1 M roztworu NaOH; Odmierzono przy pomocy pipety 10cm^3 badanej substancji, następnie przelano do kolby stożkowej na 250ml i rozcieńczono wodą destylowaną do objętości około 100cm^3. Po dodaniu około 3 kropel wskaźnika (oranż metylowy) rozpoczęto miareczkowanie 0,1 M roztworem HCl, aż do zmiany barwy z żółtej na czerwona. Czynność powtórzono dla 2 pozostałych próbek. b. analiza ilościowa NaOH przy użyciu 0,1 M roztworu HCl; Procedura postępowania była identyczna jak w przypadku oznaczania HCl, z wyjątkiem rodzaju dodawanego titranta. Roztworem mianowanym był w tym przypadku 0,1 M roztwór HCl. Zachodzi przy tym reakcja: NaOH + HCl + NaCl + H20 H^+ + OH^- = H2O 4.Otrzymane wyniki: a) Ilość dodanego 0,1 M roztworu NaOH: 1 .6.7 cm^3 2. 6.3 cm^3 3. 6.4 cm^3 Średnia objętość = 6,47cm^3 b) Ilość dodanego 0,1 M roztworu HCl: 1.15 cm^3 2.14 cm^3 3. 16 cm^3 Średnia objętość = 15cm^3 5. Analiza wyników: a) Obliczono ilość moli NaOH użytego do miareczkowania kwasu: 0,1moli. - 1000cm^3 x - 6,47cm^3 x = 0,000647mola Obliczono stężenie badanego roztworu HCl: 10 cm^3 - 0,000647 mola 1000 cm^3 - x x = 0,0647 mola Cm = 0, 0647 mol/dm^3 b) Obliczono ilość moli HCl zużytego do miareczkowania NaOH 0,1moli. - 1000cm^3 x - 15cm^3 x = 0,0015 mHCl = 0,055g Obliczono stężenie badanego roztworu NaOH: 10 cm^3 - 0,0015 mola 1000 cm^3 - x x = 0, 15mola Cm = 0,15mol/dm^3 6. Podsumowanie Przy pomocy tej metody można bardzo szybko i czytelnie określić stężenie badanej substancji, dlatego ma szerokie zastosowanie w analizie ilościowej.

Zadania obliczeniowe

Zadanie 1.
Na zmiareczkowanie 0,1524g Na₂CO₃ wobec oranżu metylowego
zużyto 29,37 cm³ HCl. Oblicz C_mol użytego kwasu.

Rozwišzanie:

Na₂CO₃ + 2 HCl -> 2NaCl + H₂O + CO₂

1 mol - 105,9887 g
x mol - 0,1524 g

x = 0,001437 g

1 mol_Na2CO3 - 2 mol_HCl
0,001437 mol - x mol

x = 0,0029 mol_HCl

0,0029 mol_HCl - 29,37 cm³
x - 1000cm³

x = 0,099 mol/dm³

Odpowied�:Stężenie molowe tego roztworu wynosi 0,099 mol/dm³

Zadanie 2.

Stężnie% kwasu solnego wynosi około 36%, gęsto�ć 1,18g/dm³, a masa molowa 36,5g/mol obliczamy w przybliżeniu, ile cm³ tego kwasu należy rozcieńczyć do 1dm³aby przygotować roztwór kwasu HCl około 0,1 mol/dm³.

Rozwišzanie:

100 g_r-ru - 36 g_subst

1,18 g - 1cm³
100 g - x cm³

x = 84,7 cm³

84,7 cm³_r-ru - 36 g_subst
1000 cm³_r-ru - x g_subst

x = 425,0 g

1 mol - 36,5 g
x_mol - 425 g

x = 11,6 mol

11,6 mol - 1000 cm³
0,1 mol - x cm³

x = 8,62 cm³

Odpowied�: Aby przygotować 1 dm³ około 0,1 mol/dm³ kwasu solnego należy odmierzyć cylinderkiem (10 cm³) około 8.62 cm³ stężonego kwasu solnego.

Nastawianie miana około 0,1 mol/dm³
roztworu HCl na węglan sodu

abababababa

Do nastawiania miana roztworu kwasu solnego stosuje się substancje wzorcowš, którš jest bezwodny węglan sodu, czysty do analizy, (Na2CO3) który otrzymujemy przez wyprażenie wodorowęglanu sodu w cišgu 2 - 3 godzin w temperaturze ok. 270 - 300^oC Reaguje on z kwasem solnym zgodnie z reakcjš: Na2CO3 + 2 HCl -> 2NaCl + H2O + CO2 Miareczkujemy około 0,05 mol/dm^3 roztwór węglanu sodu około 0,1 mol/dm^3 roztworem HCl. Jako wska�nika używamy oranżu metlowego, który w �rodowisku zasadowym (Na2CO3) ma barwę żółtš a w �rodowisku obojętnym ma barwę pomarańczowš(jest to barwa przej�ciowa) Przygotowanie roztworu wzorcowego: Obliczenie naważki m = C * V * M, gdzie: C - stężenie roztworu węglanu sodu [mol/dm^3] V - objęto�ć roztworu(kolbki miarowej) [dm^3] M - masa molowa [g/mol] m = 0,05 * 105,9887 * 0,2 m = 1,0598 g Przygotowanš naważkę przenosimy ilo�ciowo do kolbki miarowej na 200 cm^3 i uzupełniamy wodš destylowanš do kreski. Wykonanie: Do czterech kolbek stożkowych odmieżamy pipetš po 20 cm^3 roztworu Na2CO3, następnie do każdej kolbki dodajemy po 50 cm^3 wody destylowanej, oraz po 2 krople oranżu metylowego. Tak przygotowane próbki miareczkuje kwasem solnym (którego miano nastawiamy), cały czas dobrze mieszajšc. Miareczkowanie kończymy w chwili zmiany barwy z żółtej na pomarańczowš. Zapisujemy zużyte objęto�ci kwasu. Przykład: V1 = 18,95 cm^3 V2 = 19,00 cm^3 V3 = 19,00 cm^3 V4 = 19,00 cm^3 V�r = 19,00 cm^3 Obliczanie stężenia CHCl = (mNa2CO3 * 1000 * a)/(MNa2CO3 * VHCl * b * w) a, b - współczynniki wynikajšce z reakcji w - wspólmierno�ć kolby z pipetš VHCl - objęto�ć zużytego kwasu solnego [cm^3] mNa2CO3 - masa naważki węglanu sodu [g] CHCl = (1,0598 * 1000 * 2)/(105,9887 * 19 * 10) CHCl = 0,1052 mol/dm^3

