chemia analityczna - instrukcje do ćwiczeńzcha.us.edu.pl/download/ch_analityczna.pdf ·...

Uniwersytet Śląski w Katowicach Instytut Chemii - Zakład Chemii Analitycznej ul. Szkolna 9

CHEMIA ANALITYCZNA

- część A -


Chemia analityczna – część A

Spis treści

2

Spis treści

Regulamin pracowni chemii analitycznej ........................................................................................... 3

Tematyka ćwiczeń laboratoryjnych .................................................................................................... 4

Zagadnienia do kolokwiów ................................................................................................................. 5

Literatura …………………………………………………………………………………………………………………………………… 7

Warunki zaliczenia ćwiczeń laboratoryjnych ..................................................................................... 8

Efekty kształcenia ............................................................................................................................... 9

ANALIZA JAKOŚCIOWA ......................................................................................................................... 10

Zestaw sprzętu laboratoryjnego na stanowisku .............................................................................. 11

ĆWICZENIE 1. Rozdział kationów I grupy analitycznej ..................................................................... 12

ĆWICZENIE 2. Rozdział kationów IV grupy analitycznej ................................................................... 14

ĆWICZENIE 3. Analiza anionów oraz soli .......................................................................................... 17

Materiały dodatkowe ....................................................................................................................... 22

ANALIZA ILOŚCIOWA ............................................................................................................................ 32

Zestaw sprzętu laboratoryjnego na stanowisku .............................................................................. 33

ĆWICZENIE 4. Pracownia problemowa. Przygotowanie roztworów do analizy ilościowej .............. 34

ĆWICZENIE 5. Acydymetryczne oznaczanie wodorotlenku sodu wobec oranżu metylowego ........ 40

ĆWICZENIE 6. Alkalimetryczne oznaczanie kwasu octowego z wizualną, pehametryczną i potencjometryczną detekcją punktu końcowego miareczkowania ..................... 42

ĆWICZENIE 7. Oznaczenie wagowe siarczanów(VI) w postaci siarczanu(VI) baru ........................... 46

ĆWICZENIE 8. Oznaczenie wagowe niklu(II) w postaci dimetyloglioksymianu niklu(II) ................... 48

ĆWICZENIE 9. Argentometryczne oznaczanie chlorków metodą Mohra ......................................... 50

ĆWICZENIE 10. Kompleksonometryczne oznaczanie mieszaniny zawierającej jony wapnia i magnezu ................................................................................................... 52

ĆWICZENIE 11. Manganometryczne oznaczanie kwasu szczawiowego ........................................... 54

ĆWICZENIE 12. Jodometryczne oznaczanie bromianów(V) i miedzi(II) ........................................... 56

ĆWICZENIE 13. Oznaczanie kwasu askorbinowego za pomocą 2,6-dichlorofenoloindofenolu ....... 61

ĆWICZENIE 14. Bromianometryczne oznaczanie glinu(III) po strąceniu za pomocą 8-hydroksychinoliny ............................................................................................... 65

Słowniczek pojęć z chemii analitycznej ............................................................................................ 67

Uniwersytet Śląski w Katowicach

Instytut Chemii - Zakład Chemii Analitycznej ul. Szkolna 9

Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Regu

lam

in p

raco

wni

che

mii

anal

itycz

nej

3

Regulamin pracowni chemii analitycznej 1. Ćwiczenia rozpoczynają się i kończą zgodnie z ustalonym podziałem godzin.

2. W pracowni mogą przebywać wyłącznie studenci należący do grupy wykonującej ćwiczenia.

3. Obecność w pracowni obowiązuje przez cały czas trwania ćwiczeń. Studentowi wolno opuścić pracownię po uprzednim zgłoszeniu osobie prowadzącej ćwiczenia.

4. Godziny ćwiczeń należy poświęcić intensywnej pracy.

5. Palenie tytoniu, papierosów elektronicznych i spożywanie posiłków na pracowni jest zabronione.

6. Pracować wolno tylko w wyznaczonym miejscu, posługując się chemikaliami i sprzętem przydzielonym do danego stanowiska.

7. Każdy student zobowiązany jest posiadać własny fartuch laboratoryjny, okulary ochronne, ścierki do szkła i stołu, niezmywalny pisak do szkła, mydło, ręcznik oraz środek myjący do szkła.

8. W pracowni należy utrzymywać wzorową czystość i porządek (dotyczy to nie tylko szkła laboratoryjnego, stołów, szafek, ale również półek, zlewu, podłogi, etc.). Wszelkie rzeczy osobiste (np. torby) należy przechowywać w wyznaczonych do tego celu szafkach. Wierzchnie okrycia należy pozostawić w szatni. Przed wyjściem z pracowni należy starannie umyć ręce.

9. Z odczynników należy korzystać zgodnie z zasadami pracy laboratoryjnej.

10. Ciecze żrące (np. resztki stężonych roztworów kwasów i zasad) należy zlewać do wyznaczonych w tym celu pojemników, a inne roztwory do zlewu, spłukując dobrze wodą.

11. Zabrania się wynoszenia jakichkolwiek odczynników z pracowni.

12. Prądu, gazu, wody wodociągowej oraz destylowanej należy używać jak najoszczędniej.

13. Wszystkie prace z substancjami łatwopalnymi, toksycznymi i cuchnącymi należy przeprowadzać pod wyciągiem.

14. Wychodząc z pracowni należy zgasić wszystkie palniki, skontrolować szczelność kurków gazowych oraz zamknąć główne zawory gazu i wody.

15. W przypadku pożaru nie należy wywoływać paniki. W miarę możliwości pożar zlokalizować, usunąć z najbliższego otoczenia materiały łatwopalne i przystąpić do gaszenia, stosując znajdujące się w pracowni środki gaśnicze (gaśnica).

16. O każdym skaleczeniu, oparzeniu i złym samopoczuciu należy niezwłocznie poinformować osobę prowadzącą ćwiczenia.

17. W pokoju wagowym wolno przebywać wyłącznie osobom odważającym. Ważenie na wagach technicznych i analitycznych powinno odbywać się zgodnie z obowiązującymi zasadami.

18. Każdy student waży tylko na tej wadze, do której został przydzielony. Przed rozpoczęciem ważenia student obowiązany jest wpisać się do zeszytu znajdującego się przy danej wadze. Każde nieprawidłowe działanie wagi oraz jej zanieczyszczenie należy zgłosić osobie prowadzącej ćwiczenia.



Tematyka ćw

iczeń laboratoryjnych

4

Tematyka ćwiczeń laboratoryjnych ĆWICZENIE 1. Omówienie regulaminu obowiązującego w pracowni chemii

analitycznej oraz tematyki ćwiczeń laboratoryjnych i zagadnień do kolokwiów. Szkło i sprzęt laboratoryjny używany w analizie jakościowej i ilościowej. Badania własne i identyfikacja kationów I grupy analitycznej: Ag(I), Hg(I), Pb(II).

ĆWICZENIE 2. Identyfikacja kationów grupy IV: Ni(II), Co(II), Mn(II), Zn(II), Fe(II), Fe(III), Al(III), Cr(III).

ĆWICZENIE 3. Badania własne anionów i identyfikacja soli.

ĆWICZENIE 4. Pracownia problemowa. Przygotowanie roztworów do analizy ilościowej.

ĆWICZENIE 5. Acydymetryczne oznaczanie wodorotlenku sodu wobec oranżu metylowego.

ĆWICZENIE 6. Alkalimetryczne oznaczanie kwasu octowego z wizualną, pehametryczną i potencjometryczną detekcją punktu końcowego miareczkowania.

ĆWICZENIE 7. Oznaczanie wagowe siarczanów(VI) w postaci siarczanu(VI) baru. Oznaczenie wagowe niklu(II) w postaci dimetyloglioksymianu

niklu(II).

ĆWICZENIE 8. Argentometryczne oznaczanie chlorków metodą Mohra.

ĆWICZENIE 9. Kompleksonometryczne oznaczanie mieszaniny zawierającej jony wapnia i magnezu.

ĆWICZENIE 10. Manganometryczne oznaczanie kwasu szczawiowego.

ĆWICZENIE 11. Jodometryczne oznaczanie bromianów(V) i miedzi(II).

ĆWICZENIE 12. Oznaczanie kwasu askorbinowego za pomocą 2,6-dichlorofenoloindofenolu.

ĆWICZENIE 13. Bromianometryczne oznaczanie glinu(III) po strąceniu za pomocą 8-hydroksychinoliny.

ĆWICZENIE 14/15. Odrabianie zaległych ćwiczeń i zaliczenie laboratorium z chemii analitycznej.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Zaga

dnie

nia

do sp

raw

dzia

nów

5

Zagadnienia do kolokwiów I. KOLOKWIUM: Zagadnienia ogólne. Analiza jakościowa. (termin: 3 i 4 pracownia)

1. Określanie stężeń roztworów odczynników. Przeliczanie stężeń procentowych i molowych roztworów.

2. Rodzaje odczynników chemicznych: specyficzne, selektywne, maskujące, grupowe, charakterystyczne.

3. Podział kationów na grupy analityczne wg Freseniusa i Lipca-Szmala. 4. Rozdział i identyfikacja kationów należących do grup analitycznych od I do V

wg zmodyfikowanego podziału opracowanego przez Lipca-Szmala. 5. Podział anionów na grupy analityczne wg Bunsena, analiza anionów i podstawowe

reakcje chemiczne służące do ich identyfikacji. 6. Identyfikacja próbek stałych. II. KOLOKWIUM: Metody analizy ilościowej wykorzystujące reakcje kwas – zasada.

Alkacymetria. (termin: 5 i 6 pracownia) 1. Pojęcie kwasu i zasady. Teoria protonowa Brönsteda. 2. Stała i stopień dysocjacji. 3. Roztwory wodne kwasów i zasad. Wartość pH. 4. Roztwory buforowe. 5. Zagadnienia ogólne dotyczące analizy miareczkowej. Klasyfikacja metod

miareczkowych. Błędy w analizie miareczkowej. 6. Reakcje zobojętniania i ich wykorzystanie w analizie miareczkowej: acydymetria

i alkalimetria. 7. Substancje wzorcowe, roztwory wzorcowe, przygotowanie roztworów mianowanych

w alkacymetrii. 8. Wskaźniki kwasowo-zasadowe. Teoria działania wskaźników Ostwalda i Hantzscha. 9. Krzywe miareczkowania alkacymetrycznego. 10. Acydymetria i alkalimetria – przykłady oznaczeń. III. KOLOKWIUM: Metody analizy ilościowej wykorzystujące reakcje strącania osadów.

Analiza wagowa. Precypitometria. (termin: 7 i 8 pracownia)

1. Równowagi osad - roztwór i ich wykorzystanie w analizie. 2. Zasada analizy wagowej. Wagi i ważenie. 3. Rodzaje osadów. 4. Dobór warunków strącania osadów, sączenie, przemywanie, suszenie i prażenie osadów. 5. Zjawiska towarzyszące strącaniu osadów: adsorpcja, okluzja, strącanie następcze. 6. Strącanie z roztworów homogenicznych. 7. Klasyczny i termodynamiczny iloczyn rozpuszczalności. 8. Czynniki wpływające na rozpuszczalność osadów. 9. Przykłady oznaczeń wagowych. 10. Objętościowa analiza wytrąceniowa (precypitometria). Krzywa miareczkowania

wytrąceniowego. 11. Wskaźniki w miareczkowaniu wytrąceniowym. 12. Argentometria i merkurometria – przykłady oznaczeń.



Zagadnienia do sprawdzianów

6

IV. KOLOKWIUM: Metody analizy ilościowej wykorzystujące tworzenie się związków kompleksowych. Kompleksometria. (termin: 9 i 10 pracownia)

1. Tworzenie i budowa kompleksów. 2. Równowagi kompleksowania i ich wykorzystanie w analizie. 3. Stałe trwałości i stałe nietrwałości. 4. Miareczkowanie oparte na reakcjach kompleksowania. 5. Kwas etylenodiaminotetraoctowy, jego sole i kompleksy w chemii analitycznej. 6. Krzywa miareczkowania kompleksometrycznego. 7. Wskaźniki kompleksometryczne. 8. Kompleksonometria – podstawy teoretyczne i przykłady oznaczeń. 9. Merkurymetria – podstawy teoretyczne i przykłady oznaczeń. V. KOLOKWIUM: Metody analizy ilościowej wykorzystujące reakcję utleniania i redukcji.

Redoksymetria. (termin: 11 i 12 pracownia)

1. Reakcje utleniania i redukcji. Utleniacze i reduktory. 2. Charakterystyka aktywności układów redoks. 3. Równanie Nernsta. 4. Stała równowagi reakcji redoks. 5. Czynniki wpływające na przebieg reakcji redoks. 6. Krzywa miareczkowania redoks. 7. Wskaźniki redoks. 8. Oksydymetria: manganometria, jodometria, bromianometria, jodanometria,

chromianometria, cerometria – podstawy teoretyczne i przykłady oznaczeń. 9. Reduktometria: ferrometria, tytanometria, askorbinometria – podstawy teoretyczne

i przykłady oznaczeń.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Lite

ratu

ra

7

Literatura [1] Skoog D. A., West D. M., Holler F. J., Crouch S. R., „Podstawy chemii analitycznej”,

tom 1 i 2, PWN, Warszawa 2007 [2] Minczewski J., Marczenko Z. „Chemia analityczna”, tom 1 i 2, PWN, Warszawa 1999 [3] Cygański A., „Chemiczne metody analizy ilościowej”, WNT, Warszawa 2013 [4] Szmal Z. S., Lipiec T., „Chemia analityczna z elementami analizy instrumentalnej”,

PZWL, Warszawa 1999

Karty charakterystyk stosowanych substancji są dostępne w pracowniach oraz na stronach internetowych:

http://www.sigmaaldrich.com/poland.html http://www.poch.com.pl/1/karty-charakterystyk

http://www.sigmaaldrich.com/poland.html�

http://www.poch.com.pl/1/karty-charakterystyk�



Warunki zaliczenia ćw

iczeń laboratoryjnych

8

Warunki zaliczenia ćwiczeń laboratoryjnych Warunkiem zaliczenia ćwiczeń laboratoryjnych z chemii analitycznej jest wykonanie wszystkich zadań przewidzianych w harmonogramie oraz uzyskanie pozytywnej oceny z kolokwiów i sprawozdań. I. ANALIZA JAKOŚCIOWA W ramach każdych ćwiczeń student dostaje tylko jedną próbkę kontrolną. Za pozytywne wykonanie ćwiczeń student uzyskuje odpowiednią ilość punktów. Zadanie wykonane z jednym błędem zalicza się, przy czym liczbę punktów zmniejsza się o 1 punkt. I grupa kationów 2 punkty IV grupa kationów 3 punkty Próbki stałe 4 punkty W zależności od liczby uzyskanych punktów student otrzymuje następującą ocenę: 9 punktów bardzo dobry 8 punktów dobry+ 7 punktów dobry 6 punktów dostateczny+ 5 punktów dostateczny ≤ 4 punktów niedostateczny II. ANALIZA ILOŚCIOWA Każdą próbkę kontrolną student może powtórzyć jeden raz. W zależności od wykonania próby kontrolnej z odpowiednią dokładnością, podaną w sprawozdaniu jako błąd względny oznaczenia (%), student otrzymuje następującą ocenę: 0 – 1% bardzo dobry 1,1 – 2% dobry+ 2,1 – 3% dobry 3,1 – 4% dostateczny+ 4,1 – 5% dostateczny Uwaga: z wyjątkiem ćwiczeń, w których obowiązują inne kryteria ocen.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Efek

ty k

szta

łcen

ia

9

Efekty kształcenia • Student ma wiedzę dotyczącą praw chemicznych równowag chemicznych w roztworach

wodnych (równowag kwasowo-zasadowych, jonowych i redoksowych), warunków strącania osadów, mechanizmów towarzyszących tworzeniu osadów.

• Student opanował umiejętność zapisu równań reakcji chemicznych oraz bilansów

elektronowych. • Student zna metody klasycznej analizy jakościowej wybranych kationów i anionów. • Student zna wagowe i miareczkowe metody analizy chemicznej. • Student potrafi posługiwać się szkłem i podstawowym sprzętem stosowanym

w laboratorium analitycznym. • Student potrafi samodzielnie przygotować roztwory do analizy wagowej i miareczkowej,

zaproponować metodę analizy klasycznej w zależności od właściwości analitu oraz przeprowadzić analizę jakościową i ilościową wybranych analitów.

• Student potrafi dokonać podstawowych obliczeń z zakresu chemii analitycznej

dotyczących rozcieńczania roztworów, obliczania stężenia przygotowywanych roztworów mianowanych, przeliczania stężenia procentowego na molowe i molowego na procentowe oraz obliczania zawartości analitu w wydanej próbce.

• Student samodzielnie interpretuje, opracowuje i dokonuje oceny statystycznej wyników

w sprawozdaniach z zakresu analizy jakościowej i ilościowej. • Student ma świadomość odpowiedzialności za wspólnie realizowane zadania związane

z pracą zespołową oraz za bezpieczeństwo pracy własnej oraz innych w laboratorium analitycznym.

