Strona 1 z 11

Celem dwiczenia jest zapoznanie z właściwościami wodnych roztworów elektrolitów i związków kompleksowych oraz badanie równowag jonowych w roztworach wodnych

w oparciu o w/w właściwości.

ZAKRES MATERIAŁU OBOWIĄZUJĄCEGO NA DWICZENIE: 1. Elektrolity i dysocjacja elektrolityczna, stała i stopieo dysocjacji, prawo rozcieoczeo Ostwalda,

teorie kwasów i zasad, iloczyn jonowy wody, stała dysocjacji, pH. 2. Hydroliza soli, stała i stopieo hydrolizy, pH roztworu po hydrolizie, czynniki wpływające na stopieo

hydrolizy. 3. Związki kompleksowe, pojęcie ligandu, atomu centralnego, liczby koordynacyjnej, woda jako

ligand, kompleksy jedno- i wielordzeniowe, nomenklatura związków kompleksowych, równowagi jonowe w roztworach kompleksów, stała trwałości kompleksów.

4. Znajomośd podstawowych obliczeo chemicznych (przeliczanie jednostek, umiejętnośd obliczania/przeliczania stężeo procentowych i molowych w oparciu o wzory).

5. Zagadnienia z wykładu poprzedzającego dwiczenie.

LITERATURA:

1. Bielaoski A. Podstawy chemii nieorganicznej, T.1,2,3; Wyd. 6, PWN Warszawa 2010 2. Mastalerz P. Elementarna chemia nieorganiczna, Wyd. 3.Wydawnictwo chemiczne, Wrocław 2006. 3. Cotton F.A., Wilkinson G., Gaus P.L. Chemia nieorganiczna PWN, Warszawa 2002, 4. Cox P.A. Chemia nieorganiczna. Wyd. I PWN, Warszawa 2004 5. Kocjan R.: Chemia analityczna. Analiza jakościowa. Analiza klasyczna; tom 1, Wyd.1 PZWL, Warszawa, 2000.

I. CZĘŚD WPROWADZAJĄCA

1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad

Elektrolitami są substancje o budowie jonowej oraz cząsteczki o wiązaniach kowalencyjnych spolaryzowanych. Mechanizm dysocjacji cząsteczek o budowie jonowej (większośd soli, wodorotlenki litowców i berylowców) polega na uwalnianiu jonów z sieci krystalicznej pod wpływem cząsteczek rozpuszczalnika. W roztworach wodnych substancje o budowie jonowej są całkowicie zdysocjowane na jony. W związkach o wiązaniach kowalencyjnych pod wpływem polarnego rozpuszczalnika następuje wzrost polaryzacji wiązania, a następnie rozrywanie cząsteczki i tworzenie się oddzielnych jonów. W roztworach tej grupy związków ustala się określona równowaga pomiędzy jonami a cząsteczkami, które nie uległy dysocjacji. Substancje mające silnie spolaryzowane wiązania ulegają dysocjacji prawie całkowicie (np. HCl, HNO3), natomiast te, które mają wiązania słabo spolaryzowane (np. H2S, HCN) ulegają rozpadowi na jony tylko częściowo. Powstałe jony są zawsze otoczone dookoła cząsteczkami rozpuszczalnika, czyli ulegają solwatacji. Jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda proces ten nazywany jest hydratacją. W roztworach wodnych jony metali występują w postaci akwakompleksów *M(H2O)n]q+ (jon wodorowy z cząsteczkami wody tworzy jon oksoniowy - H3O+). W równaniach chemicznych najczęściej zapisywane są jednak uproszczone formy jonów Mq+ / Mq+ (aq) oraz H+.

DWICZENIE nr 2 Równowagi jonowe w roztworach wodnych

Strona 2 z 11

Obecnośd jonów, cząsteczek naładowanych elektrycznie, powoduje, że roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny. Roztwory wodne elektrolitów to głownie roztwory kwasów, zasad i soli.

Elektrolity dzielimy na: mocne

prawie wszystkie sole (oprócz soli rtęci, kadmu i cynku ) częśd kwasów nieorganicznych (solny, azotowy (V), nadchlorowy, siarkowy (VI), bromowodorowy

jodowodorowy i inne ) wodorotlenki potasowców, wapniowców oraz srebra

średniej mocy częśd kwasów i zasad organicznych i nieorganicznych (kwas ortofosforowy, arsenowy,

wodorotlenek magnezu) słabe

częśd kwasów nieorganicznych (siarkowy (IV), węglowy (IV), borowy, cyjanowy) częśd zasad nieorganicznych (roztwór amoniaku, większośd wodorotlenków metali II i III

wartościowych) kwasy i zasady organiczne (z wyjątkiem kwasów sulfonowych i szczawiowego).

