**ostatnia aktualizacja: 30.12.2009**
## poprawiony błąd

 

PRAKTYCZNE PODSTAWY KLASYCZNEJ ALKACYMETRII:  MIARECZKOWEGO OZNACZANIA ILOŚCI KWASÓW I ZASAD

 

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

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

 

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

 

F Dobór wskaźnika w zasadzie nie zależy ani od rodzaju substancji miareczkowanej, ani od rodzaju substancji miareczkującej (titranta). Wskaźnik ma sygnalizować osiągnięcie punktu równoważnikowego PR. Punkt równoważnikowy jest to moment, w którym proporcja liczby moli reagentów jest taka sama, jak proporcja współczynników stechiometrycznych w zapisanym równaniu reakcji. A w PR nie ma już ani substancji miareczkowanej, ani titranta - ale roztwór zupełnie innej substancji: produktu reakcji. Najczęściej wybór jest wynikiem następującego toku rozumowania jakościowego. Należy ustalić rodzaj substancji będącej produktem reakcji. Należy określić jaki odczyn ma roztwór tego produktu reakcji (najczęściej nie jest on neutralny; dlatego zresztą nie nazywa się go punktem zobojętnienia, lecz punktem równoważnikowym). Sól słabego kwasu daje na skutek hydrolizy odczyn zasadowy w PR, sól słabej zasady daje na skutek hydrolizy odczyn kwasowy w PR, inne substancje mogą dysocjować np z odczynem kwasowym (CO2). I Tak przy miareczkowaniu CH3COOH produktem w PR jest CH3COONa; przy miareczkowaniu NH3  produktem w PR jest NH4Cl, a przy miareczkowaniu Na2CO3 produktem w PR może być CO2 .

CH3COONa        CH3COO + H2O = CH2COOH + OH

NH4Cl            NH4+ + H2O = NH3 + H3O+

CO2 + H2O = HCO3 + H3O+

 

Właściwości wskaźnika powinny być dopasowane do odczynu roztworu w PR.

 

Jeśli odczyn w PR jest zasadowy - fenoloftaleina, a jeśli kwasowy - oranż metylowy; jeśli jest neutralny, to z reguły również oranż metylowy. Takie jakościowe oszacowanie jest z reguły wystarczające.

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

 

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

Bez poprawnego zapisania równania zachodzącej reakcji nie da się przeprowadzić obliczeń.

 

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

 

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

 

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

 

 

 

 

…………………………………………       grupa ……..                                                 …. listopada 2010

 

ALKACYMETRYCZNE OZNACZENIE ZAWARTOŚCI PROCENTOWEJ Na2CO3

W PRÓBCE SODY   „___”

 

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

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

 

Oszacowanie wielkości odważki:

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

 

 masa brutto

   _ _, _ _ _ _ g

 tara naczynia

   _ _, _ _ _ _ g

 masa netto próbki sody

   _ _, _ _ _ _ g 

 

Wynik miareczkowania:

 

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

 

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

 

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

 

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

 

 

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

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

 

 

 

 

 

ALKACYMETRYCZNE OZNACZENIE ZAWARTOŚCI CH3COOH W PRÓBCE

 

Równanie reakcji:

NaOH + CH3COOH = CH3COONa + H2O

daje produkt hydrolizujący zasadowo (anion słabego kwasu)

CH3COO  + H2O = CH3COOH + OH

zatem wskaźnikiem musi być fenoloftaleina (pH 8 - 10)

 

Wynik miareczkowania:

 

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

 

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

 

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

 

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

 

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

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ALKACYMETRIA - OBLICZENIA STECHIOMETRYCZNE

OBLICZENIE ODWAŻKI    Na2CO3

 

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

 

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

 

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

w  20,00 ml -----   x

 

x = 0,002000 mola HCl

 

 

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

 

    y       +  0,002000

 

 

y = 0,001000 mola Na2CO3 = 0,1060 g  = 106,0 mg  Na2CO3
                                                                                                                                                                        

 

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW  (val)

 

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

w 20,00 ml ------   x

 

x = 0,002000 val HCl = 0,002000 val Na2CO3

 

 

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

 

 1 val Na2CO3  =  1 mol / 2  =  106,0 g Na2CO3 / 2  = 53,0 g

 0,002000 val     --------------------------------------------    y

 

 

y  = 0,1060 g  = 106,0 mg  Na2CO3

 

Odważyć należy  10 · 0,1060 g  = 1,060 g Na2CO3

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

Do dalszych obliczeń używać liczbę gramów rzeczywiście odważonej próbki Na2CO3.