• Student rozumie podstawowe zasady etyki pracy w laboratorium analitycznym.



Analiza jakościowa

10

ANALIZA JAKOŚCIOWA



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

11

Zestaw sprzętu laboratoryjnego na stanowisku • probówki duże 5 szt.

• probówki wirówkowe 5 szt.

• małe pipety szklane 5 szt.

• bagietka 1 szt.

• zlewka 250 mL 1 szt.

• zlewka 100 mL 1 szt.

• lejek szklany 1 szt.

• cylinder miarowy 10 mL 1 szt.

• małe szkiełko zegarkowe 1 szt.

• mała parowniczka porcelanowa 1 szt.

• płytka Feigla 1 szt.

• aparat do pochłaniania gazów 1 szt.

• tryskawka 1 szt.

• łapa do probówek 1 szt.



Analiza jakościowa

12

ĆWICZENIE 1

Rozdział kationów I grupy analitycznej Próbka: do 1 mL badanego roztworu dodać około 10 kropel 3 mol/L HCl i po sprawdzeniu całkowitego wytrącenia osad odwirować i zdekantować.

Osad I - AgCl, PbCl2, Hg2Cl2: osad przemyć 1 mol/L HCl i odwirować, dodać 1 mL wody destylowanej i ogrzewać we wrzącej łaźni wodnej przez 10-15 minut, odwirować na gorąco i zdekantować.

Roztwór I: o ile nie zawiera kationów grup II-V, wylać.

Osad II - Hg2Cl2, AgCl: dodać ok. 10 kropel stężonego NH3∙H2O i odwirować.

Roztwór II - PbCl2: Podzielić na 4 części i badać na obecność Pb2+ następująco: 1) oziębienie –

wytrącenie kryształów PbCl2,

2) dodanie H2SO4 – wytrącenie białego osadu PbSO4,

3) dodanie K2CrO4 – wytrącenie żółtego osadu PbCrO4,

4) dodanie KI – wytrącenie żółtego osadu PbI2, rozpuszczalnego w nadmiarze KI.

Osad III - HgNH2Cl + Hg: ciemny osad, który wskazuje na obecność Hg, rozpuszcza się w mieszaninie 6 kropel HCl o stęż. 6 mol/L i 2 kropel HNO3 o stęż. 6 mol/L (woda królewska), ogrzewa się do rozpuszczenia osadu i odparowuje prawie* do sucha. Po rozpuszczeniu osadu w paru kroplach wody dodaje się 2-3 krople SnCl2. Biały osad Hg2Cl2 lub szary (Hg2Cl2 + Hg) wskazuje na obecność Hg2

2+. *- powstały HgCl2 (sublimat) może się ulotnić

Roztwór III - Ag(NH3)2+, Cl-

i nadmiar NH3∙H2O: zakwasić 6 mol/L HNO3 wobec papierka lakmusowego; wytrącenie białego osadu AgCl wskazuje na obecność Ag+.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

13

ARKUSZ SPRAWOZDAWCZY DO ĆWICZEŃ Z ANALIZY JAKOŚCIOWEJ

Analiza kationów I grupy analitycznej ............................................................ ................................................................. Imię i nazwisko ............................................................ Grupa Próbka kontrolna: ................................................................. (postać, barwa, odczyn) W sprawozdaniu należy napisać równania wszystkich reakcji chemicznych za pomocą których zidentyfikowano kationy I grupy analitycznej.

Lp. Wykonywana czynność laboratoryjna

Obserwacje efektów

analitycznych

Równania reakcji

chemicznych

Przypuszczenie lub pewność

obecności kationów

Wykryte kationy: .....................................................

Zaliczenie: ........................................................



Analiza jakościowa

14

ĆWICZENIE 2

Rozdział kationów IV grupy analitycznej Przed przystąpieniem do analizy kationów IV grupy analitycznej należy stwierdzić stopień utlenienia ewentualnie obecnego kationu żelaza (reakcja niewielkiej ilości próbki z KSCN).

Do 1-2 mL badanego roztworu dodać 1 mL NH4Cl (4 mol/L) [1], parę kropel stęż. NH3∙H2O do uzyskania odczynu zasadowego oraz 20-25 kropel roztworu CH3CSNH2 (AKT) lub (NH4)2S. Ogrzewać przez 15 min. (nie krócej) na wrzącej łaźni wodnej. Wytrącony osad odwirować, sprawdzić całkowitość wytrącenia i zdekantować. Osad przemyć dwukrotnie uprzednio przygotowanym roztworem*, za każdym razem odwirować i zdekantować. Roztwór wylać, a osad odstawić na 5-10 min.

Osad I - CoS, NiS, MnS, ZnS, FeS, Fe2S3, Al(OH)3, Cr(OH)3 i ew. Mg(OH)2 **: do osadu dodać 2 mL HCl o stęż. 1 mol/L (nie mocniejszego [2]). Mieszać bagietką przez 5 minut (nie ogrzewając!). Odwirować.

Roztwór I: o ile nie zawiera kationów grupy V, wylać.

Osad II - CoS, NiS: przemyć 2 razy wodą destylowaną, dodać do osadu 10-15 kropel HCl o stęż. 6 mol/L i 5-7 kropel 3% H2O2. Ogrzewać na łaźni wodnej aż do rozpuszczenia osadu, następnie odsączyć od wydzielonej siarki. Przesącz podzielić na 3 części. a) badanie obecności Ni2+: dodać stężonego NH3∙H2O do otrzymania odczynu zasadowego oraz kilka kropel roztworu dimetyloglioksymu; różowy osad świadczy o obecności Ni2+. b) badanie obecności Co2+: dodać kilka kropli KSCN o stęż. 5 mol/L. W razie powstania czerwonego zabarwienia roztworu dodać NH4F [3] aż do odbarwienia, a następnie kilka kropel alkoholu amylowego.

Roztwór II - Mn2+,Zn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+,Cr3+: nadmiar HCl, H2S i ew. Mg(OH)2: do roztworu dodać 10 kropel HNO3 o stężeniu 3 mol/L i ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej przez 10 minut [4]. Do roztworu dodać NaOH o stęż. 6 mol/L do uzyskania odczynu zasadowego i 2-3 krople nadmiaru [5] oraz kilka kropel 3% H2O2 [6]. Ogrzewać na łaźni wodnej aż do rozłożenia się nadmiaru H2O2.

Osad III - Fe(OH)3, MnO∙MnO2 i ew. Mg(OH)2: przemyć 2 razy wodą destylowaną, dodać 1 mL NH4Cl (4 mol/L) i mieszać bagietką ok. 5 min., odwirować.

Roztwór III - Al(OH)4-,

Zn(OH)42-, CrO4

2-, ew. Cr2O72-

i nadmiar NaOH: dodać CH3COOH (6 mol/L) do odczynu kwasowego i jeszcze 3-4 krople nadmiaru [8]. Następnie, jeżeli roztwór ma zabarwienie pomarańczowe, zbadać na obecność jonu Cr2O7

2-: a) do 2 kropel roztworu dodać 2 krople Pb(CH3COO)2 – żółty osad PbCrO4 świadczy o obecności Cr3+; b) przygotować mieszaninę Lehnera (równe objętości 3 mol/L H2SO4, 3% H2O2 i eteru), dodać do niej kilka kropel badanego roztworu i silnie wstrząsnąć – niebieskie zabarwienie warstwy eterowej od powstałego CrO5 świadczy o obecności Cr3+ w próbce.

Osad IV - Fe(OH)3, MnO∙MnO2: podzielić na 2 części. - 1-szą część rozpuścić w 6 mol/L HCl, badać na obecność Fe3+:

a) dodać KSCN – czerwonokrwiste zabarwienie świadczy o obecności Fe3+; b) dodać K4[Fe(CN)6] – szafirowy osad błękitu pruskiego świadczy o obecności Fe3+.

- 2-gą część osadu badać na obecność Mn2+:

dodać stężonego H2SO4 i ogrzewać, aż do ukazania się białych

Roztwór IV - Mg2+ i nadmiar NH4

+: - do roztworu dodać 3 krople stęż. NH3∙H2O i kilka kropel Na2HPO4. Powstanie białego osadu MgNH4PO4 świadczy o obecności Mg2+.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

15

Silnie wstrząsnąć probówką. Niebieskie zabarwienie warstwy alkoholowej świadczy o obecności Co2+. c) kolejne badanie obecności Co2+: dodać 3 krople CH3COOH, 3 krople CH3COONa oraz ok. 0,2g stałego KNO2. Powstanie żółtego osadu K2Na[Co(NO2)6] świadczy o obecności Co2+.

dymów [7]; dodać stałego PbO2 lub Pb3O4 i 5 kropel stęż. HNO3. Ogrzewać w parowniczce przez 1 min., następnie dodać wodę destylowaną i jeszcze raz ogrzać do wrzenia. Czerwono-fioletowe zabarwienie roztworu od powstałego MnO4

-

świadczy o obecności Mn2+ (reakcja Cruma).

Jeśli obecność jonów Cr2O72-

została stwierdzona, należy je usunąć w postaci BaCrO4. W tym celu należy dodać kilka kropel Ba(NO3)2, odwirować i osad odrzucić (w razie niestwierdzenia obecności Cr2O7

2-, dodatek Ba(NO3)2 jest zbyteczny). Do roztworu, w którym znajdują się jony Al3+ i Zn2+, dodać stęż. NH3∙H2O do uzyskania odczynu zasadowego i kilka kropel nadmiaru [9]. Odwirować.

Osad V - Al(OH)3: przemyć 2 razy wodą destylowaną, rozpuścić w 6 mol/L CH3COOH, dodać 4-5 kropel aluminonu, 3-4 krople (NH4)2CO3 i wstawić na kilka minut do wrzącej łaźni wodnej. Powstanie czerwonego osadu świadczy o obecności Al3+.

Roztwór V - Zn(NH3)62+:

roztwór podzielić na 2 części: część 1 – dodać 10 kropel AKT lub (NH4)2S, ogrzewać na wrzącej łaźni wodnej przez 10 minut, powstanie białego osadu ZnS świadczy o obecności Zn2+; część 2 – dodać 3 mol/L HCl do odczynu kwasowego oraz kilka kropel (NH4)2[Hg(SCN)4] i 2-3 krople 0,02% CoCl2. Powstanie niebieskawego krystalicznego osadu (czasem dopiero po kilku minutach) świadczy o obecności Zn2+.

* Roztwór do przemywania: do 5 kropel NH3∙H2O dodać 5 kropel AKT lub (NH4)2S, ogrzać do wrzenia i dodać

5 kropel NH4Cl. ** W razie, gdy przy wytrącaniu wodorotlenków i siarczków IV grupy kationów pH roztworu przekroczy

wartość 8,5 – wytrąca się również częściowo Mg(OH)2.

Uwagi: [1] Dodatek NH4Cl obniża stężenie jonów OH-. Przy tak obniżonym pH roztworu nie wytrąca się Mg(OH)2,

natomiast nie rozpuszczają się amfoteryczne Al(OH)3 i Cr(OH)3. Poza tym obecność NH4Cl zapobiega tworzeniu się koloidowych roztworów wodorotlenków i siarczków.

[2] W razie użycia HCl o wyższym stężeniu niż 1 mol/L, mogą się częściowo rozpuścić siarczki CoS i NiS. [3] Czerwone zabarwienie może powstać na skutek obecności jonów Fe3+. NH4F wiąże jony Fe3+ z utworzeniem

trwałego, bezbarwnego jonu kompleksowego FeF63-.

[4] Ogrzewanie roztworu z 3 mol/L HNO3 powoduje utlenienie przeszkadzającego H2S do S0. [5] Nadmiar NaOH jest konieczny w celu rozpuszczenia amfoterycznych wodorotlenków Al(OH)3, Zn(OH)2

i Cr(OH)3. [6] Woda utleniona – 3% roztwór H2O2 powoduje utlenienie: Cr(OH)4

- do CrO42-, Fe2+ do Fe3+ oraz Mn2+ do Mn4+.

[7] Ukazanie się białych dymów SO3 świadczy o tym, że bardziej lotny HCl został usunięty z roztworu. [8] CH3COOH jest potrzebny do rozpuszczenia wodorotlenków Zn(OH)2 i Al(OH)3 wg reakcji:

Al(OH)4- + H+ → Al(OH)3↓ + H2O

nadmiar jonów H+: Al(OH)3↓ + 3H+ → Al3+ + 3H2O [9] Nadmiar NH3∙H2O jest konieczny do powstania rozpuszczalnego jonu kompleksowego Zn(NH3)6

2+ (w odróżnieniu od Al(OH)3).

[10] Aluminon daje w podobnych warunkach osad z solami Fe3+, Cr3+ i Ca2+, które w obecności (NH4)2CO3 rozkładają się.



Analiza jakościowa

16


Analiza kationów IV grupy analitycznej ............................................................ ................................................................. Imię i nazwisko ............................................................ Grupa

Próbka kontrolna: ................................................................. (postać, barwa, odczyn) W sprawozdaniu należy napisać równania wszystkich reakcji chemicznych za pomocą których zidentyfikowano kationy IV grupy analitycznej.


Obserwacje efektów

analitycznych

Równania reakcji

chemicznych


obecności kationów

Wykryte kationy: .....................................................

Zaliczenie: ........................................................



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

17

ĆWICZENIE 3

Analiza anionów oraz soli I. Analiza anionów Podział anionów na grupy analityczne wg Bunsena oparty jest na reakcjach anionów z jonami Ag+ (roztwór AgNO3) i Ba2+ (roztwór Ba(NO3)2). Biorąc pod uwagę rozpuszczalność soli srebra(I) i baru, można zaliczyć anion do jednej z 7 grup analitycznych. Podział anionów na grupy analityczne wg Bunsena

Grupa Reakcje z odczynnikami grupowymi Aniony

I grupa Jony Ag+ wytrącają osad, nierozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3. Jony Ba2+ osadu nie wytrącają.

Cl-, Br-, I-, ClO-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

4-, Fe(CN)63-

II grupa Jony Ag+ wytrącają osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3. Jony Ba2+ osadu nie wytrącają.

S2-, CH3COO-, NO2-

III grupa

Jony Ag+ wytrącają biały osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3. Jony Ba2+ wytrącają biały osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3.

SO32-, CO3

2-, C2O42-,

C4H4O62-, BO2

-

IV grupa

Jony Ag+ wytrącają barwny osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3. Jony Ba2+ wytrącają osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3.

S2O32-, CrO4

2-, Cr2O72-,

AsO33-, AsO4

3-, PO43-

V grupa Jony Ag+ osadu nie wytrącają. Jony Ba2+ osadu nie wytrącają.

NO3-, MnO4

-, ClO3-, ClO4

-

VI grupa Jony Ag+ osadu nie wytrącają. Jony Ba2+ wytrącają osad, trudno rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3.

SO42-, F-, SiF6

2-

VII grupa

Jony Ag+ wytrącają żółty osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3. Jony Ba2+ wytrącają biały osad, rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3.

SiO32-

Przeprowadzić identyfikację anionów wykonując: a) badania wstępne z odczynnikami, które pozwalają na zakwalifikowanie lub

wyeliminowanie całych grup anionów: • reakcje z jonami srebra(I) - stosuje się roztwór azotanu(V) srebra(I) o stężeniu 0,1 mol/L.



Analiza jakościowa

18

Do jednej probówki z badaną próbką dodać roztwór AgNO3 i obserwować efekt analityczny.

2Ag+ + S2- → Ag2S↓ (czarny osad) Ag+ + CH3COO- → CH3COOAg↓ (biały osad) Ag+ + NO2

- → AgNO2↓ (biały osad) • reakcje z jonami baru - stosuje się roztwór azotanu(V) baru o stężeniu 0,25 mol/L.

Do drugiej probówki z badaną próbką dodać roztwór Ba(NO3)2 i obserwować efekt analityczny.

Ba2+ + S2- → reakcja nie zachodzi Ba2+ + CH3COO- → reakcja nie zachodzi Ba2+ + NO2

- → reakcja nie zachodzi Osad jest rozpuszczalny w rozcieńczonym HNO3, więc anion należy do gr. II.

• reakcje z jodem Badaną próbkę lekko zakwasić H2SO4 i dodać roztwór I2; odbarwienie niebieskiego

roztworu wskazuje na obecność anionów o właściwościach redukujących, np. Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

4-, S2-, NO2-, SO3

2-, C2O42-, C4H4O6

2-, S2O32-, AsO3

3-. S2- + I2/skrobia → S↓ + 2I-

• reakcje z manganianem(VII) potasu Badaną próbkę lekko zakwasić H2SO4, dodać roztwór KMnO4 i ogrzać na łaźni wodnej;

odbarwienie fioletowego roztworu wskazuje na obecność anionów o właściwościach redukujących, np. Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

4-, S2-, NO2-, SO3

2-, C2O42-, C4H4O6

2-, S2O3

2-, AsO33-.

