Strona główna

Laboratorium chemii


Pobieranie 30.29 Kb.
Data19.06.2016
Rozmiar30.29 Kb.
STUDIA MIĘDZYKIERUNKOWE

INŻYNIERIA MECHANICZNA I MATERIAŁOWA

I ROK

Ćwiczenie 3



Analiza ilościowa

LABORATORIUM CHEMII



Cel ćwiczenia

Zapoznanie się z metodyką klasycznej ilościowej chemii analitycznej na przykładzie miareczkowania alkacymetrycznego, redoksymetrycznego i strąceniowego (metoda Mohra). Wyznaczenie ilości kwasu HCl w roztworze na podstawie miareczkowania przy pomocy roztworu NaOH względem błękitu bromotymolowego, wyznaczanie ilości kwasu szczawiowego w roztworze na podstawie miareczkowania roztworem KMnO4 i wyznaczenie ilości anionów chlorkowych przy pomocy roztworu AgNO3 względem K2CrO4.



Wstęp

Analiza miareczkowa (ang. titration) jest działem klasycznej analizy ilościowej, której podstawą jest miareczkowanie. Miareczkowanie jest to czynność polegająca na dodawaniu titranta tj. roztworu zawierającego reagent o znanym stężeniu, do roztworu zawierającego oznaczany składnik. Roztwór titranta dodaje się z biurety stopniowo, kroplami.

Aby móc oznaczyć daną substancję w roztworze trzeba znaleźć sposób, który pozwoli łatwo wyznaczyć punkt, w którym cały oznaczany składnik przereagował z titrantem. W tym punkcie należy zakończyć miareczkowanie i zmierzyć (odczytać na biurecie) objętość titranta. Punkt miareczkowania (objętość titranta), który odpowiada (teoretycznie) stechiometrycznemu przereagowaniu oznaczanego składnika z dodawanym titrantem nazywa się punktem równoważnikowym miareczkowania. Istnieją różne sposoby pozwalające na ustalenie tego punktu. Punkt miareczkowania (objętość titranta) w którym wystąpi odpowiednia zmiana, świadcząca o osiągnięciu lub nieznacznym przekroczeniu punktu równoważnikowego jest nazywany punktem końcowym miareczkowania. W idealnym przypadku, do którego należy dążyć, punkt równoważnikowy pokrywa się z punktem końcowym.

Znając objętość roztworu titranta odpowiadającą punktowi końcowemu miareczkowania oraz jego dokładne stężenie, na podstawie stechiometrii reakcji zachodzącej pomiędzy titrantem a substancją oznaczaną, wyznacza się zawartość (stężenie) oznaczanego składnika.

W zależności od reakcji zachodzącej pomiędzy titrantem a substancją oznaczaną wyróżnia się miareczkowanie alkacymetryczne (reakcje typu kwas-zasada), redoksymetryczne (reakcje utleniania-redukcji), strąceniowe (reakcje wytrącania trudno rozpuszczalnych osadów) oraz kompleksometryczne (tworzenie rozpuszczalnych, trwałych związków kompleksowych).

Miareczkowanie alkacymetryczne

Jednym z przykładów analiz miareczkowych jest miareczkowanie alkacymetryczne, w którym titrant i substancja oznaczana stanowią parę kwas – zasada, a zachodząca reakcja polega na tworzeniu odpowiedniej soli. W trakcie miareczkowania zachodzą wyraźne zmiany odczynu (pH) roztworu. W tym przypadku, jako indykatory punktu równoważnikowego są stosowane wskaźniki alkacymetryczne zmieniające swoje zabarwienie w zależności od pH roztworu. Jednym z takich wskaźników jest błękit bromotymolowy, którego roztwór jest żółty w środowisku o pH poniżej 6,2 oraz niebieski przy pH powyżej 7,6. W obszarze zmiany barwy wskaźnik przyjmuje barwę zieloną.

Według teorii Brønsteda (powszechnie stosowanej w chemii analitycznej) kwasy są to donory jonów wodoru (protonów), zasady zaś są ich akceptorami. Zgodnie z tą definicją kwas i odpowiadająca mu zasada są związane zależnością (1) i stanowią sprzężoną parę:

* (1)

np.: (2)

Taką parę stanowią również produkty autodysocjacji wody (2), przy czym w procesie tym woda jest jednocześnie kwasem i zasadą:

(3)

W temperaturze 22°C w czystej wodzie stężenie powstających protonów i jonów hydroksylowych są sobie równe i wynoszą 1·10-7 mol/dm3. Miarą stężenia jonów H+ w roztworze jest wartość jego pH (wykładnika jonów wodorowych). Według tradycyjnej definicji pH roztworu wodnego wynosi:



(4)

lub


(5)

cH+ - stężenie molowe jonów H+ [mol/dm3]

aH+ - aktywność jonów H+ [mol/dm3]

przy czym dla rozcieńczonych roztworów a→c.

