zeszyt do ćwiczeń

Zeszyt do ćwiczeń laboratoryjnych z chemii nieorganicznej dla

studentów I roku Wydziału Nauk Technicznych, kierunku

Budownictwo w roku akademickim 2015/2016

Opracowanie: dr Bożena Kowalczyk

2

Plan ćwiczeń laboratoryjnych z chemii dla studentów I roku Wydz.

Nauk Technicznych kierunku Budownictwa w roku akad. 2015/2016

Ćwiczenie 1 (7 i 9 X) Regulamin pracowni, przepisy BHP.

Typy reakcji chemicznych. Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach

wodnych cz. I – dysocjacja elektrolityczna, hydratacja, strącanie, zobojętnianie.

Ćwiczenie 2 (14 i 16 X)

Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. II -

hydroliza, amfoteryczność.

Ćwiczenie 3 (21 i 23 X) Kolokwium 1 Praca kontrolna 1

Szereg napięciowy metali. Obliczenia stechiometryczne.

Ćwiczenie 4 (4 i 6 XI) Poprawa kolokwium 1

Chemia mineralnych materiałów budowlanych.

Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych

cz. I - jakościowe wykrywanie kationów: Ca 2+, Mg2+, Fe 3+, Al3+, Zn2+, Na+, K+.

Ćwiczenie 5 (18 i 20 XI) Kolokwium 2 Praca kontrolna 2

Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz.II -

jakościowe wykrywanie anionów: SO42-, CO3

2-, SiO32-, NO3

-. Analiza soli.

Ćwiczenie 6 (25 i 27 XI) Poprawa kolokwium 2

Korozja metali. Pasywacja i aktywacja metali. Ogniwa.

Dobieranie współczynników do reakcji redoks – część audytoryjna.

Ćwiczenie 7 (2 i 4 XII) Kolokwium 3 Praca kontrolna 3

Roztwory właściwe. Sporządzanie roztworów.

Pomiar i obliczanie pH roztworów.

Ćwiczenie 8 (9 i 11 XII) Kolokwium 4 Praca kontrolna 4 Roztwory właściwe i koloidalne.

Otrzymywanie roztworów koloidalnych i badanie ich trwałości.

Ćwiczenie 9 (16 i 18 XII ) Poprawa kolokwium 3 i 4

Ocena wybranych właściwości fizykochemicznych wody.

Oznaczanie twardości węglanowej wody.

Ćwiczenie 10 (13 i 15 I )

Zaliczanie ćwiczeń.

3

TEMATY KOLOKWIÓW

Kolokwium 1

Klasyfikacja i aktualne nazewnictwo związków nieorganicznych.

Dysocjacja elektrolityczna kwasów zasad i soli z uwzględnieniem dysocjacji stopniowej.

Nazewnictwo jonów. Moc elektrolitów. Stała i stopień dysocjacji.

Reakcje chemiczne w zapisie cząsteczkowym i jonowym.

Amfoteryczność pierwiastków i związków chemicznych ( Al, Zn, Pb, Cr, Sn).

Kolokwium 2

Hydroliza soli.

Typy reakcji chemicznych. Obliczenia stechiometryczne.

Kolokwium 3

Równania redoks w zapisie cząsteczkowym i jonowym.

Szereg napięciowy metali. Ogniwa.

Kolokwium 4

Obliczanie stężeń roztworów (procentowe i molowe).

Iloczyn jonowy wody. Obliczanie pH roztworów mocnych elektrolitów.

Zalecana literatura:

1. Czarnecki L., Broniewski T., Hennig O.: Chemia w budownictwie. Warszawa, Arkady

1996.

2. Woszczak T.: Chemia dla studentów budownictwa lądowego. Kielce, Wydawnictwo

Politechniki Świętokrzyskiej 2001.

3. Rosiek G. Wala D., Werner B.: Ćwiczenia z chemii dla studentów wydziału budownictwa..

Wrocław, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej 2007.

4. Wiśniewski W., Majkowska H.: Chemia ogólna nieorganiczna. Wydawnictwo UWM

2000.