2MnO4- + 5S2- + 16H+ → 2Mn2+ + 5S↓ + 8H2O

2MnO4- + 5SO3

2- + 6H+ → 2Mn2+ + 5SO42- + 3H2O

• reakcje z jodkiem potasu Badaną próbkę zakwasić rozcieńczonym H2SO4, dodać kroplami rozcieńczony roztwór KJ

oraz skrobię; niebieskie zabarwienie roztworu pochodzące od wydzielonego wolnego jodu wskazuje na obecność anionów o właściwościach utleniających, np. Fe(CN)6

3-, NO2-,

CrO42-, Cr2O7

2-, AsO43-, MnO4

-, ClO3-, ClO4

-, BrO3-, IO3

-. 2MnO4

- + 10I- + 16H+ → 2Mn2+ + 5I2/skrobia + 8H2O Cr2O7

2- + 6I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2/skrobia + 7H2O • reakcje z rozcieńczonym kwasem siarkowym(VI) lub chlorowodorowym Badany roztwór zakwasić 0,5 mol/L HCl lub H2SO4 i ogrzewać obserwując zachodzące

reakcje, których produktami są często substancje gazowe. S2- + 2H+ → H2S↑ (charakterystyczny zapach zgniłych jaj) CH3COO- + H+ → CH3COOH↑ (charakterystyczny zapach octu)

b) reakcje charakterystyczne (minimum 2) dla anionów tych grup, które dały pozytywny

wynik z odczynnikami grupowymi, tj. jonami Ag+ i Ba2+.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

19

II. Analiza soli Jakościowa analiza chemiczna badanej soli polega na systematycznym, oddzielnym wykryciu kationu i anionu, które ją tworzą. Badaną próbkę dzielimy na trzy części. W jednej części przeprowadzamy analizę anionów, w drugiej - kationów, a trzecią część zostawiamy dla sprawdzenia. Wszystkie reakcje z odczynnikami grupowymi i charakterystycznymi wykonujemy w osobnych probówkach. Kolejność etapów analizy soli np. NaNO2

1. Określ właściwości fizyczne soli: postać, barwę, zapach (ostrożnie!).

2. Przeprowadź analizowaną sól do roztworu rozpuszczając ją w wodzie na zimno lub na ciepło, a gdy próbka jest nierozpuszczalna w wodzie należy rozpuścić ją w kwasach (1 mol/L HCl lub HNO3).

Badając próbkę na rozpuszczalność w wodzie zimnej czy gorącej, zwracamy uwagę na zabarwienie roztworu które może pochodzić od rozpuszczalnych soli, np.: Cu(II) - niebieskie, Co(II) - różowe, Ni(II) - zielone, Mn(VII) - fioletowe, Fe(III) - żółte, Cr(III) - ciemnozielone, CrO4

2- - żółte, Cr2O72- - pomarańczowe, Fe(CN)6

4- - żółtozielone, Fe(CN)6

3- - żółte. NaNO2 (roztwór bezbarwny)

3. Zbadaj odczyn roztworu po rozpuszczeniu soli w wodzie:

• odczyn zasadowy wskazuje na obecność wolnej zasady lub soli mocnej zasady i słabego kwasu (octan, węglan, siarczek, azotan(III), fosforan(V), boran),

NaNO2 + H2O → Na+ + OH- + HNO2 (odczyn zasadowy) • odczyn kwasowy może wskazywać na obecność wolnego kwasu oraz niektórych

wodorosoli lub soli, które hydrolizując powodują zakwaszenie roztworu (sole żelaza, cynku, glinu),

• odczyn obojętny wskazuje na obecność soli mocnych kwasów i mocnych zasad lub soli słabych kwasów i słabych zasad.

4. Określ grupę analityczną do której należy badany kation wykonując reakcje

z odczynnikami grupowymi wg Lipca-Szmala: gr.I 3M HCl; białe osady chlorków, gr.II 1,5M H2SO4; białe osady siarczanów(VI), gr.III CH3CSNH2 (AKT) w środowisku rozc. H2SO4; różnokolorowe osady siarczków, gr.IV CH3CSNH2 (AKT) w środowisku NH3·H2O i NH4Cl; białe i różnokolorowe osady siarczków oraz wodorotlenków, gr.V brak odczynnika grupowego.

Badany kation nie daje reakcji z odczynnikami grupowymi, więc może należeć do gr. V. 5. Wykonaj reakcje charakterystyczne (minimum 2) potwierdzające obecność danego kationu

oraz sprawdź zabarwienie płomienia palnika po wprowadzeniu próbki na druciku platynowym (Na - żółty; K - fioletowy; Li, Sr - karminowoczerwony; Ca - ceglastoczerwony; Ba, Mo - żółto-zielony; Cu, B, Tl - zielony; Cr, As, Sb, Pb, Sn - niebieski).



Analiza jakościowa

20

Na+ + Sb(OH)6- → Na[Sb(OH)6]↓ (biały osad)

Na+ + Mg(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COO- + 9H2O → NaCH3COO·Mg(CH3COO)2·3[UO2(CH3COO)2]·9H2O↓ (żółty osad)

Na – żółta barwa płomienia palnika Badanym kationem jest Na+.

6. Określ grupę analityczną do której należy badany anion wykonując reakcje z odczynnikami grupowymi wg Lipca-Szmala (0,1 mol/L AgNO3 i 0,25 mol/L Ba(NO3)2): • do jednej probówki z badaną próbką dodać roztwór AgNO3 i obserwować efekt

analityczny: Ag+ + NO2

- → AgNO2↓ (biały osad, rozpuszczalny w rozc. HNO3) • do drugiej probówki z badaną próbką dodać roztwór Ba(NO3)2 i obserwować efekt

analityczny: Ba2+ + NO2

- → brak reakcji Badany anion należy do II grupy.

7. Wykonaj reakcje grupowe służące do wykrywania anionów o właściwościach redukujących: • badaną próbkę lekko zakwasić H2SO4, dodać roztwór KMnO4 i ogrzać na łaźni wodnej;

odbarwienie fioletowego roztworu wskazuje na obecność reduktorów, np. Cl-, Br-, I-, CN, SCN-, Fe(CN)6

4-, S2-, NO2-, SO3

2-, C2O42-, C4H4O6

2-, S2O32-, AsO3

3-, 2MnO4

- + 5NO2- + 6H+ → 2Mn2+ + 5NO3

- + 3H2O

• badaną próbkę lekko zakwasić H2SO4 i dodać roztwór I2 w obecności skrobi; odbarwienie niebieskiego roztworu jodoskrobiowego wskazuje na obecność reduktorów, np. Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, Fe(CN)6

4-, S2-, NO2-, SO3

2-, C2O42-, C4H4O6

2-, S2O3

2-, AsO33-.

8. Wykonaj reakcję grupową służącą do wykrywania anionów o właściwościach utleniających: • badaną próbkę zakwasić rozcieńczonym H2SO4, dodać kroplami rozcieńczony roztwór

KJ oraz skrobię; niebieskie zabarwienie roztworu pochodzące od wydzielonego wolnego jodu wskazuje na obecność utleniaczy, np. Fe(CN)6

3-, NO2-, CrO4

2-, Cr2O72-,

AsO43-, MnO4

-, ClO3-, ClO4

-, BrO3-, IO3

- 2I- + 2NO2

- + 4H+ → I2 + 2NO↑ + 2H2O Badany anion posiada właściwości redukujące i utleniające. 9. Wykonaj reakcje charakterystyczne (minimum 2) potwierdzające obecność danego anionu.

Fe2+ + NO2- + 2H+ → Fe3+ + NO↑ + H2O

Fe2+nadmiar + NO ↔ Fe(NO)2+ (brunatna obrączka)

NO2- + 2Al + OH- + 5H2O → NH3↑ + 2Al(OH)4

- (zapach amoniaku lub niebieszczenie papierka lakmusowego)

Badanym anionem jest NO2-.

10. Analizę soli kończymy na ustaleniu wzoru badanej soli. Badana sól to azotan(III) sodu: NaNO2.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

21


Analiza soli ............................................................ ................................................................. Imię i nazwisko ............................................................ Grupa

Próbka kontrolna: ................................................................. (postać, barwa, odczyn) W sprawozdaniu należy napisać równania wszystkich reakcji chemicznych za pomocą których zidentyfikowano kation i anion badanej soli.


Obserwacje efektów

analitycznych

Równania reakcji

chemicznych


obecności kationów i anionów

Wykryte sole: .....................................................

Zaliczenie: ........................................................



Analiza jakościowa

22

MATERIAŁY DODATKOWE

Podział kationów na grupy analityczne Według Freseniusa

Grupa Odczynnik grupowy Kationy Strącone osady

I HCl Ag+, Hg22+, Pb2+ AgCl↓, Hg2Cl2↓, PbCl2↓

II H2S w środowisku rozc. HCl

II A: Hg2+, Pb2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+

HgS↓, PbS↓, CuS↓, CdS↓, Bi2S3↓

II B: As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+

As2S3↓, As2S5↓, Sb2S3↓, Sb2S5↓, SnS↓, SnS2↓

III (NH4)2S

III A: Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+

ZnS↓, NiS↓, CoS↓, MnS↓, FeS↓, Fe2S3↓

III B: Al3+, Cr3+ Al(OH)3↓, Cr(OH)3↓

IV (NH4)2CO3 w środowisku NH3⋅H2O i NH4Cl

Ca2+, Ba2+, Sr2+ CaCO3↓, BaCO3↓, SrCO3↓

V Brak Na+, K+, NH4+, Mg2+

Według Lipca – Szmala

Grupa Odczynnik grupowy Kationy Strącone osady

I HCl Ag+, Hg22+, Pb2+ AgCl↓, Hg2Cl2↓, PbCl2↓

(białe osady)

II H2SO4 Ca2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+ CaSO4↓, BaSO4↓, SrSO4↓, PbSO4↓ (białe osady)

III CH3CSNH2 (AKT) w środowisku rozc. H2SO4

III A: Hg2+, Cu2+, Cd2+, Bi3+

HgS↓, CuS↓ (czarne osady), CdS↓ (żółto-pomarańczowy osad), Bi2S3↓ (brunatny osad),

III B: As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+

As2S3↓, As2S5↓ (żółte osady), Sb2S3↓, Sb2S5↓ (pomarańczowe osady), SnS↓ (brunatny osad), SnS2↓ (żółty osad)

IV

(NH4)2S lub CH3CSNH2 (AKT) w środowisku NH3⋅H2O i NH4Cl

Zn2+, Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+

ZnS↓ (biały osad), NiS↓, CoS↓, FeS↓, Fe2S3↓ (czarne osady), MnS↓ (cielisty osad), Al(OH)3↓ (biały osad), Cr(OH)3↓ (szarozielony osad)

V Brak Na+, K+, NH4+, Mg2+



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

23

Schemat rozdziału kationów I grupy analitycznej

Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów I grupy analitycznej

Kation Odczynnik Reakcja chemiczna Efekt analityczny

Ag+

KI Ag+ + I- → AgI↓ żółtawy osad

K2CrO4 2Ag+ + CrO42- → Ag2CrO4↓ czerwono-brunatny

osad

NaOH 2Ag+ + 2OH- → Ag2O↓ +H2O brunatny osad

Hg22+

KI Hg22+ + 2I- → Hg2I2↓

Hg2I2↓ + 2I- → HgI42- + Hg↓

żółtawo-zielony osad

NH3⋅H2O 2Hg2

2+ + 4NH3 + NO3- + H2O → [OHg2NH2]NO3↓

+2Hg↓ + 3NH4+

biały, szarzejący osad

SnCl2 Hg22+ + 2Cl- → Hg2Cl2↓

Hg2Cl2↓ + Sn2+ + 4Cl- → 2Hg↓ +SnCl62- biały, szarzejący osad

Pb2+

KI Pb2+ + 2I- → PbI2↓ PbI2↓ + 2I- → PbI4

2- żółty osad

K2CrO4 Pb2+ + CrO42- → PbCrO4↓ żółty osad

HCl Pb2+ + 2Cl- → PbCl2↓ biały osad



Analiza jakościowa

24

Schemat rozdziału kationów II grupy analitycznej

Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów II grupy analitycznej


Ba2+

K2CrO4 Ba2+ + CrO42- → BaCrO4↓ żółty osad

K2Cr2O7 , CH3COONa

2Ba2+ + Cr2O72- + 2CH3COO- + H2O →

2BaCrO4↓ + 2CH3COOH żółty osad

Lotne sole baru barwią płomień palnika na kolor żółto-zielony

Sr2+ Lotne sole strontu barwią płomień palnika na kolor karminowoczerwony

Ca2+ K4[Fe(CN)6], NH4Cl Ca2+ + 2NH4

+ + Fe(CN)64- → Ca(NH4)2Fe(CN)6↓ biały osad

Lotne sole wapnia barwią płomień palnika na kolor ceglastoczerwony

Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+

CaSO4↓, SrSO4↓, BaSO4↓, PbSO4↓

Reakcje charakterystyczne

H2SO4

NaOH

HCl

BaCrO4↓

Ba2+

K2CrO4


CaCO3↓, SrCO3↓, BaCO3↓

Ca2+, Sr2+, Ba2+

Nasycony r-r Na2CO3ogrzewanie

CH3COOH

Ca2+, Sr2+

CaCO3↓, SrCO3↓

(NH4)2CO3

Ca2+, Sr2+CH3COOH


Grupa II

CaSO4↓, SrSO4↓, BaSO4↓ Pb(OH)42-



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

25

Schemat rozdziału kationów III grupy analitycznej

Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów III grupy analitycznej (podgrupa A)


Hg2+

KI Hg2+ + 2I- → HgI2↓ HgI2↓ + 2I- → HgI4

2- czerwony osad

SnCl2 2Hg2+ + Sn2+ + 8Cl- → Hg2Cl2↓ + SnCl62- Hg2Cl2↓ + Sn2+ + 4Cl- → 2Hg↓ +SnCl62-


Bi3+

KI Bi3+ + 3I- → BiI3↓ BiI3↓ + I- → BiI4

-

brunatno-czarny osad ciemnopomarańczowy roztwór

SnCl2, NaOH

Sn2+ + 2OH- → Sn(OH)2↓ Sn(OH)2↓ + OH- → Sn(OH)3

- 2Bi3+ + 3Sn(OH)3

- + 9OH- → 2Bi↓ + 3[Sn(OH)6]2- czarny osad

Cd2+ K4[Fe(CN)6] 2Cd2+ + Fe(CN)64- → Cd2[Fe(CN)6]↓ biały osad

Cu2+

NH3⋅H2O Cu2+ + 2(NH3⋅H2O) → Cu(OH)2↓ + 2NH4

+ Cu(OH)2↓ + 4(NH3⋅H2O) → Cu[(NH3)4]2+ + 2OH- + 4H2O

niebieski osad ciemnoniebieski roztwór

KI 2Cu2+ + 4I- → Cu2I2↓ + I2 biały osad, brunatny roztwór

K4[Fe(CN)6] 2Cu2+ + [Fe(CN)6] 4- → Cu2[Fe(CN)6]↓ czerwono-brunatny

osad

Hg2+, Bi3+, Cd2+, Cu2+, Sn2+, Sn4+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+

HgS↓, Bi2S3↓, CdS↓, CuS↓, SnS↓, SnS2↓, As2S3↓, As2S5↓, Sb2S3↓, Sb2S5↓

AKT, rozcieńczony H2SO4, ogrzewanie

KOH + H2O2, ogrzewanie

K2CrO4Reakcje charakterystyczne

Bi(OH)3↓

6M HNO3,ogrzewanie

NH3⋅H2O stężony

Cd(NH3)42+, Cu(NH3)4

2+

6M HCl


HgS↓, Bi2S3↓, CdS↓, CuS↓ Sn(OH)62-, SnS3

2-, AsO43-, SbOS-, SbS2

-

III A

HgS↓

HgCl42-

woda królewska

Bi3+, Cd2+, Cu2+


CdS↓, CuS↓

AKT

CuS↓ CdCl42-

III B

III



Analiza jakościowa

26

Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów III grupy analitycznej (podgrupa B)


Sn2+ HgCl2 Sn2+ + 2Hg2+ + 8Cl- → Hg2Cl2↓ + SnCl62- Hg2Cl2↓ + Sn2+ + 4Cl- → 2Hg↓ +SnCl62-


Sb3+ CH3CSNH2 (AKT) 2Sb3+ + 3H2S → Sb2S3↓ + 6H+ pomarańczowy osad

As+3 AgNO3 AsO2- + 3Ag+ + H2O → Ag3AsO3↓ + 2H+ żółty osad

As+5 mieszanina magnezowa (MgCl2+NH3⋅H2O+NH4Cl) AsO4

3- + Mg2+ + NH4+ → MgNH4AsO4↓ biały osad

As+5 (NH4)2MoO4 w środowisku HNO3

AsO43- + 3NH4

+ + 12MoO42- + 24H+ →

(NH4)3[As(Mo3O10)4]↓ + 12H2O żółty osad

Ślady As (próba Marsha)