Im większy stopieo dysocjacji tym elektrolit jest mocniejszy, np. woda jest bardzo słabo zdysocjowana na jony ( - bardzo małe):

[H+][OH-] = 1,8 . 10-16 mol/l · 55,56mol/l = 1. 10-14 [mol2/l2]

[H+][OH-] = 10-14 - iloczyn jonowy wody

Ponieważ w czystej wodzie *H+] = [OH-]=10-7 mol/l Iloczyn jonowy wody - stały we wszystkich wodnych roztworach soli, kwasów i zasad.

Wykładnik stężenia jonów wodorowych:

pH = - log[H+]

pH jest to tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych, wyraża się jako ujemny logarytm dziesiętny

wartości stężenia jonów wodorowych (H+). pH + pOH = 14

[H+] = [OH-] = 10-7 pH = pOH = 7 - roztwór obojętny [H+] > 10-7 pH < 7 - roztwór kwaśny [H+] < 10-7 pH > 7 - roztwór zasadowy

pH roztworu określa się przy użyciu wskaźników pH (indykatorów). Wskaźnikami pH (indykatorami) są słabe kwasy lub zasady organiczne, których jony mają inne zabarwienie niż cząsteczki nie zdysocjowane. Dysocjację wskaźnika o charakterze kwasu lub zasady wyrażają równania: Hind H+ + Ind–

IndOH Ind+ + OH– gdzie: HInd i IndOH oznaczają niezdysocjowaną, a Ind– i Ind+ odpowiednie jony, anion lub kation

wskaźnika.

W przypadku wskaźnika kwasowego wzrost stężenia jonów wodorowych przesuwa równowagę reakcji w lewą stronę, zwiększając stężenie HInd i na skutek tego roztwór przyjmuje barwę formy niezdysocjowanej. Natomiast zmniejszenie stężenia jonów wodorowych, spowodowane dodatkiem zasady przesuwa równowagę reakcji w prawo, powodując prawie całkowitą dysocjację cząsteczek HInd

Strona 3 z 11

i powstanie barwy odpowiadającej formie zdysocjowanej. Przedział pH, w którym zachodzą widoczne zmiany barwy roztworu wskaźnika nazywa się zakresem wskaźnikowym.

Dla większości wskaźników zakres widzialnej zmiany barwy leży w granicach 1,2–1,8 jednostek pH. Rozróżnia się wskaźniki jednobarwne, mające tylko jedną formę zabarwioną (druga jest bezbarwna) oraz dwu– lub wielobarwne, w których dwie lub więcej form ma zabarwienie. Wskaźniki pH stosuje się same lub czasem w mieszaninie ze wskaźnikiem obojętnym, na którego tle zmiana zabarwienia wskaźnika pH jest wyraźniejsza. W tabeli podano zakresy zmiany barwy przykładowych wskaźników.

Wybrane wskaźniki pH

Wskaźnik Zakres zmiany

pH

Zabarwienie w roztworze

[H+] barwa pośrednia [OH–]

Błękit tymolowy 1,2–2,8 czerwone pomaraoczowe żółte

8,0–9,6 żółte zielone

Oranż metylowy 3,1–4,4 czerwone pomaraoczowe żółte

Czerwieo metylowa 4,2–6,3 czerwone pomaraoczowe żółte

Lakmus 5,0–8,0 czerwone fioletowe niebieskie

Błękit bromotymolowy

6,2–7,6 żółte zielone niebieskie

Czerwieo fenolowa 6,8–8,4 żółte pomaraoczowe czerwone

Fenoloftaleina 8,1–10,0 bezbarwna jasnoróżowa malinowa

2. Hydroliza

Jony powstające w wyniku dysocjacji soli pochodzących od słabych zasad, słabych kwasów reagują z wodą tworząc cząsteczki słabych zasad i słabych kwasów czyli ulegają hydrolizie. Proces ten powoduje, że roztwory w których zachodzi proces hydrolizy mają odczyn kwaśny (hydroliza jonów słabych zasad) lub zasadowy (hydroliza jonów słabych kwasów). Hydrolizie nie ulegają aniony mocnych kwasów i kationy mocnych zasad.