5. Czarnecki L., Łukowski P., Garbacz A.,: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii budowlanej.

Oficyna Wydawnicza Politechniki Warszawskiej 2007.

4

ĆWICZENIE 1

Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. I.

Reakcje chemiczne (przemiany chemiczne) zachodzą wówczas, gdy z jednej lub kilku

substancji powstają nowe substancje o zupełnie innych właściwościach chemicznych i fizycznych.

Przebieg reakcji przedstawia się za pomocą równań chemicznych.

Reakcje chemiczne elektrolitów można zapisywać w formie cząsteczkowej (1), jonowej (2)

lub jonowo-cząsteczkowej (3):

(1) BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

(2) Ba2+ + SO42- BaSO4

(3) BaCl2 + SO42- BaSO4 + 2 Cl-

Używane symbole atomów, cząsteczek lub jonów w zapisie równania chemicznego mają

trojakie znaczenie:

-oznaczają nazwę pierwiastka lub połączenia chemicznego,

- oznaczają jeden atom, cząsteczkę lub jon,

- oznaczają jeden mol atomów, mol cząsteczek lub mol jonów.

Na przykład równanie reakcji można odczytać następująco:

CuO + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2O

- tlenek miedzi(II) reaguje z kwasem azotowym(V) w wyniku czego powstaje azotan(V) miedzi(II)

i woda,

- cząsteczka tlenku miedzi(II) reaguje z dwoma cząsteczkami kwasu azotowego(V) tworząc

cząsteczkę azotanu(V) miedzi(II) i cząsteczkę wody,

- jeden mol tlenku miedzi(II) reaguje z dwoma molami kwasu azotowego(V) w wyniku czego

powstaje jeden mol azotanu(V) miedzi(II) i jeden mol wody.

Reakcje chemiczne można klasyfikować na wiele sposobów, np. ze względu na:

a) Charakter przemian jakim ulegają reagujące substancje, reakcje chemiczne można podzielić na

trzy typy: reakcje syntezy, reakcje rozkładu (analizy) i reakcje wymiany.

W reakcjach syntezy z dwóch (lub więcej) substancji powstaje nowa substancja wg

schematu: A + B C. Spalanie pierwiastków w tlenie jest typowym przykładem reakcji syntezy:

2Mg + O2 2MgO

Odwrotnością reakcji syntezy jest reakcja rozkładu (analizy): AB A + B. Termiczny rozkład

tlenków, wodorotlenków i soli może być przykładem reakcji analizy:

CaCO3 CaO + CO2

Często spotykanym typem reakcji chemicznych jest reakcja wymiany: A + B C + D.

Dwie substancje A i B reagują ze sobą przekształcając się w dwie nowe C i D. Reakcje wymiany

dzielimy na reakcje wymiany pojedynczej np.:

2Na + 2H2O 2NaOH + H2

i podwójnej:

CuSO4 + 2NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4

5

b) Efekty energetyczne (Q), które towarzyszą przemianom chemicznym.

Procesy zachodzące z wydzieleniem energii noszą nazwę egzotermicznych. Jeżeli

reagujące substancje pochłaniają energię z otoczenia reakcja jest nazywana endotermiczną:

A + B C + Q reakcja egzotermiczna

AB B + C – Q reakcja endotermiczna

c) Przeniesienie elektronów między reagującymi cząsteczkami, którym towarzyszy zmiana stopnia

utlenienia pierwiastków biorących udział w reakcji (reakcje utleniania i redukcji) i reakcje

bez przeniesienia elektronów i zmiany stopnia utlenienia pierwiastków.

d) Stan fazowy substratów i produktów reakcji

۰reakcje jednofazowe (homogeniczne)

A(g) + B(g) C(g)

۰reakcje wielofazowe (heterogeniczne)

A(s) + B(g) C(c) gdzie: (s), (c), (g) - stan fazowy reagentów odpowiednio stały, ciekły i

gazowy.

e) Odwracalność reakcji. Teoretycznie wszystkie reakcje chemiczne są odwracalne. Reakcję

nazywamy odwracalną lub równowagową, jeżeli w jej wyniku ustala się stan równowagi, w

którym współistnieją produkty i substraty:

A + B ↔ C reakcja odwracalna

Jeżeli podczas przebiegu reakcji jeden z produktów opuszcza środowisko reakcji w postaci

osadu lub gazu lub bardzo słabego elektrolitu to taką reakcję określamy jako nieodwracalną.