Zn, H2SO4 AsO4

3- + 4Zn + 11H+- → AsH3↑ +4Zn2+ + 4H2O 4AsH3 → As4 + 6H2

tworzenie lustra

AKT, HCl do zakwaszenia, ogrzewanie

AsO43-

HCl stężony

HNO3 stężony

Sb3+, SnCl62-


Sn(OH)62-, SnS3

2-, AsO43-, SbOS-, SbS2

-


III B

As2S3↓, SnS↓, SnS2↓ Sb2S3↓

As2S3↓



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

27

Schemat rozdziału kationów IV grupy analitycznej

Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów IV grupy analitycznej Kation Odczynnik Reakcja chemiczna Efekt analityczny

Ni2+ Dimetyloglioksym NH3⋅H2O

Ni2+ + 2(C2H4NO)2 + 2(NH3⋅H2O) → Ni(C4H7N2O2)2↓ + 2NH4

+ + 2H2O różowo-czerwony osad

Co2+

KSCN, alkohol amylowy Co2+ + 4SCN- → Co(SCN)4

2- niebieskie zabarwienie warstwy alkoholu amylowego (reakcja Vogla)

KNO2 Co2+ + 2CH3COOH + 7NO2

- + 3K+ → K3[Co(NO2)6]↓ + 2CH3COO- + NO↑ + H2O

żółty osad

Mn2+ PbO2 2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ → 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O fioletowo-czerwone zabarwienie

(reakcja Cruma)

Zn2+ K2[Hg(SCN)4], CoCl2

Zn2+ + Hg(SCN)42- → Zn[Hg(SCN)4]↓

Co2+ + Hg(SCN)42- → Co[Hg(SCN)4]↓

niebieskawy osad kryształów mieszanych Zn[Hg(SCN)4] i Co[Hg(SCN)4]

Fe2+

K3[Fe(CN)6] 3Fe2+ + 2Fe(CN)63- → Fe3[Fe(CN)6]2↓ ciemnobłękitny osad (błękit Turnbulla)

Dipirydyl lub fenantrolina

czerwone lub różowe zabarwienie roztworu

Fe3+ KSCN Fe3+ + 6SCN- → Fe(SCN)6

3- krwistoczerwone zabarwienie roztworu

K4[Fe(CN)6] 4Fe3+ + 3Fe(CN)64- → Fe4[Fe(CN)6]3↓ ciemnoniebieski osad (błękit pruski)

Cr3+ H2O2, NaOH Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3↓ Cr(OH)3↓ + OH- → Cr(OH)4

- 2Cr(OH)4

- + 3H2O2 + 2OH- → 2CrO42- + 8H2O

żółte zabarwienie roztworu

Cr+6 H2O2, alkohol amylowy Cr2O7

2- + 4H2O2 + 2H+ → 2CrO5↓ + 5H2O niebieskie zabarwienie warstwy alkoholu amylowego

Al3+ aluminon Al3+ + C22H23N3O9 → AlC22H11O9↓ + 3NH4+ czerwony lub różowy osad

AKT + NH3⋅H2O + NH4Cl (15min)

1M HCl

Fe(OH)3↓, Mn2O3↓


Ni2+, Co2+, Mn2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+


NiS↓, CoS↓, MnS↓, ZnS↓, FeS↓, Fe2S3↓, Al(OH)3↓, Cr(OH)3↓

Ni2+, Co2+

NiS↓, CoS↓

6 HCl + H2O2, ogrzewanie

Mn2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+

NaOH(nadmiar) + H2O2ogrzewanie

Zn2+, Al3+, CrO42-

CH3COOH, nadmiar

BaCrO4↓

Al(OH)3↓

Ba(NO3)2

Zn2+, Al3+

nadmiar st. NH3⋅H2O

Al3+ CH3COOH



Grupa IV

Zn(OH)42-, Al(OH)4

-,CrO4

2-

Zn(NH3)62+



Analiza jakościowa

28

Schemat rozdziału kationów V grupy analitycznej Jon NH4

+ przeszkadza przy wykrywaniu Na+, K+, Mg2+. Usuwa się go działając zasadami np. NaOH, KOH i ogrzewając.

NH4+ + OH- → NH4OH →←ogrzewanie NH3∙H2O

Stwierdza się go po zapachu lub zmianie barwy papierka lakmusowego z różowej na niebieską.

Przeszkadzający jon Mg2+ (np. przy oznaczaniu Na+) usuwa się przez wytrącenie w postaci Mg(OH)2↓ za pomocą KOH.

Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2↓ Przykładowe reakcje charakterystyczne kationów V grupy analitycznej


NH4+ K2HgI4

czerwono-brunatny osad

Mg2+ Na2HPO4 Mg2+ + HPO4

2- + NH4+ → MgNH4PO4↓ + H+

biały osad Jony NH4+ zapobiegają

wytrącaniu się Mg(OH)2 NH3∙H2O + H+ → NH4

+ + H2O Mg(OH)2↓ + 2NH4

+ → Mg2+ + 2(NH3∙H2O)

Na+ K[Sb(OH)6] Na+ + Sb(OH)6

- → Na[Sb(OH)6]↓ () biały osad

Mg(UO2)3(CH3COO)8 Na+ + Mg(UO2)3(CH3COO)8 + CH3COO- + 9H2O → NaCH3COO∙Mg(CH3COO)2∙3[UO2(CH3COO)2]∙9H2O↓

żółty osad

Lotne sole sodu barwią płomień palnika na kolor żółty

K+

NaHC4O4H6 K+ + HC4O4H6- → KHC4O4H6↓ biały osad

H2C4O4H6 z dod. CH3COONa

K+ + H2C4O4H6 ↔ KHC4O4H6↓ + H+ CH3COO- + H+ → CH3COOH

biały osad

Na3[Co(NO2)6] 2K+ + Na3[Co(NO2)6] → COOHCH3 K2Na[Co(NO2)6]↓ + 2Na+

żółty osad

HClO4 K+ + ClO4- → KClO4↓ biały osad

H2PtCl6 2K+ + PtCl62- → K2PtCl6↓ żółty osad

Na[B(C6H5)4] K+ + B(C6H5)4- → K[B(C6H5)4]↓ biały osad

Lotne sole potasu barwią płomień palnika na kolor fioletowy



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

29

Analiza płomieniowa

Pierwiastek Płomień palnika

Na żółty

K, Cs fioletowy

Li, Sr karminowoczerwony

Ca ceglastoczerwony

Ba, Mo żółto-zielony

Cu, B, Tl zielony

Cr, As, Sb, Pb, Sn niebieski

Lit Cez Sód



Analiza jakościowa

30

Podział anionów na grupy analityczne Według Bunsena

Grupa Reakcje z odczynnikami grupowymi Aniony

I Ag+ wytrącają osad nierozp. w rozc. HNO3 Ba2+ nie wytrącają osadu

Cl-, Br-, I-, CN-, SCN-, [Fe(CN)6]4-, [Fe(CN)6]3-, ClO-

II Ag+ wytrącają osad rozp. w rozc. HNO3 Ba2+ nie wytrącają osadu

S2-, CH3COO-, NO2-

III Ag+ wytrącają biały osad rozp. w HNO3 Ba2+ wytrącają biały osad rozp. w HNO3

SO32-, CO3

2-, C2O42-, C4H4O6

2-, BO2

-

IV Ag+ wytrącają barwne osady rozp. HNO3 Ba2+ wytrącają osad rozp. w HNO3

S2O32-, CrO4

2-, Cr2O72-, AsO3

3-, AsO4

3-, PO43-

V Ag+ nie wytrącają osadu Ba2+ nie wytrącają osadu

NO3-, ClO3

-, ClO4-, MnO4

-

VI Ag+ nie wytrącają osadu Ba2+ wytrącają osad

SO42-, F-, SiF6

2-

VII Ag+ wytrącają żółty osad rozp. HNO3 Ba2+ wytrącają biały osad rozp. w HNO3

SiO32-



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza ja

kośc

iow

a

31

Przykładowe reakcje charakterystyczne wybranych anionów

Anion Odczynnik Reakcja chemiczna Efekt analityczny

CN- (NH4)2S2, FeCl3

CN- + S22- → SCN- + S2-

Fe3+ + 6SCN- → Fe(SCN)63-

krwistoczerwone zabarwienie roztworu

SCN- Co(NO3)2, alkohol amylowy

4SCN- + Co2+ → Co(SCN)42-

niebieskie zabarwienie warstwy alkoholu amylowego (reakcja Vogla)

Fe(CN)64-

i SCN- FeCl3 3Fe(CN)6

4- + 4Fe3+ → Fe4[Fe(CN)6]3↓ 6SCN- + Fe3+ → Fe(SCN)6

3-

reakcja prowadzona na bibule; niebieska plamka w środku i krwistoczerwona obwódka

Fe(CN)63- AgNO3 3Ag+ + Fe(CN)6

4- → Ag3[Fe(CN)6]↓ pomarańczowo-czerwony osad

NO2-

FeSO4, rozcieńczony H2SO4

NO2- + Fe2+ + 2H+ → NO↑ + Fe3+

+ H2O NO + Fe2+ → Fe(NO)2+

brunatna „obrączka”

NO3-

FeSO4, stężony H2SO4

NO2- + 3Fe2+ + 4H+ → NO↑ + 3Fe3+

+ 2H2O NO + Fe2+ → Fe(NO)2+

brunatna „obrączka”

PO43- mieszanina

magnezowa PO4

3- + Mg2+ + NH4+ →

MgNH4PO4↓ biały osad

PO43- (NH4)2MoO4

PO43- + 12MoO4

2- + 24H+ + 3NH4+

→ (NH4)3[P(Mo3O10)4]↓ + 12H2O jasnożółty osad



Analiza ilościowa

32

ANALIZA ILOŚCIOWA



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

33

Zestaw sprzętu laboratoryjnego na stanowisku • biureta 25 mL 1 szt.

• kolba stożkowa 300 mL 3 szt.

• kolba miarowa 500 mL 1 szt.

• mały lejek do biurety 1 szt.

• lejek typu „tulipan” 1 szt.

• mała zlewka pod biuretę 1 szt.

• tryskawka 500 mL 1 szt.

• dodatkowe szkło w zależności od ćwiczenia



Analiza ilościowa

34

ĆWICZENIE 4

Pracownia problemowa. Przygotowanie roztworów do analizy ilościowej

Podstawowymi naczyniami miarowymi służącymi do dokładnego odmierzania objętości roztworu są kolby miarowe, pipety i biurety. Do odmierzania przybliżonej objętości cieczy służą cylindry miarowe. Cylindry miarowe Cylinder miarowy to naczynie laboratoryjne o kształcie cylindra otwartego z jednej strony i zamkniętego z drugiej, które ma narysowaną lub wyszlifowaną skalę objętości. Skala objętości w cylindrach jest zawsze robiona "na wylew" tzn. uwzględnia fakt, że po wylaniu odmierzonej cieczy pozostaje w naczyniu film przywarty do jego ścianek. Stąd, po wylaniu odmierzonej cieczy z cylindra, nie należy "strząsać" z niego tego, co pozostało na ściankach, ponieważ zmniejsza to precyzję pomiaru. Cylindrów używa się do odmierzania przybliżonej objętości cieczy np. przy sporządzaniu roztworów mianowanych, których dokładne stężenie określa się potem w wyniku mianowania na odpowiednie substancje wzorcowe. Pipety Pipeta służy do pobierania z jednego naczynia i przenoszenia do drugiego cieczy o ściśle określonej objętości. Pipety zaopatrzone są w jedną kreskę do odmierzania cieczy o stale takiej samej objętości (pipety jednomiarowe) oraz pipety mające skalę umożliwiające odmierzanie różnych objętości cieczy (pipety wielomiarowe). Odmierzanie cieczy pipetą (pipetowanie) należy wykonywać przy zachowaniu pewnych zasad. Prawidłowy sposób pipetowania polega na tym, że dokładnie oczyszczoną, przemytą wodą destylowaną (roztwór nie może pozostawać na ściankach wewnętrznych naczynia przy wylewaniu) i suchą na zewnątrz pipetę zanurza się dolnym końcem w cieczy pipetowanej trzymając jej górny koniec kciukiem i palcem wskazującym. Zasysa się ciecz do ok. 1/5 pojemności pipety wyciągając przez górny otwór powietrze z pipety za pomocą gruszki gumowej. Naczynie zamyka się palcem wskazującym, zmienia położenie pipety na poziome i dokładnie przemywa pipetę cieczą pipetowaną. Następnie ciecz wylewa się do zlewu lub do przygotowanych do tego celu naczyń na zlewki. Czynność tę należy powtórzyć, po czym przystępuje się do właściwego pipetowania. W tym celu suchą z zewnątrz pipetę zanurza się w roztworze na taką głębokość, aby podczas wciągania roztworu nie zassać powietrza w wyniku obniżenia poziomu cieczy w naczyniu, z którego się pipetuje. Następnie zasysa się roztwór do pipety, napełniając ją nieco powyżej kreski i zatyka pipetę palcem wskazującym. Wyjmuje się pipetę z kolby (lub innego naczynia, w którym znajduje się roztwór pipetowany), osusza z zewnątrz kawałkiem bibuły i ustawia się pipetę w pozycji pionowej dotykając jej końcem kolby. Zwalniając nieco palec zamykający pipetę, spuszcza się powoli nadmiar roztworu z pipety aż do ustalenia dolnego menisku cieczy na kresce pipety (ustawić oko na wysokości kreski), po czym zamyka się



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

35

pipetę szczelnie dociskając palec wskazujący. Napełnioną pipetę przenosi się nad naczynie, do którego odmierza się roztwór. Trzymając pipetę lekko pochyloną, dotyka się jej końcem ścianki naczynia i odchyla palec wskazujący. Po swobodnym spłynięciu roztworu z pipety trzyma się ją jeszcze w tej samej pozycji przez 20 sekund aż spłynie cały roztwór zawarty w pipecie. Następnie wyjmuje się pipetę z pozostałą niewielką ilością roztworu w końcówce pipety. Nie wolno wytrząsać i wydmuchiwać z pipety, jak również dotykać końcem pipety cieczy w naczyniu. Pipetę należy opróżniać zawsze tym samym sposobem. Biurety Biureta to sprzęt laboratoryjny o kształcie zazwyczaj długiej i cienkiej rurki szklanej, z precyzyjną skalą objętości, który jest od dołu zakończony kranikiem i precyzyjnie wykonanym „dzióbkiem”. Zadaniem biurety jest precyzyjne odmierzanie cieczy w czasie miareczkowania. Biurety mają różną objętość i wysokość. W klasycznej analizie ilościowej używamy najczęściej biuret o pojemności 25 mL. Tradycyjnie biurety posiadają tzw. odwrotną skalę. Na szczycie skali jest pozycja „0”, zaś na samym dole jej najwyższa wartość. Biuretę przed użyciem napełnia się roztworem do pozycji „0” (dolny menisk dla roztworów bezbarwnych, górny dla barwnych), a następnie wypuszcza się go po kropli w trakcie miareczkowania. Dzięki temu, że skala objętości jest „do góry nogami”, w każdej chwili widać, jaką objętość roztworu już się wkropliło. Jedna kropla roztworu, który wypływa z biurety ma ok. 0,05 mL. Wynik objętości roztworu mianowanego, zużytego podczas miareczkowania, podajemy z dokładnością do dwóch miejsc po przecinku, przy czym na drugim miejscu może być tylko „0” lub „5”. Kolby miarowe Kolby miarowe to naczynia płaskodenne kształtu kulistego lub gruszkowego z wąską szyjką. Pojemność kolby jest zaznaczona kreską wytrawioną na obwodzie, na ogół w połowie szyjki kolby. Na kolbie podana jest pojemność naczynia oraz temperatura kalibrowania. Pojemność kolb miarowych wynosi zwykle 100, 200, 250, 500, 1000, 2000 i 5000 mL, a pojemności kolbek miarowych 5, 10, 25 i 50 mL. W klasycznej analizie ilościowej używamy kolb miarowych o pojemności 100, 200, 250, 500, 1000 mL. Kolby miarowe służą do przyrządzania roztworów o określonym stężeniu oraz do rozcieńczania roztworów. Sporządzając roztwór ilościowo przenosi się odmierzoną pipetą objętość roztworu lub odważoną w naczynku wagowym substancję do kolby miarowej przez lejek z długą nóżką (tulipan), popłukując dokładnie naczynko i lejek. Po przeniesieniu ilościowym substancji do kolby, miesza się zawartość ruchem okrężnym do całkowitego rozpuszczenia substancji. W czasie rozpuszczania substancji dolewa się wody mieszając cały czas ruchem okrężnym. Po dopełnieniu do kreski (dolny menisk dla roztworów bezbarwnych, górny dla barwnych), zamyka się kolbę suchym, szczelnym korkiem i miesza się roztwór odwracając kilka razy kolbę z zawartością dnem do góry. Należy zwrócić uwagę na to, aby podczas odwracania powietrze przechodziło od korka do dna kolby i odwrotnie. Dopełniając kolbę miarową do kreski nie należy zwilżać szyjki kolby powyżej kreski. Dopełnianie kolby do kreski kończy się dodając ciecz wkraplaczem lub pipetą.