3. Związki kompleksowe

Związki złożone z atomu centralnego, zazwyczaj jonu metalu, i połączonych z nim innych atomów lub grup atomów (ligandów) nazywamy związkami koordynacyjnymi, związkami kompleksowymi lub kompleksami. Związki koordynacyjne mogą występowad jako jony kompleksowe ujemne, jak *Fe(NCS)6]3- [CoCl6]3-, jony dodatnie jak [Ni(H2O)6]2+ [Ag(NH3)2]+, a także jako obojętne kompleksy, np. *PtCl2(NH3)2]. Bez względu na to czy kompleks jest jonem czy cząsteczką obojętną, jednostkę koordynacyjną składającą się z atomu centralnego i ligandów przy zapisie należy wyodrębnid przez umieszczenie jej w nawiasie kwadratowym. Sumaryczny ładunek jednostki koordynacyjnej (kompleksu) jest równy sumie ładunków atomu centralnego i ligandów tworzących kompleks.

Atom centralny jest tym atomem w kompleksie, który zajmując pozycję centralną wiąże inne atomy lub grupy atomów. Atomami centralnymi w [Fe(NCS)6]3-, [CoCl6]3-, [Ni(H2O)6]2+, [Ag(NH3)2]+, [PtCl2(NH3)2+ są więc odpowiednio atomy: żelaza, kobaltu, niklu, srebra i platyny. Wiązanie pomiędzy

Strona 4 z 11

atomem centralnym a ligandem nazywamy wiązaniem koordynacyjnym. Utworzenie wiązania koordynacyjnego jest możliwe gdy ligand rozporządza wolnymi parami elektronowymi, a atom centralny pustymi orbitalami atomowymi, które mogą te pary przyjąd. Z punktu widzenia teorii kwasów i zasad Lewisa ligand (donor pary lub par elektronowych) jest zasadą. Atom centralny (akceptor par elektronowych) jest kwasem. I tak np. w jonie kompleksowym [Fe(NCS)6]3– jon Fe3+ jest kwasem Lewisa, natomiast każdy ligand (jon NCS–) jest zasadą Lewisa. Ligandami mogą byd zarówno cząsteczki obojętne (NH3, H2O, CO) jak i aniony (Cl–, F– Br–, CN–, SCN–) dostarczając jednego, dwu lub więcej atomów donorowych do utworzenia wiązania koordynacyjnego. Ligandy posiadające jeden atom donorowy nazywamy jednofunkcyjnymi. W przypadku gdy ligand koordynuje do atomu centralnego używając równocześnie dwu lub więcej atomów donorowych mówimy o ligandach chelatowych lub kleszczowych, a proces koordynacji nazywamy chelatowaniem. Kompleksy proste utworzone są z ligandów jednofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego tylko jedno miejsce, np. [Fe(SCN)]2+. Kompleksy chelatowe są utworzone z ligandów wielofunkcyjnych, czyli takich, które zajmują w wewnętrznej sferze koordynacyjnej atomu centralnego dwa lub więcej miejsc.

Liczbę atomów donorowych połączonych bezpośrednio z atomem centralnym nazywamy liczbą koordynacji lub liczbą koordynacyjną (LK). Kompleksy o liczbie koordynacji 6 są najczęściej spotykanymi kompleksami jonów metali grup przejściowych. Liczba koordynacji 4 jest również często spotykana, szczególnie w kompleksach jonów metali przejściowych o dużej liczbie elektronów na orbitalach typu d. Związki o LK = 4 spotyka się też w kompleksach kationów grup głównych np.*AlF4]–, [BF4]–. Liczba koordynacji 2 spotykana jest gdy jonami centralnymi są Ag+ czy Au+, np. [Ag(NH3)2]+, [Ag(CN)2]–, [Au(CN)2]–. Związki kompleksowe o większych liczbach koordynacji (7, 8, 9) spotykane są rzadziej, wtedy gdy atomy centralne wykazują duże rozmiary.

Nazewnictwo związków kompleksowych

Zgodnie z obowiązującymi zasadami nazwy kompleksów tworzy się, stosując poniżej wymienione reguły: 1. Tworząc nazwę kompleksu wymienia się w pierwszej kolejności nazwy ligandów, a następnie

nazwę atomu centralnego. We wzorach kompleksów obowiązuje kolejnośd odwrotna.