abababababa

Oznaczanie masy NaOH około 0,1 mol/dm³ roztworem HCl

abababababa

NaOH + HCl -> 2NaCl + H2O Miareczkujemy analizowanš próbkę roztworem HCl o znanym stężeniu, które wynosi 0,1052 mol/dm^3 . Jako wska�nika używamy fenoloftaleiny, która w �rodowisku zasadowym (NaOH) ma barwę malinoworóżowš, a w �rodowisku kwa�nym jest bezbarwna Wykonanie: Do czterech kolbek stożkowych odmieżamy pipetš po 20 cm^3 roztworu NaOH, następnie do każdej kolbki dodajemy po 50 cm^3 wody destylowanej, oraz po 2 krople fenoloftaleiny. Tak przygotowane próbki miareczkuje kwasem solnym (którego miano dokładnie znamy), cały czas dobrze mieszajšc. Miareczkowanie kończymy w chwili odbarwienia roztworu. Zapisujemy zużyte objęto�ci kwasu. Przykład: V1 = 5,90 cm^3 - próbka przemiareczkowana V2 = 5,80 cm^3 V3 = 5,80 cm^3 V4 = 5,80 cm^3 V�r = 5,80 cm^3 Obliczanie masy NaOH mNaOH = (Cmol HCl * VHCl * MNaOH * w) / 1000 w - wspólmierno�ć kolby z pipetš VHCl - objęto�ć zużytego roztworu kwasu solnego [cm^3] Cmol HCl - stężenie molowe roztworu kwasu solnego [mol/dm^3] mNaOH = (0,1052 * 5,9 * 39,9970 * 10) / 1000 mNaOH = 0,2440 g Powrót do oznaczeń

abababababa

Nastawianie miana około 0,1 mol/dm³
roztworu NaOH na kwas szczawiowy

abababababa

Do nastawiania miana roztworu wodorotlenku sodu stosuje się roztwór kwasu szczawiowego o dokładnie znanym stężeniu. Reaguje on z wodorotlenkiem sodu zgodnie z reakcjš: 2NaOH + H2C2O4 -> Na2C2O4 + 2H2O Miareczkujemy około 0,05 mol/dm^3 roztwór kwasu szczawiowego około 0,1 mol/dm^3 roztworem NaOH. Jako wska�nika używamy fenoloftaleiny, która w �rodowisku kwa�nym jest bezbarwna, a w �rodowisku zasadowym ma barwę różowš. Przygotowanie roztworu wzorcowego: Obliczenie naważki m = C * V * M, gdzie: C - stężenie roztworu kwasu szczawiowego [mol/dm^3] V - objęto�ć roztworu(kolbki miarowej) [dm^3] M - masa molowa [g/mol] m = 0,05 * 126,0406 * 0,2 m = 1,2606 g Przygotowanš naważkę przenosimy ilo�ciowo do kolbki miarowej na 200 cm^3 i uzupełniamy wodš destylowanš do kreski. Wykonanie: Do czterech kolbek stożkowych odmieżamy pipetš po 20 cm^3 roztworu H2C2O4, następnie do każdej kolbki dodajemy po 50 cm^3 wody destylowanej, oraz po 2 krople fenoloftaleiny. Tak przygotowane próbki miareczkujemy roztworem wodorotlenku sodu (którego miano nastawiamy), cały czas dobrze mieszajšc. Miareczkowanie kończymy w chwili odbarwienia roztworu. Zapisujemy zużyte objęto�ci kwasu. Przykład: V1 = 23,4 cm^3 V2 = 23,4 cm^3 V3 = 23,6 cm^3 - próbka przemiareczkowana V4 = 23,4 cm^3 V�r = 23,4 cm^3 Obliczanie stężenia CNaOH = (mH2C2O4 * 1000 * a)/(MH2C2O4 * VNaOH * b * w) a, b - współczynniki wynikajšce z reakcji w - wspólmierno�ć kolby z pipetš VNaOH - objęto�ć zużytego kwasu solnego mH2C2O4 - masa naważki kwasu szczawiowego CNaOH = (1,2582 * 1000 * 2)/(126,0604 * 23,4 * 10) CNaOH = 0,0853 mol/dm^3