Analogicznie można zdefiniować pojęcie pOH = -log(cOH-), przy czym pH + pOH = 14. Zgodnie z tym, co powiedziano powyżej pH i pOH czystej wody w temperaturze 22°C są sobie równe i wynoszą dokładnie 7. Roztwory o pH większym o 0 i mniejszym od 7 nazywa się kwaśnymi, a o pH większym od 7 i mniejszym od 14 zasadowymi.

Podczas dodawania zasady (np. wodnego roztworu NaOH) do kwasu (np. wodnego roztworu HCl) zachodzi reakcja zobojętniania tworzy się sól (w tym przypadku NaCl) oraz woda (6):



(6)

Należy zwrócić uwagę, że jony Na+ i Cl nie biorą formalnie udziału w reakcji. Podczas stopniowego dodawania zasady stężenie jonów H+, początkowo duże, stopniowo maleje. W punkcie równoważnikowym miareczkowania stężenia jonów H+ i OH są jednakowe i równe 10-7 mol/dm3 (pH = 7). Dalsze dodawanie roztworu zasady prowadzi do pojawienia się nadmiaru jonów OH-. Analityczną zależność pH = f(Vtitranta) można opisać wzorami zebranymi w Tabeli 1.

Tabela 1. Wartości pH podczas miareczkowania alkacymetrycznego.

roztwór wyjściowy

(7)

przed punktem równoważnikowym

(8)

w punkcie równoważnikowym

(9)

po punkcie równoważnikowym

(10)

gdzie: VHCl – wyjściowa objętość miareczkowanego kwasu, cHCl - wyjściowe stężenie kwasu, VNaOH – objętość dodawanego titranta, cNaOH - stężenie dodawanego titranta.

Krzywą zmian pH wyznaczoną w oparciu o powyższą tabelę dla przypadku miareczkowania 40 cm3 0,1 M HCl przy użyciu 0,1 M NaOH przedstawia rys. 1.



graph1

Rys. 1. Krzywa zmian pH dla miareczkowania 40 cm3 0,1 M HCl przy użyciu 0,1 M NaOH.

W punkcie stechiometrycznej równoważności ilości kwasu i zasady następuje skokowa zmiana wartości pH o wiele jednostek, co pozwala na stosunkowo łatwą detekcję tego momentu. Efekt ten stanowi podstawę wszystkich miareczkowań alkacymetrycznych.



Miareczkowanie redoksymetryczne

Metody miareczkowe należące do tej grupy polegają na miareczkowaniu roztworu utleniacza o nieznanym stężeniu przy pomocy titranta zawierającego reduktor o znanym stężeniu lub odwrotnie.

W reakcjach redoks dochodzi do wymiany elektronów pomiędzy reagentami. Przy czym substancja pobierająca elektrony nazywana jest utleniaczem, a substancja oddająca elektrony reduktorem. Jednocześnie proces pobierania elektronów nazywa się redukcją, a oddawania elektronów utlenianiem.

W oznaczeniach miareczkowych można wykorzystać właściwości utleniające manganianu(VII) potasu (manganometria). W zależności od pH roztworu jony manganianowe(VII) łatwo ulegają redukcji do MnO4- (środowisko zasadowe), MnO2 (2 < pH <10) lub do Mn2+ (środowisko kwaśne). Do celów analitycznych korzysta się głównie z reakcji zachodzącej w środowisku kwaśnym, którą zapisano równaniem (11):



(11)

Zaletą wykorzystania tej reakcji jest fakt, że nie wymaga ona dodatkowego wskaźnika punktu równoważnikowego, ponieważ w trakcie miareczkowania jony MnO4- o intensywnym różowofioletowym zabarwieniu przechodzą w bezbarwne jony Mn2+. Dlatego roztwór KMnO4 używany jako roztwór miareczkujący, reagując z reduktorem odbarwia się, a już kropla nadmiaru powoduje zabarwienie roztworu na bladoróżowy kolor.

Manganometrycznie można wyznaczyć stężenie kwasu szczawiowego (H2C2O4). Podczas miareczkowania zachodzi reakcja (12):

(12)

Miareczkowanie argentometryczne

Metody polegające na miareczkowaniu roztworu przez titrant o znanym stężeniu powodujący wytrącenie się trudno rozpuszczalnych osadów soli srebra. Najczęściej titrantami są roztwory azotanu(V) srebra AgNO3 i chloranu(VII) srebra AgClO4.

Dzięki tej metodzie możliwe, jest zbadanie stężenia jonów Cl-, Br- i I-. Najbardziej znaną i najczęściej używaną metodą do badania zawartości anionów Cl- w roztworze jest tzn. metoda Mohra. Titrantem jest azotan(V) srebra AgNO3, a wskaźnikiem chromian(VI) potasu K2CrO4.

Podczas analizy titrant powoduje wytrącenie się trudno rozpuszczalnego osadu chlorku srebra AgCl o kolorze białym, według reakcji (13). W momencie kiedy nastąpi całkowite strącenie jonów Cl- w analizowanym roztworze, azotan(V) srebra AgNO3 zacznie reagować z chromianem(VI) potasu K2CrO4 według równania(14), wytrącając brunatnoczerwony osad chromianu(VI) srebra Ag2CrO4. Zmiana zabarwienia z żółtozielonego na żółtobrunatne świadczy o całkowitym strąceniu jonów Cl-.