Analiza ilościowa

36

Każda kolba powinna być zamknięta dokładnie dopasowanym korkiem niezależnie czy w niej jest jakiś roztwór czy jest pusta. Roztwór w kolbie powinien mieć jednakowe stężenie w całej objętości. Pobrana pipetą próbka roztworu musi mieć taki sam skład jak roztwór w kolbie. Złe wymieszanie roztworu w kolbie miarowej jest częstą przyczyną dużych błędów w analizie.

Sporządzanie i mianowanie roztworów wzorcowych Roztwory odczynników o dokładnym znanym stężeniu, używane w analizie miareczkowej, to tzw. titranty. Można je otrzymać przez:

• dokładne odważenie substancji, której roztwór sporządzamy i rozpuszczenie jej w wodzie lub innym rozpuszczalniku tak, aby otrzymać ściśle określoną objętość roztworu,

• sporządzenie roztworu danej substancji o przybliżonym stężeniu i nastawienie miana na odpowiednią substancję wzorcową lub inny roztwór mianowany.

Substancje wzorcowe Substancje wzorcowe (pierwotne i wtórne) to substancje o odpowiednich własnościach służące do sporządzania roztworów titrantów, których miano jest dokładnie znane bezpośrednio z odważonej ilości substancji lub też do mianowania roztworów wzorcowych służących jako titranty. Najważniejsze wymagania dotyczące substancji wzorcowych to:

1. Ilościowy przebieg reakcji chemicznej właściwej dla danej substancji wzorcowej. 2. Łatwość otrzymania substancji wzorcowej w stanie wysokiej czystości. 3. Trwałość w warunkach laboratoryjnych, tj. substancja wzorcowa nie powinna być

higroskopijna oraz nie powinna wietrzeć. 4. Duża masa molowa. 5. Dobra rozpuszczalność w wodzie. 6. Uniwersalność tj. możliwość wykorzystania tej substancji jako wzorca w różnych

działach analizy miareczkowej. Należy podkreślić, że od dokładności zmianowania roztworów titrantów zależy dokładność oznaczeń miareczkowych przy użyciu tych roztworów. Dokładność i precyzja nastawienia miana powinny być większe niż zwykłych oznaczeń miareczkowych. Aby osiągnąć dużą dokładność i precyzję nastawiania miana należy stosować następujące ogólne zasady mianowania:

1. Należy stosować odpowiednio dobraną, czystą substancję wzorcową (całkowita dopuszczalna zawartość zanieczyszczeń nie powinna przekraczać 0,02%, co odpowiada stopniowi czystości określonemu zawartością głównego składnika 100 ± 0,02%).

2. Odważki substancji wzorcowej do nastawiania miana roztworów powinny być odpowiednio duże, tak aby błąd względny ważenia był jak najmniejszy.

3. Objętość mianowanego roztworu, zużyta do miareczkowania odważki substancji wzorcowej, nie powinna być zbyt mała (najlepiej 0,8 pojemności biurety) tak, aby błąd względny wyznaczenia tej wielkości był niewielki.

4. Miareczkowanie należy powtórzyć kilkakrotnie (3-5 razy), przez co zmniejsza się błąd przypadkowy miareczkowania.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

37

I. Przygotowanie tygli szklanych z dnem porowatym G4 do analizy ilościowej Sprzęt: Tygiel szklany z dnem porowatym G4. Waga techniczna (dokładność ważenia: 0,01 g). Waga analityczna (dokładność ważenia: 0,0001 g). Tygle szklane z dnem porowatym G4 suszyć w suszarce w temperaturze 110-120°C. Ważyć należy najpierw na wadze technicznej, a następnie na wadze analitycznej do stałej masy (różnica między kolejnymi ważeniami powinna być mniejsza do 0,0004 g). Wysuszone tygle przechowuje się w eksykatorze. II. Przygotowanie roztworów do analizy ilościowej Szkło laboratoryjne:

Cylinder miarowy. Kolby miarowe 100 mL, 500 mL. Pipeta. Pipeta zanurzeniowa. Naczynko wagowe. Zlewka 1500 mL. Szkiełko zegarkowe. Tygiel szklany z dnem porowatym G4.

Sprzęt laboratoryjny:

Waga techniczna (dokładność ważenia: 0,01 g). Waga analityczna (dokładność ważenia: 0,0001 g). Płyta grzewcza.

Odczynniki:

Amoniak o stężeniu 25%. Kwas chlorowodorowy o stężeniu 37% (12 mol/L; gęstość 1,18 g/mL). Wodorotlenek sodu o stężeniu 50%. Chlorek baru cz.d.a. Chromian(VI) potasu cz.d.a. Manganian(VII) potasu cz.d.a. Azotan(V) srebra cz.d.a. Wersenian disodu cz.d.a. Woda destylowana świeżo przegotowana. Woda destylowana.



Analiza ilościowa

38

1. Przygotować 500 mL roztworu amoniaku (NH3·H2O) w stosunku objętościowym 1+1.

2. Przygotować 500 mL roztworu kwasu chlorowodorowego (HCl) w stosunku objętościowym 1+1.

3. Przygotować 500 mL roztworu kwasu chlorowodorowego (HCl) o stężeniu 2 mol/L.

4. Przygotować 500 mL roztworu chlorku baru (BaCl2)o stężeniu 5%.

5. Przygotować 100 mL roztworu chromianu(VI) potasu (K2CrO4) o stężeniu 5%.

6. Przygotować roztwór kwasu chlorowodorowego (HCl) o stężeniu 0,2 mol/L (500 mL na 2 osoby). Miano roztworu kwasu chlorowodorowego ustala się przez miareczkowanie odważek

bezwodnego węglanu sodu.

7. Przygotować roztwór wodorotlenku sodu (NaOH) o stężeniu 0,2 mol/L (500 mL na 4 osoby). Wodorotlenek sodu jest substancją higroskopijną i łatwo przyłącza CO2 z powietrza.

Preparaty handlowe wodorotlenku sodu, nawet o dużym stopniu czystości, zawierają znaczne ilości węglanu sodu oraz wodę. Nie można zatem otrzymać mianowanego roztworu wodorotlenku sodu przez odważenie określonej ilości NaOH. Konieczne jest przygotowanie roztworu o stężeniu zbliżonym do żądanego, a następnie dokładne ustalenie jego miana przez miareczkowanie roztworem kwasu chlorowodorowego o ściśle określonym stężeniu.

8. Przygotować roztwór manganianu(VII) potasu (KMnO4) o stężeniu 0,02 mol/L (1000 mL na grupę). Manganian(VII) potasu nie można otrzymać w postaci dostatecznie czystej, aby mógł

być używany jako substancja do bezpośredniego przygotowania roztworu mianowanego. Zawiera zawsze domieszki manganu na innych stopniach utlenienia. Dlatego mianowane roztwory KMnO4 nastawia się na inne substancje podstawowe jak: kwas szczawiowy, szczawian sodu, tlenek arsenu(III) itp.

Odważoną porcję odczynnika przenieść ilościowo do zlewki o pojemności 1500 mL, rozpuścić w wodzie destylowanej i uzupełnić wodą do 1000 mL. Naczynie przykryć szkiełkiem zegarkowym i gotować roztwór przez 1h. Ma to na celu utlenienie obecnych w roztworze śladów związków organicznych. Ostudzony roztwór przesączyć przez tygiel szklany z dnem porowatym G4 w celu oddzielenia wydzielonego MnO2. Roztwór przechowywać w ciemnej butelce z doszlifowanym korkiem.

9. Przygotować roztwór azotanu(V) srebra (AgNO3) o stężeniu 0,1 mol/L (1000 mL na grupę). Miano roztworu azotanu(V) srebra nastawia się przez miareczkowanie roztworem

chlorku sodu o ściśle określonym stężeniu.

10. Przygotować roztwór wersenianu disodu (Na2H2Y·2H2O, EDTA) o stężeniu 0,05 mol/L (500 mL na 4 osoby). Miano roztworu wersenianu disodu nastawia się przez miareczkowanie roztworem chlorku wapnia o ściśle określonym stężeniu.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

39

ARKUSZ SPRAWOZDAWCZY DO ĆWICZEŃ Z ANALIZY ILOŚCIOWEJ

............................................................ Imię i nazwisko ............................................................ Grupa

Temat laboratoryjnego zadania kontrolnego

…...............................................................................

I. Zasada oznaczania

II. Wyniki

III. Obliczenia .................................................. Wartość oznaczona .................................................. .................................................. Wartość rzeczywista Błąd względny oznaczenia (%) .................................................... Ocena i podpis sprawdzającego



Analiza ilościowa

40

ĆWICZENIE 5

Acydymetryczne oznaczanie wodorotlenku sodu wobec oranżu metylowego

I. Zasada oznaczenia Acydymetryczne oznaczanie wodorotlenku sodu za pomocą kwasu chlorowodorowego jest przykładem miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą.

HCl + NaOH → NaCl + H2O W wyniku zachodzącej reakcji otrzymuje się roztwór obojętny o pH = 7. Wskaźnikiem punktu końcowego miareczkowania może być zarówno oranż metylowy jak i fenoloftaleina. W przypadku stosowania oranżu metylowego próbkę wodorotlenku sodu miareczkuje się mianowanym roztworem kwasu chlorowodorowego do pierwszej zauważalnej zmiany zabarwienia z żółtego na cebulkowe. II. Odczynniki i roztwory 1. Kwas chlorowodorowy o stężeniu 0,2 mol/L. 2. Węglan sodu bezwodny cz.d.a. 3. Roztwór wodny oranżu metylowego o stężeniu 0,1%. III. Ustalenie miana roztworu kwasu chlorowodorowego o stężeniu 0,2 mol/L Miano roztworów kwasów ustala się najczęściej stosując substancje wzorcowe pierwotne, tj. bezwodny węglan sodu (Na2CO3) i boraks (Na2B4O7·10H2O). W naczynku wagowym odważyć na wadze analitycznej dokładnie 0,15 – 0,20 g Na2CO3 (co odpowiada 15-20 mL 0,2 mol/L HCl) i przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 300 mL. Odważony węglan sodu rozpuścić w około 70 mL wody destylowanej i dodać 1-2 krople oranżu metylowego. Otrzymany roztwór miareczkować powoli kwasem chlorowodorowym. Miareczkowanie prowadzi się do pierwszej widocznej zmiany zabarwienia z żółtego na cebulkowe, po czym roztwór ogrzać do wrzenia w celu odpędzenia powstałego w roztworze CO2 . Roztwór może ponownie przybrać barwę żółtą. Ostudzić roztwór i dokończyć miareczkowanie dodając roztwór kwasu chlorowodorowego do pierwszej zauważalnej zmiany zabarwienia. Podczas miareczkowania wobec oranżu metylowego przebiega reakcja:

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2↑ Należy wykonać co najmniej 3 oznaczenia.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

41

W przypadku trudności w ustaleniu końca miareczkowania należy przygotować roztwór porównawczy, tzw. wzorzec (świadek) miareczkowania, którym jest roztwór o objętości i stężeniu równym objętości i stężeniu roztworu miareczkowanego w końcu miareczkowania. W tym celu należy wziąć np. 70 mL NaCl o stężeniu 0,04 mol/L i dodać 1-2 krople oranżu metylowego. Roztwór pod koniec miareczkowania Na2CO3 jest nasycony CO2, więc do świadka należy dodać 1 kroplę roztworu HCl. Stężenie molowe roztworu HCl obliczyć ze wzoru:

𝑐𝐻𝐶𝑙 = 21∙1000 ∙ 𝑚𝑁𝑎2𝐶𝑂3𝑉𝐻𝐶𝑙 ∙ 𝑀𝑁𝑎2𝐶𝑂3

(mol/L) gdzie: 𝑚𝑁𝑎2𝐶𝑂3

– masa odważki Na2CO3 (g) 𝑀𝑁𝑎2𝐶𝑂3– masa molowa Na2CO3 (g/mol) 𝑉𝐻𝐶𝑙 – średnia objętość roztworu HCl zużyta podczas miareczkowania (mL) IV. Wykonanie oznaczenia Roztwór badany w kolbie miarowej o pojemności 100 mL, zawierający 0,30 – 0,70 g NaOH, uzupełnić do kreski wodą destylowaną. Po dokładnym wymieszaniu do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL odmierzyć pipetą jednomiarową 20 mL roztworu dodać 2-3 krople oranżu metylowego i miareczkować mianowanym roztworem HCl do pierwszej zauważalnej zmiany zabarwienia z żółtej na cebulkową. Oznaczenie powtórzyć 3 razy. Zawartość NaOH w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 ∙ 𝐶𝐻𝐶𝑙1000

∙ 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑉𝐻𝐶𝑙 – średnia objętość roztworu HCl zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝐶𝐻𝐶𝑙 – stężenie molowe roztworu HCl (mol/L) 𝑀𝑁𝑎𝑂𝐻 – masa molowa NaOH (g/mol) 𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą U w a g a : Mianowany roztwór HCl należy przechować do następnych ćwiczeń.



Analiza ilościowa

42

ĆWICZENIE 6

Alkalimetryczne oznaczanie kwasu octowego z wizualną, pehametryczną i potencjometryczną

detekcją punktu końcowego miareczkowania I. Zasada oznaczenia Kwas octowy jest słabym kwasem (stała dysocjacji Ka = 1,8·10-5), miareczkuje się go mianowanym roztworem mocnej zasady. Zachodzi wówczas reakcja:

CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O W wyniku zobojętnienia tworzy się octan sodu (CH3COONa), którego roztwór ma pH ok. 8,8. Punkt końcowy miareczkowania można określić metodą wizualną za pomocą fenoloftaleiny. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 0,2 mol/L. 2. Roztwór alkoholowy fenoloftaleiny o stężeniu 1%. 3. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 0,2 mol/L sporządzony i mianowany

przy oznaczaniu acydymetrycznym NaOH. III. Ustalenie miana roztworu wodorotlenku sodu o stężeniu 0,2 mol/L Miano wodorotlenku sodu ustala się na roztwór wzorcowy wtórny tj. kwas chlorowodorowy (HCl) o ściśle określonym stężeniu. Do kolby stożkowej o pojemności 300 mL odpipetować 20 mL mianowanego roztworu kwasu chlorowodorowego, rozcieńczyć 50 mL wody destylowanej i dodać 1-2 krople fenoloftaleiny. Otrzymany roztwór miareczkować powoli roztworem NaOH, którego miano oznaczamy. Miareczkowanie prowadzić do pojawienia się różowego zabarwienia trwałego w czasie 30 sekund. Należy wykonać co najmniej 3 oznaczenia. Podczas miareczkowania wobec fenoloftaleiny zachodzi reakcja:

NaOH + HCl → NaCl + H2O Stężenie molowe roztworu NaOH obliczyć ze wzoru:

𝑐𝑁𝑎𝑂𝐻 = 𝑉𝐻𝐶𝑙 ∙ 𝐶𝐻𝐶𝑙𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

(mol/L) gdzie: 𝑉𝐻𝐶𝑙 – objętość roztworu HCl (mL) 𝐶𝐻𝐶𝑙 – stężenie molowe roztworu HCl (mol/L) 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 – średnia objętość roztworu NaOH zużyta podczas miareczkowania (mL)



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

43

IV. Wykonanie oznaczenia Roztwór badany w kolbie miarowej o pojemności 100 mL, zawierający 0,5 – 0,8 g CH3COOH, uzupełnić do kreski świeżo przegotowaną i ostudzoną wodą destylowaną. Po dokładnym wymieszaniu odpipetować 20 mL roztworu do kolby stożkowej o pojemności 300 mL, rozcieńczyć świeżą wodą destylowaną do około 70 mL, dodać 1-2 krople fenoloftaleiny i miareczkować mianowanym roztworem NaOH aż do pojawienia się różowego zabarwienia trwałego w czasie 30 sekund. Oznaczenie powtórzyć. Następnie wykonać porównawcze oznaczenie z pehametryczną i potencjometryczną detekcją PK miareczkowania. W tym celu do zlewki o pojemności 150 mL pobrać 20 mL badanego roztworu i uzupełnić wodą destylowaną do objętości 100 mL. Zlewkę umieścić na mieszadle magnetycznym i zanurzyć elektrodę kombinowaną w roztworze badanym. Uruchomić mieszadło magnetyczne, po czym wyłączyć i odczytać wartość pH i SEM badanego roztworu. Następnie miareczkować roztworem NaOH o stężeniu 0,2 mol/L dodając po 1 mL titranta. Po każdej dodanej porcji NaOH włączyć mieszadło. W pobliżu PK należy zmniejszyć ilość dodawanego titranta do 0,5 mL, następnie do 0,2 mL i 0,1 mL - zmniejszanie dodawanych porcji NaOH powinno następować z chwilą zwiększania się przyrostów pH lub zmniejszania SEM. Po zarejestrowaniu skoku pH należy dodać jeszcze 5 porcji NaOH po 1 mL. Otrzymane wyniki zapisać w tabeli:

𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑝𝐻 𝑆𝐸𝑀 ∆𝑉 ∆𝑝𝐻 ∆𝑆𝐸𝑀 ∆𝑝𝐻∆𝑉

∆𝑆𝐸𝑀∆𝑉

Zawartość CH3COOH w próbce metodą wskaźnikową, pehametryczną i potencjometryczną obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 = 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 ∙ 𝑐𝑁𝑎𝑂𝐻 ∙ 0,06005 ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 – średnia objętość roztworu NaOH zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝑐𝑁𝑎𝑂𝐻 – stężenie molowe roztworu NaOH (mol/L) 0,06005 – masa milimolowa CH3COOH (g/mmol) 𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Analiza ilościowa

44

Przykład oznaczenia CH3COOH metodą pehametryczną:

𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑝𝐻 ∆𝑉 ∆𝑝𝐻 ∆𝑝𝐻∆𝑉

0,00 3,16 - - - 1,00 3,48 1,00 0,32 0,32 2,00 3,78 1,00 0,30 0,30 3,00 3,99 1,00 0,21 0,21 4,00 4,18 1,00 0,19 0,19 5,00 4,35 1,00 0,17 0,17 6,00 4,46 1,00 0,11 0,11 7,00 4,57 1,00 0,11 0,11 8,00 4,69 1,00 0,12 0,12 9,00 4,76 1,00 0,07 0,07

10,00 4,88 1,00 0,12 0,12 11,00 4,93 1,00 0,05 0,05 12,00 5,02 1,00 0,09 0,09 13,00 5,20 1,00 0,18 0,18 14,00 5,40 1,00 0,20 0,20 14,50 5,60 0,50 0,20 0,40 15,00 5,81 0,50 0,21 0,42 15,30 6,01 0,30 0,20 0,67 15,50 6,20 0,20 0,19 0,95 15,70 6,43 0,20 0,23 1,15 15,90 6,92 0,20 0,49 2,45 16,00 7,77 0,10 0,85 8,50 16,05 9,25 0,05 1,48 29,60 16,10 9,65 0,05 0,40 8,00 16,30 10,20 0,20 0,55 2,75 16,50 10,55 0,20 0,35 1,75 16,70 10,80 0,20 0,25 1,25 17,00 10,96 0,30 0,16 0,53 17,50 11,15 0,50 0,19 0,38 18,00 11,30 0,50 0,15 0,30 19,00 11,49 1,00 0,19 0,19 20,00 11,53 1,00 0,04 0,04



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

45

Po ukończeniu miareczkowania sporządzić wykres zależności pH (SEM) od dodanej objętości titranta (𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻). PK miareczkowania wyznaczyć metodą graficzną oraz metodą pierwszej pochodnej. a) wyznaczenie PK miareczkowania metodą graficzną:

Zależność pH od objętości dodanego titranta 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

b) wyznaczenie PK miareczkowania metodą pierwszej pochodnej:

Zależność ∆pH/∆V od objętości dodanego titranta 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻

0

2

4

6

8

10

12

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

pH

VNaOH (mL)

0

5

10

15

20

25

30

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

∆pH/

∆V

VNaOH (mL)



Analiza ilościowa

46

ĆWICZENIE 7A

Oznaczenie wagowe siarczanów(VI) w postaci siarczanu(VI) baru

I. Zasada oznaczania Metoda polega na wytrąceniu jonów siarczanowych(VI) chlorkiem baru ze środowiska rozcieńczonego kwasu chlorowodorowego w postaci trudno rozpuszczalnego siarczanu(VI) baru (KSO,BaSO4 = 1,1⋅10-10).

SO42- + Ba2+- → BaSO4↓

Otrzymany osad siarczanu(VI) baru odsącza się na sączku bibułowym, przemywa i praży w temperaturze 600 – 800°C do stałej masy. Z masy osadu siarczanu(VI) baru oblicza się zawartość siarczanu(VI) w badanej próbce. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 2 mol/L. 2. Roztwór chlorku baru o stężeniu 5%. 3. Roztwór kwasu azotowego(V) o stężeniu 2 mol/L. 4. Roztwór azotanu(V) srebra o stężeniu 0,01 mol/L. III. Wykonanie oznaczenia Roztwór zawierający jony SO4

2- w ilości 0,5 – 1,0 g należy rozcieńczyć w kolbie miarowej o pojemności 100 mL wodą destylowaną do stałej objętości. Odpipetować 20 mL roztworu do dwóch zlewek o pojemności 400 mL, rozcieńczyć wodą do 250 mL i zakwasić roztworem HCl o stężeniu 2 mol/L tak, aby jego stężenie w próbce wynosiło 0,05 – 0,1 mol/L. Podgrzać roztwór do wrzenia. Dodawać dość szybko 5% roztwór BaCl2, mieszając jednocześnie badany roztwór pręcikiem szklanym. Nadmiar jonów baru powinien wynosić 10 – 20%. Następnie wykonać próbę na całkowite wytrącenie siarczanów(VI). W tym celu do badanego roztworu, w którym osad BaSO4 opadł na dno zlewki, dodaje się kilka kropel roztworu BaCl2 i obserwuje, czy nie pojawia się jeszcze zmętnienie. Następnie roztwór z osadem należy utrzymywać w temperaturze 80 – 90°C na łaźni wodnej w ciągu 1h (tzw. starzenie osadu), po czym odsączyć osad na twardym sączku bibułowym. Osad przemywać gorącą wodą do całkowitego odmycia jonów Cl- (próba z roztworem AgNO3 zakwaszonym HNO3). Sączek z osadem umieścić w tyglu porcelanowym, spalić w niskiej temperaturze przy dostępie powietrza, a następnie wyprażać go w temperaturze 600 – 800°C do stałej masy.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

47

Zawartość jonów SO42- w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝑆𝑂42− = 𝑚𝐵𝑎𝑆𝑂4 ∙ 𝐹𝑆𝑂42− ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑚𝐵𝑎𝑆𝑂4 – masa wyprażonego osadu BaSO4 (g) 𝐹𝑆𝑂42− – mnożnik analityczny do przeliczenia masy BaSO4 na SO4

2-

𝐹𝑆𝑂42− =𝑀𝑆𝑂42−

𝑀𝐵𝑎𝑆𝑂4= 0,4115

𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Analiza ilościowa

48

ĆWICZENIE 7B

Oznaczenie wagowe niklu(II) w postaci dimetyloglioksymianu niklu(II)

I. Zasada oznaczania Nikiel(II) wytrąca się dimetyloglioksymem w roztworze amoniakalnym lub słabo zakwaszonym kwasem octowym w postaci czerwonego osadu wewnętrznego chelatu. Reakcję wytrącania osadu dimetyloglioksymianu niklu(II) można zapisać równaniem:

Po przemyciu i wysuszeniu do stałej masy waży się osad dimetyloglioksymianu niklu(II) o składzie (C4H7O2N2)2Ni. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór kwasu chlorowodorowego (1+1). 2. Roztwór amoniaku (1+1). 3. Roztwór alkoholowy dimetyloglioksymu o stężeniu 1%. III. Wykonanie oznaczenia Roztwór zawierający jony Ni2+ w ilości 0,07 – 0,50 g należy rozcieńczyć w kolbie miarowej o pojemności 100 mL wodą destylowaną do kreski. Po wymieszaniu roztworu odpipetować 20 mL roztworu do zlewki o pojemności 250 mL, rozcieńczyć wodą do 150 mL i zakwasić 2 mL roztworem HCl (1+1). Roztwór podgrzać prawie do wrzenia (T=80°C), usunąć palnik i po chwili dodać 20 mL 1% roztworu alkoholowego dimetyloglioksymu. Następnie kroplami ciągle mieszając dodawać roztwór NH3·H2O (1+1) do zobojętnienia (pojawia się osad) aż do wystąpienia wyraźnego jego zapachu w badanym roztworze i całkowitego strącenia osadu. Przykrytą szkiełkiem zegarkowym zlewkę z wytrąconym osadem pozostawić na łaźni wodnej w temperaturze 60 – 70°C przez około 0,5 – 1h. Po ostygnięciu roztworu odsączyć osad przez tygiel szklany z dnem porowatym G4 wysuszonym do stałej masy. Osad przemyć gorącą wodą (T=60°C). Następnie tygiel z osadem suszyć w temperaturze 110 – 120°C do stałej masy.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

49

Zawartość Ni(II) w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝑁𝑖2+ = 𝑚(𝐶4𝐻7𝑂2𝑁2)2𝑁𝑖 ∙ 𝐹𝑁𝑖2+ ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑚(𝐶4𝐻7𝑂2𝑁2)2𝑁𝑖 – masa wyprażonego osadu (C4H7O2N2)2Ni (g) 𝐹𝑁𝑖2+ – mnożnik analityczny do przeliczenia masy (C4H7O2N2)2Ni na Ni2+

𝐹𝑁𝑖2+ =𝑀𝑁𝑖2+

𝑀(𝐶4𝐻7𝑂2𝑁2)2𝑁𝑖= 0,2032




Analiza ilościowa

50

ĆWICZENIE 8

Argentometryczne oznaczanie chlorków metodą Mohra I. Zasada oznaczania Oznaczanie chlorków metodą Mohra polega na bezpośrednim miareczkowaniu obojętnego roztworu zawierającego jony chlorkowe mianowanym roztworem azotanu(V) srebra w obecności chromianu(VI) potasu jako wskaźnika. W czasie miareczkowania wytrąca się najpierw trudno rozpuszczalny osad AgCl:

Cl- + Ag+ → AgCl↓ Gdy praktycznie cała ilość jonów Cl- zostanie wytrącona, nadmiar mianowanego roztworu AgNO3 wytrąca chromian(VI) srebra, którego czerwono-brunatne zabarwienie wskazuje na koniec miareczkowania:

2Ag+ + CrO42- → Ag2CrO4↓

Odczyn roztworu powinien być obojętny, ponieważ w roztworze kwasowym jony wodorowe łączą się z jonami CrO4

2- tworząc jony HCrO4- i Cr2O7

2-:

2CrO42- + 2H+ ⇆ 2HCrO4

- ⇆ Cr2O72- + H2O

Powoduje to zmniejszenie stężenia jonów CrO4

2- i w kwasowych roztworach osad Ag2CrO4 nie wytrąca się wcale. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór azotanu(V) srebra o stężeniu 0,1 mol/L. 2. Roztwór chlorku sodu o stężeniu 0,1 mol/L. 3. Roztwór chromianu(VI) potasu o stężeniu 5%. III. Ustalenie miana roztworu azotanu(V) srebra o stężeniu 0,1 mol/L Miano otrzymanego około 0,1 mol/L roztworu azotanu(V) srebra nastawić na ściśle 0,1 mol/L roztwór chlorku sodu. W tym celu odważkę analityczną (fiksanal) NaCl przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 1000 mL i uzupełnić do kreski wodą destylowaną. Po dokładnym wymieszaniu odpipetować po 20 mL przygotowanego roztworu do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL i rozcieńczyć wodą destylowaną do 100 mL, dodać 1 mL 5% roztworu K2CrO4 i miareczkować roztworem AgNO3 do pojawienia się pierwszego trwałego czerwono-brunatnego zabarwienia. Aby móc dokładnie uchwycić punkt końcowy miareczkowania, należy prowadzić je wobec roztworu porównawczego. Może nim być próbka przemiareczkowana, do której dodano nieco chlorku sodu w celu cofnięcia barwy.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

51

Stężenie molowe roztworu AgNO3 obliczyć z wzoru:

𝐶𝐴𝑔𝑁𝑂3 = 𝑉𝑁𝑎𝐶𝑙 ∙ 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3

(mol/L)

gdzie: 𝑉𝑁𝑎𝐶𝑙 – objętość roztworu NaCl (mL) 𝐶𝑁𝑎𝐶𝑙 – stężenie molowe roztworu NaCl (mol/L) 𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3 – średnia objętość roztworu AgNO3 zużyta podczas miareczkowania (mL) U w a g a : Wszystkie odpadkowe roztwory zawierające jony Ag+ należy zlewać do przygotowanych w tym celu naczyń. IV. Wykonanie oznaczenia Otrzymaną próbkę zawierającą 0,25 – 0,35 g Cl- rozcieńczyć w kolbie miarowej o pojemności 100 mL wodą destylowaną. Do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL odpipetować po 20 mL roztworu badanego. Roztwory w kolbach stożkowych doprowadzić do odczynu obojętnego i rozcieńczyć wodą destylowaną do 100 mL. Dodać 1 mL 5% roztworu K2CrO4 i miareczkować mianowanym roztworem AgNO3 postępując analogicznie jak podczas nastawiania miana roztworu AgNO3. Zawartość Cl- w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐶𝑙− = 𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3 ∙ 𝐶𝐴𝑔𝑁𝑂31000

∙ 𝑀𝐶𝑙− ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑉𝐴𝑔𝑁𝑂3 – średnia objętość roztworu AgNO3 zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝐶𝐴𝑔𝑁𝑂3 – stężenie molowe roztworu AgNO3 (mol/L) 𝑀𝐶𝑙− – masa molowa jonów Cl- (g/mol) 𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Analiza ilościowa

52

ĆWICZENIE 9

Kompleksonometryczne oznaczanie mieszaniny zawierającej jony wapnia i magnezu

I. Zasada oznaczania Zawartość wapnia i magnezu w badanej próbce oznacza się metodą miareczkową kompleksonometrycznie miareczkując próbkę mianowanym roztworem wersenianu disodu (EDTA). Miareczkując próbkę zawierającą jony wapnia i magnezu mianowanym roztworem EDTA w środowisku roztworu buforowego o pH 10 wobec czerni eriochromowej T, możemy oznaczyć sumę wapnia i magnezu. Natomiast miareczkując drugą próbkę mianowanym roztworem EDTA w środowisku NaOH wobec mureksydu, oznaczamy tylko zawartość wapnia. Z różnicy tych dwóch miareczkowań można obliczyć zawartość magnezu. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór wersenianu disodu o stężeniu 0,05 mol/L. 2. Roztwór chlorku wapnia o stężeniu 0,05 mol/L. 3. Roztwór buforowy o pH 10. 4. Roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 1 mol/L. 5. Czerń eriochromowa T. 6. Mureksyd. III. Ustalenie miana roztworu EDTA o stężeniu 0,05 mol/L Miano otrzymanego około 0,05 mol/L roztworu EDTA nastawić na ściśle 0,05 mol/L roztwór chlorku wapnia znajdującego się na stacji miareczkowej. W tym celu do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL odmierzyć po 20 mL roztworu CaCl2 o stężeniu 0,05 mol/L, dodać 5 mL roztworu buforowego o pH 10, trochę wskaźnika czerni eriochromowej T i miareczkować roztworem EDTA do zmiany barwy z winnoczerwonej na niebieską. Stężenie molowe roztworu EDTA obliczyć ze wzoru:

𝐶𝐸𝐷𝑇𝐴 = 𝑉𝐶𝑎𝐶𝑙2 ∙ 𝐶𝐶𝑎𝐶𝑙2𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴

(mol/L) gdzie: 𝑉𝐶𝑎𝐶𝑙2 – objętość roztworu CaCl2 (mL) 𝐶𝐶𝑎𝐶𝑙2– stężenie molowe roztworu CaCl2 (mol/L) 𝑉𝐸𝐷𝑇𝐴 – średnia objętość roztworu EDTA zużyta podczas miareczkowania (mL)



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

53

IV. Wykonanie oznaczenia Oznaczanie zawartości sumy jonów wapnia i magnezu Próbkę roztworu zawierającego jony wapnia i magnezu uzupełnić wodą destylowaną w kolbie miarowej o pojemności 100 mL. Z tego roztworu pobrać pipetą jednomiarową 20 mL badanego roztworu do dwóch kolb stożkowych o pojemności 300 mL. Następnie dodać 5 mL roztworu buforowego o pH 10, trochę wskaźnika czerni eriochromowej T i miareczkować mianowanym roztworem EDTA do zmiany barwy z winnoczerwonej na niebieską. Średnią objętość zużytego mianowanego roztworu EDTA oznaczyć jako V1. Oznaczanie zawartości jonów wapnia Do dwóch kolb stożkowych o pojemności 300 mL odmierzyć po 20 mL badanej próbki, dodać 20 mL roztworu NaOH o stężeniu 1 mol/L, trochę wskaźnika mureksydu i następnie miareczkować mianowanym roztworem EDTA do zmiany barwy z czerwonej na lila. Średnią objętość zużytego mianowanego roztworu EDTA oznaczyć jako V2. Zawartość jonów wapnia w otrzymanej próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐶𝑎2+ = 𝑉2 (𝐸𝐷𝑇𝐴) ∙ 𝐶𝐸𝐷𝑇𝐴1000

∙ 𝑀𝐶𝑎2+ ∙ 𝑊 (g) Zawartość jonów magnezu w otrzymanej próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝑀𝑔2+ = (𝑉1 (𝐸𝐷𝑇𝐴) − 𝑉2 (𝐸𝐷𝑇𝐴) ) ∙ 𝐶𝐸𝐷𝑇𝐴1000