abababababa

Oznaczanie kwasu octowego

abababababa

Kwas octowy (słaby kwas), reaguje z wodorotlenkiem sodu według równania: CH3COOH + Na^+ + OH^- <--> CH3COO^- + Na^+ + H2O Powstajšca w tej reakcji sól - octan sodu - wykazuje w roztworze wodnym odczyn alkaiczny (hydroliza). W zwišzku z tym w punkcie równoważno�ci miareczkowania roztwór ma odczyn alkaiczny i jako wska�nik stosuje się roztwór fenoloftaleiny, która w �rodowisku kwa�nym jest bezbarwna, a w �rodowisku zasadowym ma barwę różowš. Wykonanie: Do czterech kolbek stożkowych odmieżamy pipetš po 20 cm^3 analizowanego roztworu (zawierajšcego około 450 mg CH3COOH), następnie do każdej kolbki dodajemy po 35 cm^3 wody destylowanej, oraz po 2 krople fenoloftaleiny. Tak przygotowane próbki miareczkujemy mianowanym roztworem wodorotlenku sodu, cały czas dobrze mieszajšc. Miareczkujemy do pierwszej zauważalnej zmiany barwy z bezbarwnej na różowš. Zapisujemy zużyte objęto�ci kwasu. Przykład: V1 = 14,95 cm^3 - próbka przemiareczkowana V2 = 14,9 cm^3 V3 = 14,9 cm^3 V4 = 14,9 cm^3 V�r = 14,9 cm^3 Obliczanie masy CH3COOH mCH3COOOH = (Cmol NaOH * VNaOH * MCH3COOH * w) / 1000 w - wspólmierno�ć kolby z pipetš VNaOH - objęto�ć zużytego roztworu wodorotlenku sodu [cm^3] Cmol NaOH - stężenie molowe roztworu wodorotlenku sodu [mol/dm^3] mCH3COOOH = (0,0853 * 14,9 * 60,05256 * 10) / 1000 mCH3COOOH = 0,7632 g Powrót do oznaczeń

abababababa

Oznaczenia, osady, alkacymetria
dodano: 27-02-2002

Oznaczenie wagowe (grawimetryczne) ilościowego składu analizowanej substancji polega na przeprowadzeniu oznaczonego składnika do roztworu, a następnie wytrąceniu g o w postaci trudno rozpuszczalnego osadu. Osad taki nie może być higroskopijny, nie powinien pochłaniać CO2, powinien mieć określony skład chemiczny i oraz strukturę krystaliczną.

Wytrącanie osadów Osady należy strącać w postaci dużych kryształów. Osady dzielimy na serowate, koloidalne i krystaliczne. Strącony osad powinien być czysty, bez domieszek innych związków obecnych w rozworze. Należy unikać zjawiska współstrącania to strącanie razem z trudno rozpuszczalnym osadem także jonów, rozpuszczanych w cieczy macierzystej.

Sączenie i przemywanie osadów Sączenie to proces rozdzielający mieszaninę od osadu i roztworu za pomocą warstw porowatych, które zatrzymują substancje stałe przepuszczając roztwór. Sączki te są sączkami bezpopiołowymi - po spaleniu zostawiają mniej ni 0,1 mg popiołu. Osad na sączku przemywa się cieczą przemywającą w celu usunięcia obcych domieszek pochłoniętych z roztworu przez osad. Nie wolno dopuścić do wyschnięcia osadu.

Suszenie i prażenie osadów Do suszenia używa się suszarek elektrycznych w temperaturze 105-140 st. C. Czas suszenia wynosi około pół godziny. Prażenie osadów prowadzi się na palnikach gazowych lub w piecach elektrycznych. Osad jest całkowicie wyprażony jeżeli różnica między dwoma kolejnymi ważeniami nie przekracza 0,0005 g.

Oznaczenie siarczanów w postaci BaSO4 polega na strącaniu jonów SO4 (2-) znajdujących się w środowisku kwaśnym, za pomocą roztworu BaCl2, SO4 (2-) + Ba(2+) = BaSO4 Otrzymaną zawiesinę odsącza się, przemywa, praży i waży. Wytrącanie prowadzi się na gorąco, aby zwiększyć rozpuszczalność osadu dzięki czemu jest czysty i grubokrystaliczny. Spalanie sączka powinno zachodzić powoli, w niskiej temperaturze i z dużym dostępem powietrza. Czysty siarczan baru rozkłada się dopiero w temp.1400 st. C ale z zanieczyszczeniami, typu krzemionka wskazane jest nie przekroczenie temperatury 800 st .C.

Oznaczenie żelaza w postaci Fe2O3 polega na wytrąceniu amoniakiem jonów żelaza (III) z roztworu kwaśnego w postaci Fe(OH)3, a następnie wyprażeniu osadu do Fe2O3. Spalanie sączka przeprowadza się wolno przy dobrym dostępie powietrza, a prażenie w temp.950 st.

Oznaczenie wapnia w postaci CaO polega na wytrąceniu jonów Ca2+ w postaci szczawianu wapnia w słabo zasadowym środowisku. Ca(2+) +C2O4(2-) ŕCaC2O4 a następnie wyprażeniu osadu do tlenku wapnia.

Oznaczenie suchej pozostałości i pozostałości po prażeniu oznacza sumę wszystkich rozpuszczonych i zawieszonych substancji zawartych w odparowanej wodzie w przeliczeniu na 1cm3 po wysuszeniu do stałej masy w temp.105C. Na podstawie suchej pozostałości można określić przydatność wody do różnych potrzeb. Pozostałość po prażeniu oznacza się przez prażenie suchej pozostałości w temp. 550st. C.

Analiza miareczkowa pozwala na ilościowe oznaczenie składników badanej substancji Polega na mierzeniu objętości, za pomocą biurety, odczynnika o znanym stężeniu, reagującego stechiometrycznie z oznaczonym składnikiem. Punkt równoważnikowy miareczkowania to moment w którym miareczkowanie zostało zakończone, a titrant przereagował ilościowo z substancją oznaczoną.

Alkacymetria obejmuje acydymetrię oraz alkalimetrię. Metody te nazywa się metodami zobojętnienia, ponieważ są one oparte na reakcji między jonami hydroksoniowymi i wodorotlenowymi: 2H2O = H3O(+) = OH(-) Przyjmuje się, że czynnikiem miareczkującym jest mocny kwas albo mocna zasada, gdyż mocny elektrolit dysponuje duża ilością wolnych jonów H(+) lub OH(-) zdolnych do zobojętnienia roztworu miareczkowanego.

Wskaźniki alkacymetryczne są to organiczne substancje(zazwyczaj słabe kwasy lub zasady), których zabarwienie zależy od pH roztworu, np. błękit tymolowy, oranż metylowy, zieleń bromokrezolowa, czerwień metylowa, błękit bromotymolowy, fenoloftaleina, tymoloftaleina, czerwień fenolowa, żółcień metylowa.