 

 

OBLICZANIE  MIANA  ROZTWORU   HCl

 

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


W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

 

1 mol Na2CO3    -----  106,0 g

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

 

x  = 0,001033019 mola Na2CO3

 

Na2CO3

+

## 2 HCl

= 2 NaCl + H2O + CO2

0,001033019 mola

+

0,002066038 mola

 

 

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

to w  1000  ml      jest    y

 

y  =  0,09909055  mola HCl

 

Roztwór jest ok.   0,0991 M HCl

 

                                                                                                  

W OPARCIU O LICZBĘ  GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW  (val)

Wobec oranżu metylowego:

 

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

 

1 val Na2CO3  =  1 mol / 2  =  106,0 g Na2CO3 / 2  = 53,0 g

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

 

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

 

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

to w  1000  ml      jest     y

 

y  =  0,09909055  val HCl

 

Roztwór jest ok.   0,0991 N HCl

 

Uwaga:  stężenie  molowe  HCl  równe  jest  stężeniu  normalnemu  HCl

 

 

 

 

F GRAMORÓWNOWAŻNIKI  

 

 

 

 

OKSYDYMETRIA

Dział analizy miareczkowej obejmujący w zasadzie miareczkowania:

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

 

MANGANOMETRYCZNE OZNACZANIE REDUKTORÓW

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

 

JODOMETRYCZNE OZNACZANIE UTLENIACZY

Miareczkowanie utleniaczy (Cu2+, Cr2O72, H2O2) wykonuje się dwuetapowo. Do próbki utleniacza dodaje się jednorazowo, nie ważąc, znaczny nadmiar stałego KI. W tych warunkach, oznaczany utleniacz utlenia aniony jodkowe I do wolnego jodu I2.

2 I ® I2 + 2e

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

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

Ostatecznie: próbka utleniacza zostaje zamieniona na stechiometryczną ilość jodu. Dopiero ten wytworzony jod I2 odmiareczkowuje się mianowanym roztworem tiosiarczanu sodu Na2S2O3. Taki skomplikowany tok oznaczenia (tzw. metoda podstawienia) stosuje się również dlatego, że tiosiarczan z większością utleniaczy reaguje w niejednoznaczny sposób (może powstawać jednocześnie kilka różnych produktów). Natomiast w opisanych warunkach jod utlenia tiosiarczan wyłącznie do czterotionianu S4O62.

2 S2O32 ® S4O62 + 2e     lub sumarycznie:

2 S2O32 + I2 ® S4O62 + 2 I

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

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

2 Cu2+ + 4I = 2 CuI + I2

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

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

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

 

OBLICZANIE MIANA ROZTWORU KMnO4

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

 

W OPARCIU O LICZBĘ MOLI

1 mol Na2C2O4 ----- 134,0 g

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

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

5 C2O42— + 2 MnO4= [---]

a moli + 2/5 · a moli

1,0515 mmola + 2/5 · 1,0515 mmola

2/5 · 1,0515 mmola = 0,4206 mmola MnO4

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

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

Roztwór jest 0,02057 M KMnO4.

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW (val)

C2O42— ® 2 CO2 + 2 e

1 val = 1 mol / 2 = 134,0 g / 2 = 67,0 g Na2C2O4

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

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

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

to w 1000 ml jest y

y = 0,1028 val KMnO4

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

 

OBLICZANIE ODWAŻKI K2Cr2O7

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

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

Cr2O72 + 6 I ® 3 I2 + [---]

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

2 S2O32 + I2 ® S4O62 + 2 I

 

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

w 20 ml 0,1 M Na2S2O3 zawarte jest: 0,002 mola = 2 mmole S2O32.

II ETAP: Z równania reakcji

2 S2O32 + I2 ® S4O62 + 2 I

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

I ETAP: Z równania reakcji: Cr2O72 + 6 I ® 3 I2 + [---]

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

 

W OPARCIU O LICZBĘ GRAMORÓWNOWAŻNIKÓW (val)

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

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

Podstawą do obliczenia gramorównoważnika K2Cr2O7 jest równanie połówkowe:

Cr2O72 + 14 H+ + 6 e ® 2 Cr3+ + 7 H2O

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

 

 

 

 

**  pH  -  metria


 

ZASADA  POMIARÓW  POTENCJOMETRYCZNYCH:

 

Potencjał elektrody redoks można obliczyć z Wzoru Nernsta:

dla reakcji połówkowej redoks:

Ox + n elektronów   D    Red

E = E0 +  A/n   lg ([Ox] / [Red])

 

gdzie:

 

E - potencjał rzeczywisty układu redoks

E0 - potencjał standardowy redoks tego układu (dla warunków standardowych; stężenia równe jedności)

A - stała liczbowa zależna od temperatury

n - liczba elektronów w równaniu połówkowym

[Ox] ; [Red] - stężenia molowe obu form redoks: utlenionej i zredukowanej

Ogniwo pomiarowe składa się z dwóch elektrod: - elektrody o stałym potencjale (odnośnik, jej potencjał nie zależy od składu roztworu) i elektrody pomiarowej (jej potencjał zależy od składu roztworu, opisuje tę zależność Równanie Nernsta).

 

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

 

Teoretycznie: mierząc różnicę potencjałów, można z wzoru Nernsta obliczyć nieznane stężenie substancji (np jonów wodorowych). W praktyce przyrząd jest wyskalowany od razu w jednostkach np. pH, i wartość pH odczytuje się bezpośrednio ze skali.

 

 

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

 

 

 

 

 

PODCZAS PRACY NALEŻY ZWRACAĆ UWAGĘ, ABY:

 


 

PRZYGOTOWANIE   pH-METRU   DO   PRACY

 

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

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

 

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

 

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

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

 

 

 

POMIARY  pH

 

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

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

 

Poniżej zdjęcie obrazujące skutki katastrofy ekologicznej w Sudetach (niech będzie ono praktyczną ilustracją problemów ekologicznych):

 

 

 

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

 

 

 

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

 

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

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

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

 

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

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

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

 

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

Tomasz Pluciński
nowy adres:  tomasz.plucinski@ug.edu.pl 

F strona główna