A + B C↓ reakcja nieodwracalna

W roztworach wodnych elektrolitów przebiegają reakcje jonowe, czyli reakcje między

jonami, jonami i atomami lub między jonami i cząsteczkami. Często występującymi

reakcjami jonowymi są :

- reakcje strącania trudno rozpuszczalnych osadów np. Ag+ + Cl- AgCl

- reakcje zobojętniania H+ + OH- H2O

Są to przykłady reakcji nieodwracalnych.

6

CZĘŚĆ DOŚWIADCZALNA

1. Reakcje syntezy (pokaz)

Kawałek wstążki magnezowej ująć w szczypce i spalić w płomieniu palnika.

Produkt spalania wrzucić do parowniczki, dodać kilka kropli wody destylowanej oraz

dwie krople fenoloftaleiny.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

Dlaczego fenoloftaleina zabarwiła się na malinowo?

2. Reakcje wymiany podwójnej:

a) zobojętniania

Do probówki wlać ok.1 cm3 2M roztworu KOH lub NaOH, dodać jedną

kroplę fenoloftaleiny a następnie stopniowo dodawać kroplami 2M roztworu HCl aż do

odbarwienia mieszaniny.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

b) strącania

● Do dwóch probówek wlać po ok. 1 cm3 roztworu Na2CO3, a następnie kroplami dodawać

do pierwszej ok. 1cm3 roztworu CaCl2, do drugiej 1 cm3 roztworu Ca(NO3) 2.

Obserwacje:

7

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

● Do probówki wlać ok. 2 cm3 nasyconego roztworu wodorotlenku wapnia a następnie

przez rurkę wprowadzać tlenek węgla(IV).

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

● Do probówki wsypać szczyptę stałego węglanu sodu oraz dodać około 2 cm3 roztworu

kwasu chlorowodorowego o stężeniu 1 M. Natychmiast zatkać probówkę korkiem z rurką

odprowadzającą do probówki z nasyconym roztworem wodorotlenku wapnia.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

3. Reakcja wymiany pojedynczej

Do probówki wlać ok. 2 cm3 roztworu kwasu solnego, a następnie wrzucić kawałeczek

cynku.

Obserwacje:

Reakcja:

cząsteczkowo:

jonowo:

8

ĆWICZENIE 2

Wybrane reakcje chemiczne przebiegające w roztworach wodnych cz. II.

1. Amfoteryczność wodorotlenku glinu

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu AlCl3 o stężeniu 1 mol/dm3 dodawać

kroplami roztwór NaOH aż do wytrącenia się galaretowatego osadu wodorotlenku glinu.

Osad rozdzielić do dwóch probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem 4M

roztworu HNO3 i 4M roztworu NaOH.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

2. Amfoteryczność wodorotlenku cynku

Do probówki zawierającej ok. 2 cm3 roztworu ZnCl2 o stężeniu 1 mol/dm3 dodawać

kroplami 2M roztwór NaOH aż do wytrącenia się galaretowatego osadu wodorotlenku

cynku. Osad rozdzielić do dwóch probówek i zbadać jego rozpuszczalność pod wpływem

4M roztworu HNO3 i 4M roztworu NaOH.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

9

3. Amfoteryczność glinu

Do dwóch probówek wrzucić metaliczny glin i dodać do pierwszej ok. 2 cm3 3M HCl a do

drugiej ok. 2 cm3 4M NaOH. Pierwszą probówkę podgrzać w łaźni wodnej.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

4. Reakcje hydrolizy soli

Do trzech probówek wsypać po kilka kryształków następujących soli: chlorku sodu,

krzemianu sodu, chlorku żelaza(III). Sole rozpuścić w jak

najmniejszej ilości wody i zbadać odczyn otrzymanych roztworów za pomocą papierków

wskaźnikowych, fenoloftaleiny oraz oranżu metylowego.