Oznaczenie twardości wody metodą Warthy-Pfeiffera Twardość wodzie nadają głównie jony magnezu i wapnia. Rozróżnia się następujące rodzaje twardości wody: wapniową, magnezową, węglanową, niewęglanową. Twardość węglanową oznacza się miareczkując próbkę wody kwasem chlorowodorowym wobec oranżu metylowego jako wskaźnika. W czasie miareczkowania zachodzą reakcje zobojętniania wodorowęglanów wapnia i magnezu.

Kompleksonomeria opiera się na wiązaniu jonów metali w trwałe kompleksy przez specjalnie dobrane związki kompleksotwórcze i na wyznaczeniu punktu końcowego miareczkowania przez użycie odpowiednich wskaźników tworzących z jonami metalu oznaczonego związki o barwie odmiennej niż zabarwienie samego indykatora.

Miareczkowanie roztworem EDTA. Związek kompleksotwórczy powinien przede wszystkim dawać z jonami metalu oznaczonego trwałe kompleksy, aby reakcja ta była praktycznie nieodwracalna. Naczelne miejsce wśród związków kompleksujących zajmuje komplekson (III) EDTA, który jest solą dwusodową kwasu wersenowego. Następuje wydzielenie jonów wodorowych, a więc obniżenie wartości pH. Stężenia mianowanych roztworów EDTA mogą wynosić 0,1-0,001 mol/dm3, co umożliwia oznaczenie metali w bardzo szerokich granicach stężeń.

Redoksymetria to dział analizy miareczkowej, podczas której zachodzą reakcje utleniania i redukcji. Reakcja redukcji: Ox1 + n1e ŕRed1 Reakcja utleniania :Red 2 - n2e ŕOx2 Ox-postać utleniona, Red- postać zredukowana.

Oznaczenie chlorków metodą Mohra polega na miareczkowaniu obojętnego roztworu zawierającego chlorki mianowanym roztworem azotanu(V) srebra w obecności jonów chromianowych(VI) jako wskaźnika. Dodawany AgNO3 strąca biały osad chlorku srebra. W końcy miareczkowania wytrąca się brunatnoczerony osad chromianu srebra. Sposobem Mohra można oznaczać jony chlorowe w środowiskach o pH 6,5-10,5. Metodą tą można oznaczać jony chlorkowe i bromkowe.

 

PRAKTYCZNE PODSTAWY KLASYCZNEJ ALKACYMETRII:  MIARECZKOWEGO OZNACZANIA ILOŚCI KWASÓW I ZASAD

 

Do miareczkowania kwasów używa się mianowanego roztworu roboczego („titranta”) mocnej zasady (NaOH; w miarę możliwości niezanieczyszczonego węglanem sodu, który utrudnia miareczkowanie), do miareczkowania zasad - mianowanego roztworu mocnego kwasu (HCl, H₂SO₄, HClO₄, ale nie nietrwałego HNO₃). Jako titranta używa się zawsze mocnego elektrolitu.

Roztwór mianowany titranta to roztwór, którego dokładne stężenie jest znane (albo zostało wyznaczone, albo zagwarantowane przez dostawcę). Mianowanie titranta (wyznaczenie jego dokładnego stężenia) wykonuje się przez zmiareczkowanie dokładnie odważonej próbki substancji wzorcowej (o wysokim stopniu czystości, niehigroskopijnej, o dużej masie cząsteczkowej itd). Roztwory mianowane są dostępne w handlu („odważki analityczne”, „fiksanale”).

 

Miareczkowe oznaczenie polega na dodawaniu z biurety, „kropla po kropli” - mianowanego roztworu titranta, wobec odpowiedniego wskaźnika, do momentu zmiany barwy (punkt końcowy miareczkowania), i zanotowaniu objętości zużytego titranta.

 

Dobór wskaźnika w zasadzie nie zależy ani od rodzaju substancji miareczkowanej, ani od rodzaju substancji miareczkującej (titranta). Wskaźnik ma sygnalizować osiągnięcie punktu równoważnikowego PR. Punkt równoważnikowy jest to moment, w którym proporcja liczby moli reagentów jest taka sama, jak proporcja współczynników stechiometrycznych w zapisanym równaniu reakcji. A w PR nie ma już ani substancji miareczkowanej, ani titranta - ale roztwór zupełnie innej substancji: produktu reakcji. Najczęściej wybór jest wynikiem następującego toku rozumowania jakościowego. Należy ustalić rodzaj substancji będącej produktem reakcji. Należy określić jaki odczyn ma roztwór tego produktu reakcji (najczęściej nie jest on neutralny; dlatego zresztą nie nazywa się go punktem zobojętnienia, lecz punktem równoważnikowym). Sól słabego kwasu daje na skutek hydrolizy odczyn zasadowy w PR, sól słabej zasady daje na skutek hydrolizy odczyn kwasowy w PR, inne substancje mogą dysocjować np z odczynem kwasowym (CO₂)

CH₃COONa        CH₃COO^ + H₂O = CH₂COOH + OH^

NH₄Cl            NH₄⁺ + H₂O = NH₃ + H₃O⁺

CO₂ + H₂O = HCO₃^ + H₃O⁺

 

Właściwości wskaźnika powinny być dopasowane do odczynu roztworu w PR. Jeśli odczyn w PR jest zasadowy - fenoloftaleina, a jeśli kwasowy - oranż metylowy; jeśli jest neutralny, to z reguły również oranż metylowy. Takie jakościowe oszacowanie jest z reguły wystarczające.

Granicą możliwości klasycznego miareczkowania alkacymetrycznego jest wartość stałej dysocjacji Ka lub Kb substancji miareczkowanych: z reguły nie mniejsza niż 10^8, oraz stężenia (z reguły) nie mniej niż 0,01 M.      