(13)

(14)

Jest to metoda selektywna, czuła i szybka w wykonaniu. Jednak bardzo ważnym parametrem w tej analizie jest pH. Prawidłowe pH do wykonania tej analizy mieści się w przedziale 7


4
2- w jony dwuchromianowe Cr2O72- jak w równaniu (15). W roztworach silnie zasadowych (pH>10,5) następuje wytrącenie się osadu tlenku srebra Ag2O według reakcji (16).

(15)

(16)

Wykonanie ćwiczenia

Alkacymetria - Wyznaczenie ilości kwasu HCl w roztworze na podstawie miareczkowania przy pomocy roztworu NaOH względem błękitu bromotymolowego

Otrzymany roztwór zawierający nieznaną ilość HCl przenieść ilościowo do kolby miarowej na 100 cm3, dopełnić wodą destylowaną do kreski, wymieszać, a następnie pobrać pipetą trzy porcje po 25 cm3 do kolb stożkowych i miareczkować mianowanym roztworem NaOH w obecności błękitu bromotymolowego (4 krople) do pojawienia się niebieskiego zabarwienia. Podczas poprawnie prowadzonego procesu miareczkowania zmiana barwy roztworu powinna zachodzić od jednej kropli dodanego titranta. Podczas czynności miareczkowania korzystne jest postawienie obok (na tle białego papieru) zlewki z 50 cm3 wody destylowanej, do której dodane zostały: 1 kropla roztworu zasady i 4 krople wskaźnika – jest wówczas bezpośrednio widoczne oczekiwane zabarwienie roztworu w momencie końca miareczkowania. Oznaczenie należy powtórzyć trzykrotnie, przy czym poszczególne wyniki nie powinny się różnić więcej niż o 0,1 cm3.



Redoksymetria - wyznaczanie stężenia kwasu szczawiowego na podstawie miareczkowania manganometrycznego

Próbkę zawierającą H2C2O4 rozcieńczyć w kolbie miarowej do 100 cm3. Z przygotowanego roztworu pobrać trzy próbki po 25 cm3 i przenieść do kolb stożkowych. Roztwory rozcieńczyć do około 100 cm3 i dodać 20 cm3 1 M roztworu H2SO4, po czym całość ogrzać do około 60°C i miareczkować przy pomocy 0,02 M roztworu KMnO4. W początkowym okresie KMnO4 należy dodawać kroplami, czekając na całkowite odbarwienie się roztworu. Miareczkowanie prowadzić do momentu, gdy jedna kropla KMnO4 zabarwi roztwór na bladożółty kolor na co najmniej 10 sekund. Oznaczenie powtórzyć trzykrotnie, przy czym poszczególne wyniki nie powinny się różnić więcej niż o 0,1 cm3.



Argentometria - wyznaczanie stężenia jonów chlorkowych na podstawie miareczkowania przy pomocy roztworu AgNO3 względem K2CrO4

Próbkę zawierającą nieznane stężenie jonów Cl- rozcieńczyć w kolbie miarowej do 100 cm3. Następnie z przygotowanego roztworu pobrać trzy porcje po 25 cm3 do kolb stożkowych. Roztwory rozcieńczyć do około 100 cm3 i dodać 1 cm3 K2CrO4, a następnie miareczkować mianowanym roztworem AgNO3. W początkowym okresie miareczkowanie zacznie wytrącać się biały osad AgCl, a następnie każda kropla będzie powodować pojawianie się brunatnoczerwonego osadu Ag2CrO4, w tym momencie trzeba uważnie obserwować barwę badanej mieszaniny. Koniec miareczkowania wyznacza się w momencie utrzymania trwałej zmiana barwy z koloru żółtozielonego na żółtobrunatny. Oznaczenie powtórzyć trzykrotnie, przy czym poszczególne wyniki nie powinny się różnić więcej niż o 0,1 cm3.



Opracowanie wyników

Opisać przeprowadzone procedury ilościowego oznaczenia HCl, H2C2O4 i Cl-. Obliczyć średnią z trzech zgodnych wyników oznaczenia oraz obliczyć ilość HCl, H2C2O4 i Cl- w analizowanych próbkach. Podać wartości odchyleń standardowych oznaczeń.



Literatura

  1. Wybrane zagadnienia z chemii analitycznej. Analiza ilościowa. Red. A. Małecki. Wydawnictwa AGH, Kraków 2003.

  2. Chemia analityczna. J. Minczewski, Z. Marczenko. Wydawnictwo Naukowe PWN. Warszawa 2008.



** W rzeczywistości w roztworach wodnych protony, ze względu na otaczające je silne pole elektrostatyczne, nie występują niezależnie, ale wiążą się z cząsteczkami wody, które z kolei są obdarzone momentem dipolowym. Zatem istniejące w roztworze protony wraz otoczką hydratacyjną można bardziej poprawnie zapisać, jako H3O+ lub lepiej H4O9+, jednak dla uproszczenia w niniejszej instrukcji będzie używany krótszy zapis H+.


©snauka.pl 2016
wyślij wiadomość