Nazwy wybranych ligandów nieorganicznych

H2O akwa I– jodo

NH2– amido CO karbonyl

NH3 amina NO2– nitrito–N

NO3– azotano ONO

– nitrito–O

Br– bromo NO nitrozyl

Cl– chloro O

2– okso

CN– cyjano SO4

2– siarczano

F– fluoro C2O4

2– szczawiano

H– hydro S

2– tio

OH– hydrokso SCN

– tiocyjaniano

O2– hyperokso S2O3

2– tiosiarczano

NH2–

imido CO32–

węglano

2. Stopieo utlenienia atomu centralnego podaje się jako cyfrę rzymską w nawiasach okrągłych, po nazwie kompleksu, analogicznie jak to ma miejsce przy tworzeniu nazw wszystkich związków nieorganicznych, np. [Ni(NH3)6]2+ – jon heksaaminaniklu(II).

Strona 5 z 11

3. W kompleksach anionowych do nazwy atomu centralnego dodaje się koocówkę –an, natomiast w kompleksach kationowych nazwa pierwiastka, będącego atomem centralnym, pozostaje bez zmian.

4. Obowiązuje alfabetyczna kolejnośd wymieniania ligandów (zarówno w nazwie, jak we wzorze). 5. Nazwy ligandów anionowych kooczą się na –o z wyjątkiem H2O (akwa), NH3 (amina), CO (karbonyl)

i NO (nitrozyl). 6. Liczbę ligandów określa się liczebnikiem greckim. Poniżej podano kilka przykładów tworzenia nazw

związków kompleksowych:

K4[Fe(CN)6] – heksacyjanożelazian(II) potasu K3[Fe(CN)6] – heksacyjanożelazian(III) potasu [Cu(NH3)4]Cl2 – chlorek tetraaminamiedzi(II)

[Cu(H2O)2(NH3)2]Cl2 – chlorek diakwadiaminamiedzi(II)

[Cr(H2O)5Cl]SO4 – siarczan(VI) pentaakwachlorochromu(III)

[Cr(NH3)6][Co(C2O4)3] – triszczawianokobaltan(III) heksaaminachromu(III) [Fe(CO)5] – pentakarbonylżelaza(0)

Stałe trwałości kompleksów

Równowagę między jonami metali, ligandami i utworzonymi kompleksami charakteryzują stałe trwałości kompleksu. Stała trwałości – stała równowagi tworzenia związku kompleksowego - wyraża się stosunkiem stężenia kompleksu do iloczynu stężeo jonów tworzących dany kompleks w stanie równowagi. Ponieważ tworzenie kompleksów prostych zachodzi stopniowo, poprzez przyłączenie kolejnych ligandów aż do osiągnięcia maksymalnej liczy przyłączonych ligandów, kolejne stany równowagi charakteryzują stopniowe stałe trwałości kompleksów (często we wzorach pomijamy ładunek jonów). Im kompleks posiada wyższą wartośd stałej trwałości tym jest trwalszy i bardziej stabilny. Akwakompleksy posiadają zazwyczaj bardzo niskie stałe trwałości i w obecności innych ligandów zachodzi reakcja wymiany ligandów (np. akwakompleks ma niższą wartośd stałej trwałości niż kompleks cyjanożelazianowy). [Fe(H2O)6]2+ + 6 CN¯ → *Fe(CN)6]4– + 6 H2O Wprowadzenie jonów CN¯ do wodnego roztworu zawierającego jony *Fe(H2O)6]2+ powoduje całkowite wyparcie cząsteczek wody ze sfery koordynacyjnej akwakompleksu żelaza(II).

dla reakcji M + L ↔ ML K1=[ML]

[M][L]

dla reakcji ML + L ↔ ML2 K2=[ML2]

[ML][L]

dla reakcji MLn-1 + L ↔ MLn Kn=[MLn]

[MLn-1][L]

Sumaryczna stała trwałości charakteryzuje sumaryczną reakcję przyłączenia ligandów do wolnego jonu metalu:

dla reakcji M + L ↔ ML [ ]

[ ][ ]

dla reakcji M + 2L ↔ ML2 [ ]

[ ][ ]

Strona 6 z 11

dla reakcji M + nL ↔ MLn [ ]

[ ][ ]