 

Obliczenia stechiometryczne w alkacymetrii (identycznie zresztą w innych działach analizy miareczkowej) opierają się na poprawnie zapisanym równaniu zachodzącej reakcji. Należy obliczyć liczbę moli zużytego jednego reagenta (np titranta). W oparciu o stechiometrię zapisanego poprawnie równania, przeliczyć na liczbę moli drugiego reagenta. A następnie, w zależności od celu oznaczenia: albo na liczbę gramów oznaczanej substancji, albo na jej stężenie (procentowe, molowe). Bez poprawnego zapisania równania zachodzącej reakcji nie da się przeprowadzić obliczeń.

 

Wygodne (czasami wręcz niezbędne) jest posługiwanie się gramorównoważnikami i stężeniem normalnym. Należy w takim przypadku szczególny nacisk położyć na poprawne zdefiniowanie gramorównoważnika - każdorazowo w odniesieniu do warunków podczas bieżącego miareczkowania (ta sama substancja może mieć różny gramorównoważnik).

 

Należy zwracać uwagę na ogólne zasady racjonalnego dokonywania obliczeń na liczbach przybliżonych (w szczególności na problem cyfr znaczących mylonych powszechnie z miejscami dziesiętnymi!) oraz zasady zaokrąglania podawanego wyniku. Najrozsądniejsze jest dokonywanie obliczeń cząstkowych bez ich zaokrąglania, a ostateczny wynik zaokrąglać do wartości oszacowanej dokładności procedury pomiarowej. Dokładność typowych oznaczeń alkacymetrycznych jest rzędu 0,1%.

 

Zmiany stężeń podczas miareczkowania porównać można do zmian polegających na usuwaniu w kolejnych krokach jednej monety z worka zawierającego początkowo 1000 monet. Usunięcie pierwszej oznacza ubytek 0,1%. Usunięcie kilku kolejnych powoduje coraz większe procentowo, ale ciągle jeszcze nieznaczne ubytki. Gdy pozostaną już tylko 2 monety, kolejny krok oznacza różnicę aż 50%, a następny aż 100%. Podczas miareczkowania stężenie (a również pH) roztworu substancji miareczkowanej początkowo zmienia są bardzo nieznacznie. Przy zbliżaniu się do PR zmiany są bardzo gwałtowne, co ułatwia ich obserwowanie. Wykres zmian pH podaje się z reguły w zależności nie od objętości roztworu dodawanego z biurety, ale od procentu objętości stanowiącej PR (objętość PR = 100%).

 

 

 

ALKACYMETRYCZNE OZNACZENIE ZAWARTOŚCI PROCENTOWEJ Na₂CO₃

W PRÓBCE SODY   „___”

 

Miareczkowanie mocnym kwasem (HCl ok. 0,1 M) wobec oranżu metylowego (pH 3,5-5,5): powstaje więc produkt o charakterze kwasowym - CO₂

Równanie reakcji:     Na₂CO₃ + 2 HCl = 2 NaCl + H₂O + CO₂

 

Oszacowanie wielkości odważki:

biureta 25 ml;  planowane zużycie roztworu titranta: 20 ml 0,1 M HCl = ok. 0,002 mola Na₂CO₃  x 10-krotność = ok. 1,06 g Na₂CO₃  (1,1 - 1,2 g Na₂CO₃).

 

masa brutto	_ _, _ _ _ _ g
tara naczynia	_ _, _ _ _ _ g
masa netto próbki sody	_ _, _ _ _ _ g

 

Wynik miareczkowania:

 

zużycie titranta:  _ _, _ _ ml;   _ _,  _ _ ml;   _ _, _ _ ml;   _ _, _ _ ml;       średnia:  _ _, _ _ _ ml    (stężenie HCl: 0,0948 M)

 

ilość HCl:          _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  mola HCl

 

ilość Na₂CO₃:   _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  mola Na₂CO₃ =  _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g Na₂CO₃     

 

_, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g Na₂CO₃  x 10-krotność =   _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g Na₂CO₃

 

 

Zawartość procentowa: ( _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g Na₂CO₃ :  _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g sody) x 100 = _ _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _%   

Po zaokrągleniu do 0,1 % :   _ _, _  % Na₂CO₃.

 

 

 

 

 

ALKACYMETRYCZNE OZNACZENIE ZAWARTOŚCI CH₃COOH W PRÓBCE

 

Równanie reakcji:

NaOH + CH₃COOH = CH₃COONa + H₂O

daje produkt hydrolizujący zasadowo (anion słabego kwasu)

CH₃COO^  + H₂O = CH₃COOH + OH ^

zatem wskaźnikiem musi być fenoloftaleina (pH 8 - 10)

 

Wynik miareczkowania:

 

zużycie titranta:  _ _, _ _ ml;  _ _, _ _ ml;  _ _, _ _ ml;  _ _, _ _ ml;     średnia:  _ _, _ _ _  ml    (stężenie NaOH: 0,1000 M) 

 

ilość NaOH:         _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  mola NaOH

 

ilość CH₃COOH:  _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  mola CH₃COOH =  _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g CH₃COOH         

 

_, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g CH₃COOH  x 10-krotność =  _, _ _ _ _ _ _ _ _ _ _  g CH₃COOH

 

Po zaokrągleniu do 0,1 % :  _ _ _  mg CH₃COOH

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ALKACYMETRIA - OBLICZENIA STECHIOMETRYCZNE

OBLICZENIE ODWAŻKI    Na₂CO₃

 

Ile mg Na₂CO₃ odważyć, aby zużyć   20,00 ml 0,1000 M (N) HCl   w obecności oranżu metylowego?