Obserwacje i wnioski:

Reakcje:

Papierek

uniwersalny

Fenoloftaleina Oranż

metylowy

Odczyn

roztworu

NaCl

Na2SiO3

FeCl3

10

ĆWICZENIE 3

Reakcje redoks. Aktywność metali. Szereg napięciwy metali.

1. Doświadczenie wykonujemy parami w okularach ochronnych!

Do zlewki wlać ok. 20 cm3 wody destylowanej, a następnie wrzucić kawałek

metalicznego sodu. Po zakończonej reakcji dodać kroplę fenoloftaleiny.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

2. Do probówki wlać ok. 2 cm3 4M roztworu kwasu solnego, a następnie wrzucić

kawałeczek żelaza.

Obserwacje:

Reakcja:

cząsteczkowo:

jonowo:

3. Do dwóch probówek wrzucić skrawki metalicznej miedzi i dodać do jednej ok. 1 cm3

4M roztworu HCl, a do drugiej 1 cm3 4M roztworu HNO3.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

11

4. (pokaz pod dygestorium) Do dwóch probówek wrzucić skrawki metalicznej miedzi i

dodać do jednej ok. 1 cm3 stężonego roztworu HCl, a do drugiej 1 cm3 stężonego roztworu

HNO3.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

5. Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) wrzucić kawałeczek żelaza.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

6. Do probówki zawierającej roztwór siarczanu(VI) żelaza(II) wrzucić kawałeczek miedzi.

Obserwacje:

7. Do probówki wlać ok. 1 cm3 roztworu AgNO3 a następnie wrzucić kawałek miedzi.

Obserwacje:

Reakcje:

cząsteczkowo:

jonowo:

12

ĆWICZENIE 4

Chemia mineralnych materiałów budowlanych.

Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych

cz. I - jakościowe wykrywanie kationów: Ca 2+, Mg2+, Fe 3+, Al3+, Zn2+, Na+, K+.

Analiza chemiczna jest jedną z najważniejszych metod badania materii i jej przemian.

Zadaniem analizy jakościowej jest wykrycie poszczególnych pierwiastków lub jonów

wchodzących w skład badanej substancji. Natomiast określenie składu ilościowego badanej

substancji jest zadaniem analizy ilościowej. Analiza jakościowa i ilościowa stanowią dział chemii

zwany chemią analityczną.

Pierwiastki i jony wchodzące w skład badanej substancji lub znajdujące się w analizowanym

roztworze wykrywamy najczęściej przeprowadzając je w związki mające określone

charakterystyczne właściwości. Tego rodzaju przemiana zwana jest reakcją analityczną. Substancja,

która je wywołuje , nazywa się odczynnikiem analitycznym na dany jon lub pierwiastek. Reakcje

analityczne wykonujemy na drodze suchej lub mokrej. W pierwszym przypadku analizowana

substancja i odpowiednie odczynniki występują w stanie stałym. Aby mogły one przereagować

ogrzewamy je do wysokiej temperatury. Reakcje na drodze suchej traktowane są w analizie

jakościowej jako pomocnicze i na ogół stosuje się je tylko w próbach wstępnych. Największe

znaczenie w analizie jakościowej mają reakcje wykonywane na drodze mokrej, tzn. reakcje między

substancjami rozpuszczonymi w wodzie. W analizie jakościowej stosujemy jedynie te reakcje,

którym towarzyszy jakikolwiek efekt zewnętrzny - charakterystyczna, łatwa do zauważenia zmiana

właściwości. Tylko wtedy możemy być pewni, że dana reakcja rzeczywiście przebiegła. Do takich

zmian zaliczamy:

- zmianę barwy roztworu;

- wytrącenie się (lub rozpuszczenie) osadu;

- wydzielenie się gazów.