Stała sumaryczna równa jest iloczynowi stałych stopniowych

βn = K1 K2……. Kn

W przybliżonych obliczeniach często zaniedbujemy kolejne równowagi kompleksowania i oblicza się stężenie poszczególnych jonów lub cząsteczek jedynie w oparciu o sumaryczną reakcję równowagową i sumaryczną stałą trwałości βn. Obliczenia takie są tym bardziej poprawne, im trwalszy jest kompleks (a więc im stała trwałości jest większa) i im większy nadmiar wolnego ligandu znajduje się w roztworze. Oczywiście, gdy w tworzeniu kompleksu bierze udział tylko jedna cząsteczka lub jon ligandu na jeden jon metalu, wówczas jedna stała charakteryzuje równowagę istniejącą w roztworze i obliczenia oddają dobrze rzeczywiste zależności istniejące w roztworze.

Wzory wybranych kompleksów i ich stałe trwałości.

Jon

centralny

Akwakompleks Aminakompleks Hydroksokompleks

LK wzór jonu

kompleksowego LK

wzór jonu

kompleksowego

Lg stałych

trwałości LK

wzór jonu

kompleksowego

Lg stałych

trwałości

Zn2+ 6 [Zn(H2O)6]2+ 4 [Zn(NH3)4]

2+ lgβ4=9,1 4 [Zn(OH)4]2– lgβ4=9,1

Al3+ 6 [Al(H2O)6]3+ – 4 [Al(OH)4]

– lgβ4=33,3

Co2+ 6 [Co(H2O)6]2+ 6 [Co(NH3)6]

2+ lgβ6=4,8 –

Co3+ 6 [Co(H2O)6]3+ 6 [Co(NH3)6]

3+ lgβ6=35,2 –

Ni2+ 6 [Ni(H2O)6]2+ 6 [Ni(NH3)6]

2+ lgβ6=8,5 –

Cu2+ 4 [Cu(H2O)4]2+ 4 [Cu(NH3)4]

2+ lgβ4=12,6 4 [Cu(OH)4]2–

Fe3+ 6 [Fe(H2O)6]3+ – –

Jon

centralny

Fluorokompleks Kompleks tiocyjanianowy

LK wzór kompleksu Lg stałych

trwałości LK

wzór jonu

kompleksowego Lg stałych trwałości

Fe3+ 3 FeF3 lgβ3=11,9 6 [Fe(NCS)6]3– lgβ6=4,0

Co2+ – 4 [Co(NCS)4]2– lgβ4=7,94

Reakcje związków koordynacyjnych

Częstą reakcją, w jakiej biorą udział związki koordynacyjne, jest reakcja utleniania i redukcji. W reakcji tej może dojśd do wymiany elektronu pomiędzy kompleksami, lecz ligandy pozostają bez zmiany. Na

przykład reakcja tworzenia związku kompleksowego *Co(NH3)6]Cl3 przebiega prawdopodobnie z

utworzeniem w pierwszym etapie kompleksu [Co(NH3)6]2+

a następnie jego utlenieniem:

[Co(H2O)6]Cl2 + 6 NH3 [Co(NH3)6]Cl2 + H2O jasnoróżowy różowy

Strona 7 z 11

4 [Co(NH3)6]Cl2 + 4 NH4Cl + O2 4 [Co(NH3)6]Cl3 + 4 NH3 + 2 H2O różowy pomaraoczowy

Maskowanie jonów

Reakcje kompleksowania są często wykorzystywane do tzw. maskowania jonów przeszkadzających. Pod pojęciem maskowania jonu przeszkadzającego należy rozumied przeprowadzenie go w związek kompleksowy o dośd dużej trwałości, w wyniku reakcji kompleksowania z odpowiednim ligandem. Związany w tej postaci jon jest niezdolny do reakcji zaburzającej prawidłowy przebieg reakcji wykrywania lub oznaczania innego jonu.

Np. Aby zamaskowad przeszkadzający jon żelaza(III) dodaje się do roztworu kwasu winowego, w wyniku czego tworzy się trwały winianowy kompleks żelaza(III), który zapobiega wytrąceniu się wodorotlenku żelaza podczas analizy prowadzonej w środowisku zasadowym. Maskowanie odgrywa również dużą role w reakcjach redox. Na przykład podczas redukcji jonów żelaza (III) jonami jodkowymi te ostatnie utleniają się do wolnego jodu. Jednak w obecności jonów fluorkowych jod utlenia jony żelaza(II) a powstające jony żelaza(III) są wiązane w trwały kompleks fluorkowy.