 

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

 

w 1000 ml ----- 0,1 mola HCl

w     20 ml -----   x

 

x = 0,002 mola HCl

 

 

1 Na₂CO₃  + 2 HCl  =  2 NaCl  + H₂O  + CO₂

 

    y       +  0,002

 

 

y = 0,001 mola Na₂CO₃ = 0,106 g  = 106 mg  Na₂CO₃
                                                                                                                                                                        

 

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW  (val)

 

w 1000 ml ------ 0,1 vala HCl

w     20 ml ------   x

 

x = 0,002 val HCl = 0,002 val Na₂CO₃

 

 

 Na₂CO₃  +  2 H⁺  =  2 Na⁺  +  H₂O  + CO₂

 

 1 val Na₂CO₃  =  1 mol / 2  =  106 g Na₂CO₃ / 2  = 53 g

 0,002 val     --------------------------------------------    y

 

 

y  = 0,106 g  = 106 mg  Na₂CO₃

 

Odważyć należy  10  0,106 g  = 1,06 g Na₂CO₃

Odważyć należy jakąkolwiek ilość Na₂CO₃  w granicach:  1 -- 1,1 g,  z dokładnością  do  0,0001 g (!)

Do dalszych obliczeń używać liczbę gramów rzeczywiście odważonej próbki Na₂CO₃.

 

 

OBLICZANIE  MIANA  ROZTWORU   HCl

 

Na zmiareczkowanie    1,095 g Na₂CO₃  : 10  =  0,1095 g Na₂CO₃    wobec oranżu metylowego, zużyto  20,85 ml roztworu HCl.       Jakie jest jego stężenie  molowe (M) i  normalne (N)?

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

 

1 mol Na₂CO₃    -----  106 g

x  ----------------------      0,1095 g

 

x  = 0,001033019 mola Na₂CO₃

 

Na2CO3	+	## 2 HCl	= 2 NaCl + H2O + CO2
0,001033019 mola	+	0,002066038 mola

 

 

jeśli w  20,85 ml  jest  0,002066038 mola HCl

to w  1000  ml      jest    y

 

y  =  0,09909055  mola HCl

 

Roztwór jest ok.   0,0991 M HCl

 

                                                                                                  

W OPARCIU O LICZBĘ  GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW  (val)

Wobec oranżu metylowego:

 

Na₂CO₃  +  2 H⁺  =  2 Na⁺  +  H₂O  + CO₂

 

1 val Na₂CO₃  =  1 mol / 2  =  106 g Na₂CO₃ / 2  = 53 g

x val  ---------------------------------------------------   0,1095 g

 

x  = 0,002066038 val Na₂CO₃   =  0,002066038 val HCl

 

jeśli w  20,85 ml  jest  0,002066038  val HCl

to w  1000  ml      jest     y

 

y  =  0,09909055  val HCl

 

Roztwór jest ok.   0,0991 N HCl

 

Uwaga:  stężenie  molowe  HCl  równe  jest  stężeniu  normalnemu  HCl

 

 

 

 

GRAMORÓWNOWAŻNIKI  

 

 

 

 

OKSYDYMETRIA

Dział analizy miareczkowej obejmujący w zasadzie miareczkowania:

• reduktorów za pomocą mianowanego roztworu utleniacza, lub

• utleniaczy, za pomocą mianowanego roztworu reduktora.

Wszystkie obliczenia stechiometryczne są w zasadzie podobne, jak w alkacymetrii, zmieniają się jedynie równania reakcji będących podstawą oznaczeń (warto pamiętać, że bez poprawnie napisanego równania reakcji, zadania nie da się rozwiązać). Podobny jest również tok czynności: odważenie obliczonej uprzednio porcji substancji wzorcowej, wykonanie miareczkowania i obliczenie stężenia roztworu roboczego, który następnie będzie użyty do oznaczeń.

 

MANGANOMETRYCZNE OZNACZANIE REDUKTORÓW

Miareczkowanie reduktorów (Fe²⁺, szczawianów i innych reduktorów organicznych), za pomocą mianowanego roztworu KMnO₄, w środowisku kwasowym od H₂SO₄. Ponieważ KMnO₄ jest intensywnie barwny (fioletowy), zatem najczęściej nie używa się wskaźnika; punkt końcowy: różowe zabarwienie pochodzące od nadmiaru KMnO₄. Substancją podstawową do wyznaczania miana roztworu roboczego KMnO₄ może być szczawian sodu Na₂C₂O₄. Zadania stechiometryczne rozwiązywać można albo w oparciu o liczby moli reagentów oraz równanie reakcji, lub w oparciu o liczbę gramorównoważników reagentów. Jak zwykle, niezbędna jest umiejętność właściwego obliczania gramorównoważników.

 

JODOMETRYCZNE OZNACZANIE UTLENIACZY

Miareczkowanie utleniaczy (Cu²⁺, Cr₂O₇^2—, H₂O₂) wykonuje się dwuetapowo. Do próbki utleniacza dodaje się jednorazowo, nie ważąc, znaczny nadmiar stałego KI. W tych warunkach, oznaczany utleniacz utlenia aniony jodkowe I^— do wolnego jodu I₂.

2 I^— → I₂ + 2e

Ilość powstałego jodu jest w tej sytuacji zależna od ilości tego reagenta, który jest w niedomiarze, a więc do utleniacza. Niezależnie od ilości dodanego KI, powstaje tyle samo I₂ w kolejnych próbach! Ilość gramów jodu jest zależna od mas cząsteczkowych reagentów i od współczynników równania zachodzącej reakcji, ilość moli jodu zależna jest od stosunku współczynników w równaniu reakcji. Natomiast ilość gramorównoważników jodu równa jest (zawsze) ilości gramorównoważników utleniacza. Warto sprawdzić, że słuszne jest to niezależnie od równania reakcji!

(roztworu utleniacza nie da się miareczkować roztworem KI, chociażby dlatego, że już dodanie pierwszej kropli roztworu KI powoduje powstanie ciemnego zabarwienia ze skrobią, które utrzymuje się również w P.R., a także po przekroczeniu P.R.).