∙ 𝑀𝑀𝑔2+ ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑉𝑥 (𝐸𝐷𝑇𝐴) – średnie objętości roztworu EDTA zużyte podczas miareczkowania (mL) 𝐶𝐸𝐷𝑇𝐴 – stężenie molowe roztworu EDTA (mol/L) 𝑀𝐶𝑎2+ – masa molowa Ca2+ (g/mol) 𝑀 𝑀𝑔2+ – masa molowa Mg2+ (g/mol) 𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Analiza ilościowa

54

ĆWICZENIE 10

Manganometryczne oznaczanie kwasu szczawiowego I. Zasada oznaczania Oznaczanie kwasu szczawiowego opiera się na reakcji, w której manganian(VII) potasu, w środowisku kwasu siarkowego(VI), utlenia jony szczawianowe do tlenku węgla(IV):

2MnO4- + 5C2O4

2- + 16H+ → 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O

W wyniku reakcji obserwuje się odbarwianie dodawanych porcji titranta. Na początku przebieg reakcji jest powolny. Dopiero po upływie czasu niezbędnego do powstania jonów manganu(II), które katalizują reakcję utleniania jonów szczawianowych, obserwuje się wzrost szybkości reakcji analitycznej. W celu przyspieszenia tej reakcji należy roztwór ogrzać przed miareczkowaniem do około 70°C. Rolę wskaźnika w tym oznaczeniu pełni manganian(VII) potasu. Pierwsza kropla nadmiaru titranta barwi roztwór na kolor różowy. II. Odczynniki i roztwory 1. Szczawian sodu bezwodny wysuszony w temperaturze 105 – 110°C do stałej masy. 2. Roztwór manganianu(VII) potasu o stężeniu 0,02 mol/L. 3. Roztwór kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 1 mol/L. III. Ustalenie miana roztworu manganianu(VII) potasu o stężeniu 0,02 mol/L Miano roztworu manganianu(VII) potasu nastawia się na odważkę szczawianu sodu (Na2C2O4). Szczawian sodu jest solą bezwodną niehigroskopijną, łatwą do otrzymania w stanie czystym i dlatego jest najdogodniejszą substancją podstawową do nastawiania miana KMnO4. W naczynku wagowym odważyć na wadze analitycznej 0,12 – 0,15 g czystego Na2C2O4 wysuszonego w temperaturze 105 – 110°C. Następnie przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 300 mL i rozpuścić w 20 mL wody destylowanej, dodać po 20 mL roztworu H2SO4 o stężeniu 1 mol/L i podgrzać do temperatury 70°C. Przygotowany roztwór miareczkować na gorąco roztworem KMnO4 aż do wystąpienia trwałego słabo różowego zabarwienia, utrzymującego się 30 sekund. Należy wykonać co najmniej 3 oznaczenia. Manganian(VII) potasu reaguje ze szczawianem sodu zgodnie z równaniem:

2MnO4- + 5C2O4

2- + 16H- → 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O

Reakcja ta przebiega z kilkoma stadiami przejściowymi. Pierwsze krople dodanego titranta odbarwiają się bardzo wolno. Jednak po kilku kroplach szybkość wzrasta, gdyż wytwarzające się w reakcji jony Mn2+ katalizują proces. W celu przyspieszenia reakcji roztwór miareczkowany ogrzewa się do temperatury 70°C.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

55

Stężenie molowe roztworu KMnO4 obliczyć ze wzoru:

𝐶𝐾𝑀𝑛𝑂4 = 25∙ 𝑚𝑁𝑎2𝐶2𝑂4 ∙ 1000𝑀𝑁𝑎2𝐶2𝑂4 ∙ 𝑉𝐾𝑀𝑛𝑂4

(mol/L) gdzie: 𝑚𝑁𝑎2𝐶2𝑂4 – masa odważki Na2C2O4 (g) 𝑀𝑁𝑎2𝐶2𝑂4 – masa molowa Na2C2O4 (g/mol) 𝑉𝐾𝑀𝑛𝑂4 – średnia objętość KMnO4 zużyta podczas miareczkowania (mL) IV. Wykonanie oznaczenia Otrzymaną próbkę uzupełnić w kolbie miarowej o pojemności 50 mL wodą destylowaną i dokładnie wymieszać. Następnie odpipetować 10 mL tego roztworu do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL, rozcieńczyć wodą destylowaną do objętości 50 mL, dodać 10 mL 1 mol/L H2SO4, ogrzać do temperatury 70°C i miareczkować na gorąco mianowanym roztworem KMnO4. Miareczkowanie prowadzić do wystąpienia trwałego różowego zabarwienia, utrzymującego się 30 sekund. Zawartość H2C2O4 w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐻2𝐶2𝑂4 = 𝑐 �15𝐾𝑀𝑛𝑂4� ∙ 𝑉𝐾𝑀𝑛𝑂4 ∙ 0,04501 ∙ 𝑊 (g)

gdzie: �15𝐾𝑀𝑛𝑂4� – stężenie molowe manganianu(VII) potasu (mol/L)

𝑉𝐾𝑀𝑛𝑂4 – średnia objętość KMnO4 zużyta podczas miareczkowania (mL)

0,04501 – masa milimolowa 12 H2C2O4 (g/mmol)




Analiza ilościowa

56

ĆWICZENIE 11

Jodometryczne oznaczanie bromianów(V) i miedzi(II) I. Przygotowanie roztworu tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L Tiosiarczan(VI) sodu (Na2S2O3⋅5H2O) można otrzymać w stanie czystym, jednak hydrat tej soli nie jest trwały i nie można tego związku traktować jako substancji wzorcowej. Główną przyczyną nietrwałości roztworów tiosiarczanu(VI) jest obecność w wodzie CO2 (ewentualnie innych kwasów) oraz bakterii. Kwas węglowy reaguje z tiosiarczanem(VI) powodując jego rozkład według reakcji:

S2O32- + H+ → HSO3

- + S Powstanie siarczanów(IV) zwiększa miano roztworu. Dlatego zaleca się przygotowanie roztworów tiosiarczanu(VI) przy użyciu wody destylowanej pozbawionej CO2 przez gotowanie i dodanie niewielkiej ilości Na2CO3 (0,1 g/L) w celu zalkalizowania roztworu. Aby uniknąć działania bakterii, które powodują również wydzielanie siarki, stosuje się dodatek środków aseptycznych np. jodek rtęci(II) , chloroform, alkohol amylowy itp. Na wadze technicznej należy odważyć 12,5 g krystalicznego tiosiarczanu(VI) sodu (Na2S2O3·5H2O) i rozpuścić w 500 mL świeżo przegotowanej wody. Do roztworu dodać 0,5 mL chloroformu i 0,05 g węglanu sodu. Tak przygotowany roztwór należy przechowywać w butlach z ciemnego szkła. Miano roztworu tiosiarczanu(VI) sodu nastawić przez miareczkowanie odważek dichromianu(VI) potasu. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L. 2. Dichromian(VI) potasu wysuszony do stałej masy w temperaturze 140°C. 3. Jodek potasu cz.d a. 4. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 1 mol/L. 5. Roztwór skrobi 0,5%. III. Ustalenie miana roztworu tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L Miano tiosiarczanu(VI) sodu ustala się najczęściej stosując jod lub substancje podstawowe, które utleniają jodek potasu do jodu np. dichromian(VI) potasu, bromian(V) potasu, jodan(V) potasu. Dichromian(VI) potasu można otrzymać w bardzo czystej postaci, toteż jest on dobrą pierwotną substancją wzorcową. Roztwory wodne K2Cr2O7 odznaczają się nieograniczoną trwałością. Nastawienie miana odbywa się drogą pośrednią przez wydzielanie jodu. W środowisku kwasowym K2Cr2O7 reagując z jodkiem potasu wydziela wolny jod, który odmiareczkowuje się tiosiarczanem(VI) sodu.



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

57

Na wadze analitycznej odważyć około 0,08 – 0,1 g K2Cr2O7 wysuszonego w temperaturze 140°C do stałej masy. Odważkę przenieść ilościowo do kolby stożkowej o pojemności 300 mL i rozpuścić w 20 mL wody destylowanej. Do roztworu dodać 1 g stałego KI, 10 mL roztworu HCl o stężeniu 1 mol/L. Roztwór wymieszać i pozostawić przykryty szkiełkiem zegarkowym na 5 minut. Po tym czasie dodać 100 mL wody destylowanej i miareczkować roztworem Na2S2O3. Pod koniec miareczkowania, gdy roztwór ma słabo żółte zabarwienie, dodać 3 mL 0,5% roztworu skrobi i dalej miareczkować do zmiany barwy z ciemnogranatowej na zieloną, która pochodzi od jonów Cr3+. Należy wykonać co najmniej 3 oznaczenia. Reakcje przebiegają według schematu:

Cr2O72- + 6I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O

I2 + 2S2O3

2- → 2I- + S4O62-

Opierając się na stechiometrii zachodzących reakcji redoks 1 mol jonów Cr2O7

2- odpowiada 3 molom I2, które odpowiadają 6 molom jonów S2O3

2-. Stężenie molowe roztworu Na2S2O3 obliczyć ze wzoru:

𝐶𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 = 61∙ 𝑚𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 ∙ 1000𝑀𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 ∙ 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3

(mol/L) gdzie: 𝑚𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 – masa odważki K2Cr2O7 (g) 𝑀𝐾2𝐶𝑟2𝑂7 – masa molowa K2Cr2O7 (g/mol) 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3– średnia objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania (mL)



Analiza ilościowa

58

A. Jodometryczne oznaczanie bromianów(V) I. Zasada oznaczania W jodometrycznym oznaczaniu bromianów(V) wykorzystuje się ich własności utleniające. Potencjał normalny układu BrO3

-/Br- (1,44V) jest wyższy od układu I-/2I- (0,535V). Jony BrO3

- w roztworze o odczynie kwasowym utleniają jony I- do wolnego jodu. Wydzielony w równoważnej ilości jod odmiareczkowuje się mianowanym roztworem tiosiarczanu(VI) sodu wobec skrobi. Zachodzące reakcje chemiczne można opisać następującymi równaniami:

BrO3- + 6I- + 6H+ → Br- + 3I2 + 3H2O

3I2 + 6S2O3

2- → 6I- + 3S4O62-

II. Odczynniki i roztwory 1. Tiosiarczan(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L. 2. Jodek potasu cz.d.a. 3. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 2 mol/L. 4. Roztwór skrobi 0,5%. III. Wykonanie oznaczenia Otrzymaną próbkę zawierającą jony BrO3

- w ilości około 0,1 – 0,3 g uzupełnić wodą destylowaną w kolbie miarowej o pojemności 100 mL do kreski. Po dokładnym wymieszaniu odpipetować 20 mL roztworu do kolby stożkowej o pojemności 300 mL, dodać 1 g stałego KI, 10 mL roztworu HCl o stężeniu 2 mol/L, dobrze wymieszać i pozostawić przykryte szkiełkiem zegarkowym na 5 minut. Następnie dodać 100 mL wody destylowanej i miareczkować mianowanym roztworem Na2S2O3 do barwy jasnożółtej, wprowadzić 3 mL 0,5% świeżo przygotowanego roztworu skrobi i miareczkować dalej aż do odbarwienia roztworu. Oznaczenie powtórzyć 3 razy. Zawartość jonów BrO3

- w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐵𝑟𝑂3− = 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ∙ 𝑐𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ∙ 0,02133 ∙ 𝑊 (g) gdzie: 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – średnia objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝑐𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – stężenie molowe roztworu Na2S2O3 (mol/L) 0,02133 – masa milimolowa 1

6 KBrO3 (g/mmol)




Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

59

B. Jodometryczne oznaczanie miedzi(II) I. Zasada oznaczania Miedź(II) oznacza się jodometrycznie metodą pośrednią. Do lekko kwasowego roztworu (pH 4-5) dodaje się nadmiar KI. Miedź(II) redukuje się do miedzi(I), tworząc trudno rozpuszczalny jodek miedzi(I). Jony jodkowe utleniają się do wolnego jodu, który miareczkuje się mianowanym roztworem tiosiarczanu(VI) sodu. Zachodzące reakcje można zapisać następującymi równaniami:

2Cu2+ + 4I- → 2CuI↓ + I2

I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O6

2- Potencjał normalny układu I2/2I- jest wyższy niż potencjał układu Cu2+/Cu+, ale na wskutek wytrącania się trudno rozpuszczalnego osadu CuI, potencjał układu Cu2+/Cu+ ulega znacznemu podwyższeniu do około 0,76V i dlatego zachodzi reakcja ilościowego utleniania jodków do wolnego jodu. Reakcja powyższa jest odwracalna. Pod koniec miareczkowania dodaje się tiocyjanianu amonu, który tworząc mniej rozpuszczalny od jodku miedzi(I) tiocyjanian miedzi(I), powoduje jeszcze większy wzrost potencjału utleniającego układu Cu2+/Cu+ i tym samym uzyskuje się ostrzejszy punkt końcowy miareczkowania. II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór amoniaku o stężeniu 6 mol/L. 2. Kwas siarkowy(VI) stężony cz.d.a. 3. Kwas octowy stężony cz.d.a. 4. Jodek potasu cz.d.a. 5. Tiosiarczan(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L. 6. Roztwór skrobi 0,5%. 7. Tiocyjanian amonu cz.d.a. III. Wykonanie oznaczenia Próbkę zawierającą jony Cu2+ należy odważyć na wadze analitycznej w ilości 1,5 – 2 g, przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 mL, rozpuścić w niewielkiej ilości wody destylowanej oraz dodać 4-5 kropli stężonego H2SO4. Następnie uzupełnić wodą destylowaną do kreski. Odpipetować 20 mL roztworu do kolby stożkowej o pojemności 300 mL, zobojętnić roztworem NH3·H2O o stężeniu 6 mol/L aż do pojawienia się ciemnoniebieskiego zabarwienia amminokompleksu miedzi(II), dodać stężonego CH3COOH aż do zniknięcia tego zabarwienia oraz dodatkowo 2 mL tego kwasu, następnie 1 g stałego KI, dobrze wymieszać, przykryć szkiełkiem zegarkowym i odstawić roztwór na 5 minut. Następnie odmiareczkować wydzielony jod mianowanym roztworem Na2S2O3. Gdy brunatne zabarwienie roztworu przejdzie w jasnożółte, dodać 3 mL 0,5% roztworu skrobi oraz 0,5 g NH4SCN i kontynuować miareczkowanie mianowanym roztworem Na2S2O3 aż do zniknięcia niebiesko-fioletowego zabarwienia. Oznaczenie powtórzyć 3 razy.



Analiza ilościowa

60

Zawartość Cu(II) w próbce obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐶𝑢2+ = 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ∙ 𝑐𝑁𝑎2𝑆2𝑂3𝑚𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖

∙ 0,06357 ∙ 𝑊 (g Cu2+ / g próbki) gdzie: 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3– średnia objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝑐𝑁𝑎2𝑆2𝑂3– stężenie molowe roztworu Na2S2O3 (mol/L) 0,06357 – masa milimolowa Cu(II) (g/mmol) 𝑚𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖 – masa próbki (g) 𝑊=5 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

61

ĆWICZENIE 12

Oznaczanie kwasu askorbinowego za pomocą 2,6-dichlorofenoloindofenolu

I. Zasada oznaczania Witamina C, inaczej kwas askorbinowy, występuje powszechnie w przyrodzie w formie utlenionej lub zredukowanej. Obie formy są biologicznie aktywne. Znanych jest kilka metod oznaczania witaminy C w żywności i materiale biologicznym (krew, mocz). Jedną z nich jest miareczkowanie wskaźnikiem redoks – 2,6-dichlorofenoloindofenolem (DCIP). Oznaczenie polega na utlenieniu kwasu askorbinowego, obecnego w owocach lub soku z kapusty, za pomocą mianowanego roztworu 2,6-dichlorofenoloindofenolu (DCIP). Używany niebieski barwnik 2,6-dichlorofenoloindofenol (odczynnik Tillmansa) w środowisku kwasowym w formie utlenionej jest różowy, a w formie zredukowanej bezbarwny. Trwała barwa różowa podczas miareczkowania powstaje po całkowitym utlenieniu kwasu askorbinowego w momencie dodania pierwszej kropli nadmiaru barwnika.