II. CZĘŚD DOŚWIADCZALNA

1. Równowagi w roztworach kwasów i zasad

a). do trzech probówek wlad po 1 ml następujących roztworów: 0,1M HCl; H2O (destylowana); 0,1M

NaOH

b). do każdej z probówek dodad po 2 krople roztworu fenoloftaleiny

c). na podstawie zmiany barwy ocenid odczyn roztworu

d). obserwowad barwy roztworów w obecności wskaźnika

e). przygotowad następne trzy komplety trzech probówek z 1 ml roztworów: 0,1M HCl; H2O

(destylowana); 0,1M NaOH

f). doświadczenie wykonad dla oranżu metylowego, błękitu bromotymolowego.

g). do każdej z probówek dodad po 2 krople wskaźnika

h). na podstawie zmiany barwy ocenid odczyn roztworu

i). zanotowad obserwowane barwy roztworów w obecności stosowanych wskaźników

a). do probówki wlad 0,5 ml 2M NH4Cl i 0,5 ml wody, a następnie dodad kroplami 1 ml 1M NaOH

b). sprawdzid zapach wydzielającego się w probówce gazu (zawartośd probówki można lekko

podgrzad umieszczając ją w łaźni wodnej)

c). do wylotu probówki zbliżyd zwilżony wodą uniwersalny papierek wskaźnikowy (nie dotykad

papierkiem ścianek probówki) i zbadad odczyn roztworu

Doświadczenie 1.1. Wskaźniki pH stosowane w laboratorium chemicznym

Doświadczenie 1.2. Reakcje jonowe z utworzeniem słabych elektrolitów

Strona 8 z 11

d). do drugiej probówki wlad 1 ml 1M Na2CO3 a następnie dodad 1 ml 1M HCl. Obserwowad gaz

wydzielający się w probówce (zawartośd probówki można lekko podgrzad umieszczając ją w łaźni

wodnej)

e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotowad w sprawozdaniu

a). do trzech probówek wlad po 2 ml 0,1M roztworu NH3∙H2O

b). do pierwszej z probówek dodad 1 ml H2O, do drugiej 1 ml 0,1M roztworu HCl a do trzeciej 1 ml

0,1M roztworu NaOH

c). określid odczyn roztworu za pomocą papierków wskaźnikowych

d). do kolejnych trzech probówek wlad po 2 ml 0,1M roztworu CH3COOH, e). do pierwszej probówki dodad 1 ml H2O, do drugiej 1 ml 0,1M roztworu HCl, a do trzeciej 1 ml

0,1M roztworu NaOH, f). określid odczyn roztworu za pomocą papierków wskaźnikowych, g). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotowad w sprawozdaniu.

2. Hydroliza soli

a). do ponumerowanych probówek wsypad niewielkie ilości *szczyptę+ soli: węglan(IV) potasu,

chlorek sodu, chlorek amonu, siarczanu (VI) sodu, fosforanu (V) sodu, octan sodu

b). do probówek dodad 2 ml wody destylowanej i sole rozpuścid

c). za pomocą papierka wskaźnikowego określid odczyn otrzymanych roztworów soli

d). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotowad w sprawozdaniu

a). do probówki wprowadzid około 0,5 ml roztworu 0,5M Bi(NO3)3

b). dodad 3 ml wody destylowanej i 5-10 kropli nasyconego roztworu NaCl*

c). do 1 ml otrzymanego w ten sposób roztworu z osadem dodawad kroplami 1M roztwór HCl aż do

całkowitego roztworzenia osadu

d). otrzymany klarowny roztwór rozcieoczyd 2-3 krotnie wodą destylowaną

e). obserwowad wydzielanie osadu podczas hydrolizy jonów bizmutu (III)

*Dodanie chlorku sodowego do roztworu Bi(NO3)3 powoduje zwiększenie stopnia hydrolizy jonów bizmutu (III).