Ostatecznie: próbka utleniacza zostaje zamieniona na stechiometryczną ilość jodu. Dopiero ten wytworzony jod I₂ odmiareczkowuje się mianowanym roztworem tiosiarczanu sodu Na₂S₂O₃. Taki skomplikowany tok oznaczenia (tzw. metoda podstawienia) stosuje się również dlatego, że tiosiarczan z większością utleniaczy reaguje w niejednoznaczny sposób (może powstawać jednocześnie kilka różnych produktów). Natomiast w opisanych warunkach jod utlenia tiosiarczan wyłącznie do czterotionianu S₄O₆^2—.

2 S₂O₃^2— → S₄O₆^2— + 2e     lub sumarycznie:

2 S₂O₃^2— + I₂ → S₄O₆^2— + 2 I^—

Miareczkowanie prowadzi się w obecności skrobii (z jodem I₂ daje ona granatowy kompleks, z anionami jodkowymi I^— nie tworzy kompleksu). Punkt końcowy: zanik granatowego zabarwienia (roztwór może być zabarwiony przez inne produkty reakcji).

Podczas oznaczania soli miedzi Cu²⁺ , redukowane są one przez aniony jodkowe I^— do kationów Cu⁺ , które z nadmiarem anionów jodkowych tworzą trudno rozpuszczalny osad CuI. Sumarycznie:

2 Cu²⁺ + 4I^— = 2 CuI + I₂

Podczas oznaczania dwuchromianów po P.K. roztwór jest np. zielonkawy (barwa powstałej soli chromu), a podczas oznaczania soli Cu²⁺ pozostaje kremowa zawiesina CuI.

Zadania stechiometryczne rozwiązywać można w oparciu o liczby moli reagentów oraz równanie reakcji. Jest to uciążliwe, ponieważ trzeba zadanie rozwiązywać “od końca”, dzieląc je na tyle etapów, ile etapów składało się na tok miareczkowania, uwzględniając za każdym razem, właściwą relację molową reagentów.

Zadanie można wygodnie rozwiązać w oparciu o liczbę gramorównoważników reagentów (zużycie 1 val odczynnika z biurety równoważne jest zawartości 1 val substancji wyjściowej, niezależnie od liczby etapów miareczkowania i równań reakcji). Niezbędna jest jednak umiejętność poprawnego obliczania gramorównoważników.

 

OBLICZANIE MIANA ROZTWORU KMnO₄

Na zmiareczkowanie 0,14090 g Na₂C₂O₄ zużyto 20,45 ml roztworu KMnO₄. Obliczyć jego stężenie molowe (M) i normalne (N).       M.cz. Na₂C₂O₄ = 134

 

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

1 mol Na₂C₂O₄ ----- 134 g

x ----------------------- 0,14090 g

x = 0,0010515 mola Na₂C₂O₄ = 1,0515 mola

5 C₂O₄^2— + 2 MnO₄^— = [---]

a moli + 2/5  a moli

1,0515 mmola + 2/5  1,0515 mmola

2/5  1,0515 mmola = 0,4206 mmola MnO₄^—

jeśli w 20,45 ml jest 0,4206  10^—3 mol MnO₄^—

to w 1000 ml jest y         y = 0,02057 mola KMnO₄

Roztwór jest 0,02057 M KMnO₄.

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW (val)

C₂O₄^2— → 2 CO₂ + 2 e

1 val = 1 mol / 2 = 134 g / 2 = 67 g Na₂C₂O₄

x -------------------------------- 0,14090 g

0,002103 val Na₂C₂O₄ = 0,002103 val KMnO₄!

jeśli w 20,45 ml jest 2,103  10^—3 val KMnO₄

to w 1000 ml jest y

y = 0,1028 val KMnO₄

Roztwór jest 0,1028 N KMnO₄     UWAGA: stężenie normalne KMnO₄ jest liczbowo pięciokrotnie większe, niż stężenie molowe tego roztworu !

 

OBLICZANIE ODWAŻKI K₂Cr₂O₇

Ile K₂Cr₂O₇ odważyć, aby zużyć 20 ml 0,1 M (0,1 N) roztworu Na₂S₂O₃?     M.cz. K₂Cr₂O₇ = 294,2

Metoda oznaczania: do próbki K₂Cr₂O₇ dodaje się nadmiar stałego KI:

Cr₂O₇^2— + 6 I^— → 3 I₂ + [---]

Powstały I₂ odmiareczkowuje się mianowanym roztworem Na₂S₂O₃ do zaniku barwy jodu wobec skrobi.

2 S₂O₃^2— + I₂ → S₄O₆^2— + 2 I^—

 

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI. (obliczenia wykonuje się “od końca”).

w 20 ml 0,1 M Na₂S₂O₃ zawarte jest: 0,002 mola = 2 mmole S₂O₃^2—.

II ETAP: Z równania reakcji

2 S₂O₃^2— + I₂ → S₄O₆^2— + 2 I^—

wynika, że z 2 mmolami tiosiarczanu powinien przereagować 1 mmol jodu I₂.

I ETAP: Z równania reakcji: Cr₂O₇^2— + 6 I^— → 3 I₂ + [---]

wynika, że 1 mmol jodu I₂ powstaje z 1/3 mmola K₂Cr₂O₇. 1/3 mmola K₂Cr₂O₇ = 98,1 mg

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW (val)

w 20 ml 0,1 N roztworu miareczkującego zawarte jest 0,002 val = 2 mval odczynnika miareczkującego.

Niezależnie od liczby etapów oznaczenia, ilości wszystkich reagentów w poszczególnych stadiach oznaczenia równe są 2 mval (wynika to z definicji gramorównoważnika!). Należy więc odważyć 2 mval K₂Cr₂O₇.