DCIPP (niebieskie) + H+ → DCIPPH (różowe)

DCIPPH (różowe) + Witamina C → DCIPPH2 (bezbarwny leukozwiązek)

O

OH OH

O

OH

OH

OH

N

Cl Cl

O

O O

O

OH

OH

OH

NH

Cl Cl

OH

+ +

kwas askorbinowyforma zredukowana

kwas dehydroaskorbinowyforma utleniona

DCIP - forma utlenionazwiązek barwny

DCIP - forma zredukowanaleukozwiązek



Analiza ilościowa

62

II. Odczynniki i roztwory 1. Jodek potasu cz.d.a. 2. Roztwór tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L (z odważki fixanal). 3. Kwas siarkowy(VI) o stężeniu 1 mol/L. 4. Roztwór 2,6-dichlorofenoloindofenolu. 5. Roztwór skrobi 0,5%. 6. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 1 mol/L. III. Ustalenie miana roztworu 2,6-dichlorofenoloindofenolu Miano roztworu 2,6-dichlorofenoloindofenolu (DCIP) określa się przez miareczkowanie jodometryczne mianowanym roztworem tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,001 mol/L wobec skrobi jako wskaźnika zgodnie z reakcjami:

2KI + 1DCIP + H2SO4 → I2 + 1DCIPH2 + K2SO4

I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O6

2- Roztwór tiosiarczanu(VI) sodu o stężeniu 0,001 mol/L należy przygotować poprzez 100-krotne rozcieńczenie roztworu bazowego otrzymanego z odważki fixanal (5 mL roztworu bazowego należy rozcieńczyć wodą destylowaną w kolbie miarowej o pojemności 500 mL). Następnie w kolbie stożkowej z doszlifowanym korkiem o pojemności 300 mL należy rozpuścić 1 g stałego KI w 5 mL H2SO4 o stężeniu 1 mol/L, dodać 10 mL roztworu DCIP, zamknąć szybko kolbę i pozostawić na 10 minut w ciemnym miejscu. Wydzielony jod odmiareczkować rozcieńczonym, mianowanym roztworem Na2S2O3 dodając 1 mL 0,5% roztworu skrobi jako wskaźnika. Należy wykonać co najmniej 3 oznaczenia. Stężenie molowe roztworu 2,6-dichlorofenoloindofenolu (DCIP) obliczyć ze wzoru:

C𝐷𝐶𝐼𝑃 = (𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3−𝑉0 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3) ∙ 𝐶𝑁𝑎2𝑆2𝑂32 ∙ 𝑉𝐷𝐶𝐼𝑃

(mol/L) gdzie: 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania roztworu DCIP (mL) 𝑉0 𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania próby zerowej (mL) 𝐶𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – stężenie molowe roztworu Na2S2O3 (mol/L) 𝑉𝐷𝐶𝐼𝑃 – objętość roztworu DCIP (mL) 2 – współczynnik wynikający ze stechiometrii reakcji roztworu Na2S2O3 z roztworem DCIP



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

63

IV. Wykonanie oznaczenia Owoce cytrusowe, kwaszona kapusta Sok z cytryny, grejpfruta, limonki, mandarynki, pomarańczy lub kiszonej kapusty należy wycisnąć do małej zlewki o pojemności 150 mL. W przypadku obecności stałych fragmentów owoców próbkę przesączyć. Do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL pobrać pipetą jednomiarową 2 mL soku, dodać 5 mL roztworu HCl o stężeniu 1 mol/L i miareczkować mianowanym roztworem DCIP do barwy lekko różowej utrzymującej się przez 10 sekund. Jednocześnie wykonać ślepą próbę, w której zamiast soku pobrać wodę destylowaną. Soki owocowe Metoda nadaje się tylko do badania soków o jasnej barwie (z soków barwnych kwas askorbinowy należy wcześniej wyekstrahować np. roztworem kwasu octowego). W przypadku obecności osadu lub stałych fragmentów owoców próbkę należy przesączyć. Do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL pobrać pipetą jednomiarową 2 mL soku, dodać 5 mL roztworu HCl o stężeniu 1 mol/L i miareczkować mianowanym roztworem DCIP do barwy lekko różowej utrzymującej się przez 10 sekund. Jednocześnie wykonać ślepą próbę, w której zamiast soku pobrać wodę destylowaną. Tabletki musujące z witaminą C Tabletkę rozdrobnić. W zależności od wartości podanych przez producenta, odważyć na wadze analitycznej taką ilość próbki, by zawartość witaminy C mieściła się w przedziale 5 – 10 mg (przykładowo – jeśli producent w 100 g produktu deklaruje 1000 mg witaminy C – należy odważyć 0,5 – 1 g). Odważkę przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 100 mL, rozpuścić w 20 mL wody destylowanej oraz dodać 10 mL roztworu HCl o stężeniu 1 mol/L. Po rozpuszczeniu próbkę dopełnić wodą destylowaną do kreski. Do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL pobrać pipetą jednomiarową 5 mL roztworu i miareczkować mianowanym roztworem DCIP do barwy lekko różowej utrzymującej się przez 10 sekund. Jednocześnie wykonać ślepą próbę, w której zamiast badanego roztworu pobrać wodę destylowaną. Tabletki powlekane z witaminą C Tabletkę rozdrobnić. W zależności od wartości podanych przez producenta, odważyć na wadze analitycznej taką ilość próbki, by zawartość witaminy C mieściła się w przedziale 10 – 20 mg (przykładowo – jeśli tabletka o masie 0,5 g zawiera 100 mg witaminy C – należy odważyć 0,05 – 0,1 g). Odważkę przenieść ilościowo do zlewki o pojemności 150 mL, rozpuścić w 20 mL wody destylowanej a następnie przesączyć przez miękki sączek bibułowy. Przesącz zbierać do kolby miarowej o pojemności 100 mL. Do przesączu dodać 10 mL roztworu HCl o stężeniu 1 mol/L, próbkę dopełnić wodą destylowaną do kreski. Do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL pobrać pipetą jednomiarową 10 mL roztworu i miareczkować mianowanym roztworem DCIP do barwy lekko różowej utrzymującej się przez 10 sekund. Jednocześnie wykonać ślepą próbę, w której zamiast badanego roztworu pobrać wodę destylowaną.



Analiza ilościowa

64

Próbka kontrolna Z próbki kontrolnej zawierającej określoną ilość kwasu L-askorbinowego (około 0,1 g witaminy C w 1 L roztworu) pobrać pipetą jednomiarową 10 mL do trzech kolb stożkowych o pojemności 300 mL i miareczkować mianowanym roztworem DCIP do barwy lekko różowej utrzymującej się przez 10 sekund. Jednocześnie wykonać ślepą próbę, w której zamiast próbki pobrać wodę destylowaną. Do obliczeń należy przyjąć ilość zużytego mianowanego roztworu DCIP pomniejszoną o ilość mL tego roztworu zużytą w próbie ślepej. Ponieważ 1 mol DCIP reaguje z 1 molem witaminy C, zawartość witaminy C w 1 mL badanego soku owocowego obliczyć ze wzoru:

m𝑤𝑖𝑡.𝑐 = 𝑀𝑤𝑖𝑡.𝑐 ∙ (𝑉𝐷𝐶𝐼𝑃−𝑉0 ) ∙ 𝐶𝐷𝐶𝐼𝑃𝑉𝑠𝑜𝑘𝑢

(mg / mL soku)

Z kolei zawartość witaminy C w 1 g badanej próbki stałej (tabletka) obliczyć ze wzoru:

m𝑤𝑖𝑡.𝑐 = 100 ∙ 𝑀𝑤𝑖𝑡.𝑐 ∙ (𝑉𝐷𝐶𝐼𝑃−𝑉0 ) ∙ 𝐶𝐷𝐶𝐼𝑃𝑉𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖 ∙ 𝑚𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖

(mg / g próbki)

gdzie: 𝑀𝑤𝑖𝑡.𝑐 – masa molowa kwasu askorbinowego (witaminy C) (g/mol) 𝐶𝐷𝐶𝐼𝑃 – stężenie molowe roztworu DCIP (mol/L) 𝑉𝐷𝐶𝐼𝑃 – objętość roztworu DCIP (mL) 𝑉0 – objętość roztworu DCIP zużyta podczas miareczkowania próby zerowej (mL) 𝑉𝑠𝑜𝑘𝑢 – objętość próbki soku do analizy (mL) 𝑉𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖 – objętość pobranego do miareczkowania roztworu po rozpuszczeniu tabletki (mL) 𝑚𝑝𝑟ó𝑏𝑘𝑖 – masa odważonej tabletki (g) Wyniki można podawać jako ilość mg witaminy C w 100 mL soku owocowego, ilość mg witaminy C w 100 g próbki stałej (tabletka) lub ilość mg witaminy C w 1 L próbki kontrolnej. Przykładowe zawartości witaminy C: • tabletki musujące: 1000-2000 mg w 100 g produktu • tabletki powlekane: 100-200 mg w 1 pastylce • świeżo wyciśnięty sok z cytryny lub pomarańczy: 50-65 mg w 100 mL soku • świeżo wyciśnięty sok z grejpfruta: 30-45 mg w 100 mL soku • czarna porzeczka: 170-190 mg w 100 g owoców • kiwi: 90-110 mg w 100 g owoców • czerwona papryka: 70-90 mg w 100 g miąższu • pomidory: 15-25 mg w 100 g miąższu • kapusta kwaszona: 15-30 mg w 100 mL soku • dzika róża: 250-1000 mg na 100 g owoców



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

65

ĆWICZENIE 13

Bromianometryczne oznaczanie glinu(III) po strąceniu za pomocą 8-hydroksychinoliny

I. Zasada oznaczania Glin(III) bromianometrycznie oznacza się metodą pośrednią. Jeżeli do słabo zakwaszonego roztworu soli glinu wprowadzi się 8-hydroksychinolinę wytrącają się ilościowo jony glinu(III) w postaci żółtozielonego osadu zgodnie z reakcją:

AlCl3 + 3C9H6N(OH) → (C9H6NO)3Al↓ + 3HCl Otrzymany krystaliczny osad 8-hydroksychinolinianu glinu(III) odsącza się, przemywa od nadmiaru odczynnika i rozpuszcza w kwasie chlorowodorowym, co powoduje uwolnienie 8-hydroksychinoliny. Brom, który powstaje w reakcji bromianu(V) potasu z bromkiem potasu, bromuje 8-hydroksychinolinę podstawiając w jej cząsteczce dwa atomy wodoru w pozycjach 5 i 7:

BrO3- + 5Br- + 6H+ → 3Br2 + 3H2O

+ 2Br2 → + 2H+ + 2Br-

Nadmiar niezużytego w reakcji bromowania bromu wydziela równoważną ilość jodu.

2I- + Br2 → 2Br- + I2 Wydzielony w równoważnej ilości jod odmiareczkowuje się jodometrycznie mianowanym roztworem tiosiarczanu(VI) sodu wobec skrobi jako wskaźnika.

I2 + 2S2O32- → 2I- + S4O6

2-

II. Odczynniki i roztwory 1. Roztwór kwasu chlorowodorowego (1+1). 2. Roztwór 8-hydroksychinoliny o stężeniu 5% w kwasie octowym o stężeniu 2%. 3. Roztwór octanu amonu o stężeniu 15%. 4. Bromian(V) potasu o stężeniu 0,016 mol/L (c(1

6KBrO3) = 0,1 mol/L).

5. Bromek potasu cz.d.a. 6. Roztwór wodny oranżu metylowego o stężeniu 0,1%. 7. Jodek potasu cz.d.a. 8. Tiosiarczan(VI) sodu o stężeniu 0,1 mol/L. 9. Roztwór kwasu chlorowodorowego o stężeniu 2 mol/L. 10. Roztwór skrobi 0,5%.



Analiza ilościowa

66

III. Przygotowanie roztworu bromianu(V) potasu o stężeniu 0,016 mol/L (c(𝟏

𝟔 KBrO3 ) = 0,1 mol/L)

Bromian(V) potasu (KBrO3) należy do analitycznych substancji podstawowych. Może być otrzymany w bardzo czystej postaci o składzie zgodnym ze wzorem chemicznym, dlatego też mianowany roztwór bromianu(V) potasu sporządza się przez dokładne odważenie obliczonej ilości KBrO3, wysuszonego do stałej masy w temperaturze 150°C i rozpuszczenie odważonej soli w wodzie. W celu przygotowania roztworu bromianu(V) potasu o stężeniu 0,016 mol/L należy na wadze analitycznej odważyć 1,3920 g wysuszonego KBrO3, przenieść ilościowo do kolby miarowej o pojemności 500 mL i rozpuścić w wodzie destylowanej. Następnie uzupełnić wodą destylowaną do kreski. IV. Wykonanie oznaczenia Otrzymaną próbkę zawierającą jony Al3+ uzupełnić w kolbie miarowej o pojemności 100 mL wodą destylowaną do kreski. Po dokładnym wymieszaniu odpipetować 25 mL roztworu do zlewki o pojemności 250 mL i rozcieńczyć do objętości 150 mL, dodać 1-2 krople HCl (1+1), ogrzać do temperatury około 80°C, dodać 10 mL roztworu 8-hydroksychinoliny o stężeniu 5% w kwasie octowym o stężeniu 2%. Następnie dodać roztworu CH3COONH4 o stężeniu 15% aż do chwili, gdy przestanie wytrącać się żółtozielony osad 8-hydroksychinolinianu glinu(III), a potem dodatkowo jeszcze 25 mL. Żółte zabarwienie cieczy nad osadem wskazuje na obecność nadmiaru 8-hydroksychinoliny w roztworze, w przeciwnym razie dodaje się jeszcze trochę odczynnika. Ciecz pozostawia się przez 1h w celu wykrystalizowania, po czym odsącza się osad na sączku bibułowym. Osad przemywa się małą ilością gorącej wody, a następnie zimną wodą do całkowitego odbarwienia przesączu. Dokładnie przemyty osad 8-hydroksychinolinianu glinu(III) rozpuścić w 100 mL gorącego HCl (1+1) i po ostudzeniu rozcieńczyć roztwór wodą destylowaną w kolbie miarowej do 250 mL. Odpipetować 25 mL roztworu do kolby stożkowej o pojemności 300 mL, dodać 50 mL roztworu HCl o stężeniu 2 mol/L, 1 g stałego KBr, 4-5 kropel oranżu metylowego i miareczkować powoli mianowanym roztworem KBrO3 o stężeniu 0,016 mol/L do zniknięcia różowego zabarwienia, po czym dodać 1-2 mL nadmiaru roztworu KBrO3. Kolbę stożkową przykryć szkiełkiem zegarkowym, odczekać 5 minut, po czym dodać szybko 2 g stałego KI i odmiareczkować wydzielony jod mianowanym roztworem Na2S2O3 dodając jako wskaźnika 3 mL świeżo przygotowanego 0,5% roztworu skrobi. Zawartość jonów Al(III) obliczyć ze wzoru:

𝑚𝐴𝑙3+ = [12∙ 𝑉𝐾𝐵𝑟𝑂3 ∙ 𝐶𝐾𝐵𝑟𝑂3 −

112∙ 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 ∙ 𝐶𝑁𝑎2𝑆2𝑂3] ∙ 0,02698 ∙ 𝑊 (g)

gdzie: 𝑉𝐾𝐵𝑟𝑂3 – objętość roztworu KBrO3 (mL) 𝐶𝐾𝐵𝑟𝑂3 – stężenie molowe KBrO3 (mol/L) 𝑉𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – średnia objętość roztworu Na2S2O3 zużyta podczas miareczkowania (mL) 𝐶𝑁𝑎2𝑆2𝑂3 – stężenie molowe roztworu Na2S2O3 (mol/L) 0,02698 – masa milimolowa glinu(III) (g/mmol) W=10 – współmierność kolby miarowej z pipetą



Chem

ia a

nalit

yczn

a –

częś

ć A

Anal

iza il

ości

owa

67

Słowniczek pojęć z chemii analitycznej

• Analit – oznaczany składnik próbki

• Metoda analityczna – sposób postępowania mający na celu wykrycie lub oznaczenie składnika próbki. Obejmuje: przygotowanie próbki, pomiar, opracowanie wyników

• Metoda selektywna – metoda, która może być zastosowana do wykrywania lub oznaczania pewnej liczby składników

• Metoda specyficzna – metoda, która może być zastosowana do wykrywania lub oznaczania tylko jednego analitu

• Oznaczanie – postępowanie mające na celu określenie ilościowej zawartości analitu w próbce

• Próbka – podzbiór populacji podlegający bezpośrednio badaniu ze względu na daną cechę w celu wyciągnięcia wniosków o kształtowaniu się wartości tej cechy w populacji

• Próbka analityczna – próbka wydzielona z próbki laboratoryjnej przeznaczona w całości do jednego oznaczenia

• Próbka laboratoryjna – próbka przeznaczona do przeprowadzenia analiz, reprezentująca właściwości partii produktu

• Próbka reprezentatywna – próbka, której struktura pod względem badanej cechy nie różni się istotnie od struktury populacji generalnej

• Próbka ślepa – próbka przygotowana w identyczny sposób jak próbka analityczna lecz nie zawierająca analitu

• Punkt równoważności PR – moment podczas miareczkowania, w którym dodano ilość titranta równoważną chemicznie ilości substancji oznaczanej

• Punkt końcowy miareczkowania PK – moment podczas miareczkowania, w którym przy użyciu wskaźników lub metod instrumentalnych możliwe jest zaobserwowanie punktu równoważności. Punkt końcowy powinien pokrywać się z punktem równoważności. Różnica między objętością titranta zużytą do osiągnięcia PK, a objętością potrzebną do osiągnięcia PR miareczkowania nazywa się błędem miareczkowania.

• Titrant – roztwór do miareczkowania o dokładnie określonym stężeniu

• Wykrywanie – postępowanie mające na celu stwierdzenie obecności lub nieobecności analitu w próbce

chemia analityczna - instrukcje do ćwiczeńzcha.us.edu.pl/download/ch_analityczna.pdf ·...

Documents