Wykonanie doświadczenia:

a). do dwóch probówek o pojemności 10 ml wprowadzid po około 10 kropli 0,5M roztworu amidu kwasu tiooctowego (AKT) oraz 2 ml wody destylowanej,

Doświadczenie 1.3. Dysocjacja słabych elektrolitów w obecności mocnych kwasów lub zasad

Doświadczenie 2.1. Badanie odczynu soli

Doświadczenie 2.2. Hydroliza z wydzielaniem osadu

Doświadczenie 2.3. Wpływ temperatury na hydrolizę

Strona 9 z 11

- jedną probówkę ogrzewad w bloku grzewczym przez około 10 minut, a następnie u wylotu

probówki umieścid kawałek bibuły zwilżonej 0,1M roztworem AgNO3,

- nad drugą, nie ogrzewaną probówką umieścid również kawałek bibuły zwilżonej roztworem

AgNO3

b). do dwóch szklanych probówek wprowadzid 2,5 ml 1M roztworu octanu sodu oraz po 2 krople roztworu fenoloftaleiny,

- jedną z tych probówek ogrzewad w bloku grzewczym, a drugą probówkę zostawid w celach

porównawczych,

c). obserwowad wypływ temperatury na reakcję hydrolizy w probówkach 1a-2a i 2a-2b, - obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotowad w sprawozdaniu.

3. Związki kompleksowe

a). do trzech ponumerowanych, suchych probówek wsypad szczyptę CuSO4∙5H2O, ZnSO4∙7H2O,

CoSO4∙7H2O

b). kolejno ogrzewad probówki w płomieniu palnika i obserwowad zmiany barwy – tworzenie soli

bezwodnych

c). ostudzid probówki, a po ostygnięciu do każdej probówki dodad 2 ml wody i dokładnie wymieszad

d). przy pomocy papierka wskaźnikowego określid pH roztworów akwakompleksów

e). zakwasid roztwory kilkoma kroplami H2SO4 (*)

f). do każdej probówki dodawad kroplami 2M NH3aq, aż do otrzymania odczynu słabo zasadowego –

obserwowad zachodzące zmiany

g). do każdej probówki dad 1-2 ml stężonego NH3aq – obserwowad zachodzące zmiany

h). do probówek, w których osad uległ rozpuszczeniu, dodawad kroplami 2M HNO3, do momentu

wytrącenia się osadu (1,5-3 ml) – obserwowad zachodzące zmiany

i). do probówek w których powstał osad dodawad 6M HNO3, aż do rozpuszczenia osadu

j). obserwacje przedstawid w sprawozdaniu

Wykonanie doświadczenia:

a). do trzech oznaczonych probówek wlad po 1ml 0,1M roztworów: 1. CuSO4 (sporządzid przez zmieszanie 0,5 ml 0,2 M CuSO4 i 0,5 ml wody) 2. ZnSO4 (sporządzid przez zmieszanie 0,5 ml 0,2 M ZnSO4 i 0,5 ml wody) 3. Al2(SO4)3

b). do każdej probówki dodawad kroplami 2M NaOH, aż do otrzymania odczynu słabo zasadowego - obserwowad zmiany barwy otrzymanych osadów,

c). do probówek zawierających osady dodawad 2M NaOH, do momentu ich rozpuszczenia,

Doświadczenie 3.1. Akwakompleksy i aminakompleksy

Doświadczenie 3.2. Hydroksokompleksy

Strona 10 z 11

d). do otrzymanych roztworów hydroksokompleksów, dodawad kroplami 2M HNO3, do otrzymania odczynu obojętnego - obserwowad zmiany barwy otrzymanych osadów,

e). następnie dodawad 2M HNO3, aż do rozpuszczenia się osadów, f). obserwacje przedstawid w sprawozdaniu.

Probówka 1 a). do probówki wlad 5 kropli 10% roztworu FeCl3 b). dodad1 kroplę 1% KSCN c). do probówki zawierającej *Fe(SCN)6]3- dodawad kroplami 2M NH4F d). obserwowad wymianę ligandów w kompleksie i towarzyszące temu zmiany barwy

Probówka 2 a). w probówce umieścid 1 ml 0,5M roztworu CoCl2 b). dodad 3-4 krople 4M KSCN c). do probówki zawierającej *Co(SCN)4]2- dodad 1 ml alkoholu izoamylowego. Energicznie wymieszad

zawartośd probówki. Obserwowad zabarwienie warstwy organicznej. Probówka 3

a). w probówce zmieszad 1-2 krople roztworu FeCl3 i 4-5 kropli roztworu CoCl2, dodad 2 ml wody oraz szczyptę KSCN – obserwowad powstawanie kompleksu

b). dodad 1 ml alkoholu izoamylowego, zawartośd probówki dokładnie wymieszad, aby wykryd obecnośd jonów *Co(SCN)4]2-

c). dodad kroplami 2M NH4F (do odbarwienia warstwy wodnej w probówce) - obserwowad zabarwienie warstwy organicznej

d). obserwowad wymianę ligandów w kompleksie żelaza (III) i towarzyszące temu zmiany barwy e). obserwacje i równania zachodzących reakcji zanotowad w sprawozdaniu