Podstawą do obliczenia gramorównoważnika K₂Cr₂O₇ jest równanie połówkowe:

Cr₂O₇^2— + 14 H⁺ + 6 e^— → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

1 val K₂Cr₂O₇ = 1 mol/6,          zatem:  2 mval K₂Cr₂O₇ = 98,1 mg

 

 

 

 

  pH  -  metria

 

ZASADA  POMIARÓW  POTENCJOMETRYCZNYCH:

 

Układ pomiarowy zbudowany jest z ogniwa składającego się z dwóch elektrod:

•  elektrody odnośnikowej (o stałym potencjale). Potencjał takiej elektrody jest stały, gdyż jest ona odizolowana od kontaktu z roztworem zewnętrznym, a skład roztworu wewnątrz takiej elektrody jest stały. Jako elektrod odnośnikowych używa się najczęściej elektrody kalomelowej lub chlorosrebrowej.

 

• elektrody pomiarowej (której potencjał zależny jest od stężenia oznaczanej substancji w roztworze badanym). Zależność potencjału od stężenia opisuje równanie Nernsta. Do pomiarów potencjałów redoks używać można odcinka drutu platynowego. Do pomiarów pH najczęściej stosuje się elektrodę „szklaną”.

 

• Do celów praktycznych pomiarów pH posługujemy się najczęściej elektrodą zespoloną, składającą się z dwóch elektrod: „szklanej” i  chlorosrebrowej  umieszczonych w jednej obudowie.

 

Różnicę potencjałów obu elektrod  (napięcie ogniwa) mierzy się za pomocą pH-metru. pH-metr jest to czuły woltomierz, dla wygody wyskalowany często od razu w jednostkach pH (oraz w jednostkach napięcia - woltach). pH-metr przed pomiarami należy wykalibrować stosując wzorcowe roztwory buforowe.

 

 

 

 

PODCZAS PRACY NALEŻY ZWRACAĆ UWAGĘ, ABY:

• nie uszkodzić bardzo kruchej końcówki elektrody zespolonej. Należy dopilnować, aby plastikowa osłona była zsunięta do dołu.

• przed każdym pomiarem (oraz przed wstawieniem elektrody do buforu wzorcowego) elektrodę dokładnie przepłukać wodą destylowaną z tryskawki.

• nie zanieczyścić wzorcowych roztworów buforowych

• po wstawieniu elektrody do roztworu, poruszyć kilkakrotnie naczyniem, aby roztwór dokładnie wszedł w kontakt z powierzchnią elektrody.

 

PRZYGOTOWANIE   pH-METRU   DO   PRACY

 

Włączyć zasilanie „ON”.  Nacisnąć przycisk  “CAL” (Calibration).

Na ekranie pojawia się symbol naczynia z buforem 1 (pH 4,01).

 

Opłukaną elektrodę z założoną ochronną osłoną plastikową zanurzyć do naczynka z buforowym roztworem do kalibrowania (pH 4,01) i odczekać, aż zniknie napis „NOT READY”, pojawi się napis „READY” oraz dodatkowo odczekać, aż wskazania liczbowe pH przestaną się zmieniać (trwa to ok. 1-1,5 minuty !). Dopiero wtedy nacisnąć przycisk „CFM” (Confirmation). Wskazania pH-metru mogą w tym momencie różnić się od wartości 4,01.

 

Na ekranie pojawia się symbol naczynia z buforem 2 (pH 7,01). Powtórzyć kalibrowanie (opłukać elektrodę, podstawić naczynie z drugim buforem pH 7,01). Po powtórnym naciśnięciu przycisku „CFM” , pH-metr jest gotowy do pracy.

Sposoby obsługi pH-metrów innych typów opisane są w dołączonych instrukcjach.

 

 

 

POMIARY  pH

 

Zmierzyć pH wody destylowanej.   Dlaczego wartość pH jest znacznie niższa od 7,0 ?

Omówić rolę zanieczyszczeń przemysłowych w powstawaniu „kwaśnych deszczów” oraz ich skutki w postaci katastrofy ekologicznej (zniszczenie lasów na Dolnym Śląsku, wzmożona korozja konstrukcji stalowych, efekt cieplarniany, „dziura” ozonowa). 

 

Poniżej zdjęcie obrazujące skutki katastrofy ekologicznej w Sudetach (niech będą one praktyczną ilustracją teoretycznego zagadnienia rachunkowego):

 

 

 

("Martwy las" w Karkonoszach, pomiędzy Śnieżką a przeł. Okraj)

 

 

 

Do 10 ml wody destylowanej dodawać z pipety taką ilość 0,1 M HCl, aby uzyskać zmniejszenie początkowej wartości pH o 1 jednostkę.

 

Sporządzić mieszaninę  5 ml  0,4 M CH₃COOH   i   5 ml  0,4 M CH₃COONa.

Jaką wartość pH powinien mieć taki bufor ?  (pK_a CH₃COOH = 4,75).

Jak duże odchylenie od wartości obliczonej teoretycznie ma rzeczywiste pH sporządzonej mieszaniny ?

 

Do 10 ml sporządzonego buforu octanowego dodawać z pipety taką ilość 0,1 M HCl, aby początkowa wartość pH zmniejszyła się o 1 jednostkę pH.

Przedyskutować powody, dla których roztwór buforowy jest „odporny” na dodatek niezbyt dużych ilości mocnego kwasu. Porównać z wynikiem doświadczenia z dodawaniem HCl do wody destylowanej.

Obliczyć „pojemność buforową” sporządzonego buforu octanowego (liczbę moli jonów wodorowych dodanych do 1 litra buforu, powodującą zmianę pH o 1 jednostkę pH).

 

Zmierzyć pH roztworów:  wody wodociągowej, wody sodowej, „Pepsi”, NH₄Cl,  CH₃COONa,  NaHCO₃. **

  

 

 

---