Najczęściej stosujemy reakcje, którym towarzyszy powstawanie osadów lub zmiana barwy

roztworu. Reakcje na drodze mokrej przebiegają zwykle między jonami w roztworze wodnym i

wskazują na obecność określonych jonów w mieszaninie.

Reakcję charakterystyczną danego jonu nazywamy taką reakcję, która pozwala na

wykrycie go w obecności innych jonów w roztworze. Na przykład reakcja wykrywania jonu NH4+

przez działanie mocną zasadą i ogrzewanie jest reakcją charakterystyczną. Towarzyszy jej

wydzielanie się gazowego amoniaku, który możemy wykryć na podstawie zapachu lub obserwując

zmianę zabarwienia papierka wskaźnikowego. Wykrywanie jonów za pomocą reakcji

charakterystycznych z oddzielnych próbek badanego roztworu, przeprowadzone w dowolnej

kolejności nazywa się analizą wybiórczą.

Znamy stosunkowo niewiele reakcji charakterystycznych określających obecność tylko

jednego jonu. Przeważnie mamy do czynienia z odczynnikami, które dają jednakowy lub zbliżony

13

wynik reakcji z kilkoma, a nawet niekiedy z wieloma jonami. Jeżeli reakcje stosowane podczas

analizy nie są charakterystyczne i nie da się usunąć wpływu jonów ubocznych, musimy

przeprowadzić analizę w sposób tzw. systematyczny. Systematyczny tok analizy prowadzimy w

taki sposób aby każdy jon był wykrywany dopiero po wykryciu i usunięciu wszystkich jonów

przeszkadzających. Wskutek tego w systematycznym toku analizy oprócz reakcji wykrywania

stosujemy również reakcje oddzielania jednych jonów od drugich. Odczynnik reagujący w

określonych warunkach z daną grupą jonów nazywamy odczynnikiem grupowym. Odczynnik

grupowy wyodrębnia całą grupę jonów w postaci związków trudno rozpuszczalnych w wodzie. Na

tej zasadzie oparty jest rozdział kationów i anionów na grupy analityczne. Po wyodrębnieniu całej

grupy jonów wykrywa się je kolejno za pomocą reakcji charakterystycznych.

Podział kationów na grupy analityczne

Grupa analityczna Kationy

Odczynnik grupowy

I Ag+, Hg22+, Pb2+ 2M HCl

II Pb2+, Hg2+, Bi3+, Cu2+, As3+ H2S w środowisku 0.3M HCl

As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+

III Ni2+, Co2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+ (NH4)2S w środowisku

Cr3+, Al3+, Zn2+ buforu amonowego

IV Ba2+, Ca2+, Sr2+ (NH4)2CO3 w środowisku

buforu amonowego

V Na+, K+, NH4+, Mg2+ brak


1. Reakcje charakterystyczne wybranych kationów Fe3+, Al3+ , Zn2+, Ca2+, Mg2+, K+, Na+

W tej części ćwiczenia zapoznamy się z niektórymi reakcjami charakterystycznymi wyżej

wymienionych kationów.

Reakcje charakterystyczne jonu żelaza(III) - Fe3+

a) reakcja z NaOH

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodać ok.1 cm3 roztworu NaOH

Obserwacje:

Reakcja:

14

b) reakcja z KSCN lub NH4SCN

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli żelaza(III) dodawać kroplami roztwór KSCN

(rodanku potasu)

Obserwacje:

Reakcja:

Reakcje charakterystyczne jonu glinu - Al3+

a) Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli glinu dodawać

kroplami roztwór NaOH aż do rozpuszczenia powstałego galaretowatego osadu

wodorotlenku glinu.

Obserwacje:

Reakcje jonowo:

b) Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli glinu dodawać

kroplami roztwór NH3·H2O.

Obserwacje:

Reakcje:

Reakcje charakterystyczne jonu cynku – Zn2+

a) Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli cynku dodawać

kroplami roztwór NaOH aż do rozpuszczenia powstałego galaretowatego osadu

wodorotlenku cynku.