4.Sporządzanie roztworów

Znaczenie roztworów w chemii wynika przede wszystkim z tego, że duża częśd reakcji chemicznych w laboratoriach chemicznych zachodzi w ciekłych (najczęściej wodnych) roztworach substancji.

Rozpuszczalnośd to maksymalna ilośd substancji, która rozpuściła się w danych warunkach w określonej ilości cieczy (określana jest ona liczbą gramów substancji, która rozpuszcza się, tworząc roztwór nasycony, w 100 g lub 100 cm3 rozpuszczalnika). Rozpuszczalnośd danej substancji zależna jest od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury. Jest to inaczej wyrażone stężenie roztworu nasyconego w danej temperaturze.

Najczęściej stosowane sposoby wyrażania składu to:

stężenie procentowe (wagowo-wagowe w/w; objętościowo-objętościowe v/v) i stężenie masowe (wagowe)

stężenie molowe, jednostki ppm, ppb,

Doświadczenie 3.3. Wymiana ligandów w kompleksie i maskowanie jonów

Strona 11 z 11

Doświadczenie 4.1. Sporządzanie roztworu chlorku sodu [NaCl] o określonym stężeniu

procentowym

W celu sporządzenia 25 ml 5% w/v roztworu NaCl należy:

a). obliczyd, ile soli należy odważyd, b). odważyd na wadze analitycznej stosowną odważkę, c). odważkę soli przenieśd ilościowo do kolby miarowej na 25 ml, rozpuścid w niewielkiej ilości wody

mieszając, po czym uzupełnid wodą do kreski, wymieszad, d). otrzymany roztwór zachowad do następnego dwiczenia.

Obliczenia:

a). stężenie sporządzonego roztworu wyrazid w mol/l, b). obliczyd, ile moli soli zawarte jest w 25 ml sporządzonego roztworu i wyrazid w mol/25 ml, c). obliczyd zawartośd sodu i chloru w całości sporządzonego roztworu i stężenie w mg/ml, ng/µl i w

ppm. Roztwór zachowad do dwiczenia 4.2.

Doświadczenie 4.2. Rozcieoczanie 5% w/v roztworu Chlorku sodu [NaCl]

Przygotowad 5 probówek kalibrowanych w statywie:

a). do dwóch pierwszych probówek wprowadzid po 2 ml 5% roztworu NaCl (przygotowanego w dwiczeniu 4.1.),

b). następnie do drugiej probówki dodad 2 ml wody destylowanej, wymieszad, c). po czym z tej drugiej probówki pobrad 2 ml roztworu i przenieśd do probówki trzeciej, do której

dodad również 2 ml wody, wymieszad, d). odpipetowad z niej 2 ml roztworu i przenieśd do czwartej probówki, e). dodad do niej 2 ml wody, wymieszad i odpipetowad z niej 2 ml roztworu, który przenieśd do piątej

probówki i dodad do niej 2 ml wody, Wszystkie roztwory zachowad do dwiczenia 4.3.

Obliczenia:

a). podad wszystkie koocowe stężenia w % i mol/l, b). określid stopieo rozcieoczenia roztworu w poszczególnych próbach w odniesieniu do pierwszej

próby i względem kolejnych prób.

a). mając do dyspozycji sporządzony w doświadczeniu 4.2. zestaw roztworów NaCl o różnych stężeniach, zmieszad 1,5 ml roztworu 0,885 M z 1 ml roztworu NaCl o stężeniu 0,0539 M. Obliczyd stężenie molowe uzyskanego roztworu,

b). sporządzid 1,1 ml roztworu 1% (w/v) NaCl, wykorzystując roztwory NaCl z doświadczenia 4.2. Które roztwory i w jakiej proporcji należy zmieszad, w celu uzyskania żądanej objętości

Doświadczenie 4.3. Mieszanie roztworów chlorku sodu [NaCl]