Obserwacje:

15

Reakcje jonowo:

b) Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli cynku dodawać

kroplami roztwór NH3·H2O aż do rozpuszczenia powstałego osadu.

Obserwacje:

Reakcje:

Reakcje charakterystyczne jonu wapnia - Ca2+

a) reakcja z NaOH

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli wapnia dodać ok.1 cm3 roztworu NaOH

Obserwacje:

Reakcja jonowo:

b) reakcja z (NH4)2CO3

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli wapnia dodać ok. 1 cm3 roztworu (NH4)2CO3

Obserwacje:

Reakcja jonowo:

Na powstały osad podziałać roztworem CH3COOH

Obserwacje:

16

Reakcja:

c) reakcja z (NH4)2C2O4

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli wapnia dodać ok. 1 cm3 roztworu (NH4)2C2O4

Obserwacje:

Reakcja jonowo:

Na powstały osad podziałać roztworem CH3COOH

Obserwacje:

Wnioski:

Reakcje charakterystyczne jonu magnezu – Mg2+

a) reakcja z NaOH

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli magnezu dodać ok.1 cm3 roztworu NaOH

Obserwacje:

Reakcja jonowo:

b) reakcja z Na2HPO4

Do probówki zawierającej ok. 1 cm3 roztworu soli magnezu dodać ok. 1 cm3 roztworu Na2HPO4

Oraz ok. 1 cm3 buforu amonowego.

Obserwacje:

Reakcja:

17

Reakcje charakterystyczne jonu potasu - K+ i jonu sodu - Na+

(analiza widmowa)

Oczyszczony drucik platynowy zanurzyć w roztworze soli potasu lub soli sodu a następnie

wprowadzić do płomienia palnika i obserwować zabarwienie płomienia przez szkiełko kobaltowe.

Obserwacje:

2. Analiza kontrolna

Za pomocą poznanych reakcji charakterystycznych należy wykryć jeden lub dwa kationy w

zadaniu kontrolnym.

Numer analizy……..

Wykryłam(em) kationy:…………………..

Po poprawie wykryłam(em) kationy:……………......

18

ĆWICZENIE 5

Jakościowa analiza chemiczna składników materiałów budowlanych cz.II -

jakościowe wykrywanie anionów: CO32-, SO4

2-, SiO32-, NO3

-.

Podział anionów na grupy oparty jest na różnicach w rozpuszczalności soli srebra(I) i baru w

wodzie i kwasie azotowym(V). Opierając się na systematyce Bunsena, aniony dzielimy na 7 grup

analitycznych. Podział oparty jest na reakcjach anionów z roztworami AgNO3 i BaCl2.

Grupa Aniony 0,1 M AgNO3 0,1 M BaCl2

Cl-, Br-, J-, CN-, SCN-, Wytrąca biały lub żółty osad Osadu nie wytrąca

I [Fe(CN)6]4-, [Fe(CN)6]

3-, nierozpuszczalny w rozc. HNO3

ClO-

II S2-, CH3COO-, NO2- Wytrąca biały osad rozpuszczalny Osadu nie wytrąca

w rozc. HNO3

III SO32-, CO3

2-, C2O42-, Wytrąca biały osad rozpuszczalny Wytrąca biały osad rozpuszczalny

C4H4O62-, BO2- w rozc. HNO3 w rozc. HNO3

IV S2O32-, CrO4

2-, Cr2O72-, Wytrąca barwny osad

rozpuszczalny

Wytrąca biały osad rozpuszczalny

AsO33-, AsO4

3-, PO43- w rozc. HNO3 w rozc. HNO3

V NO3-, ClO3

-, ClO4-, Osadu nie wytrąca Osadu nie wytrąca

MnO4-

VI SO42-, F-, SiF6

2- Osadu nie wytrąca Wytrąca biały osad

nierozpuszczalny

w rozc. HNO3

VII SiO32- Wytrąca żółty osad rozpuszczalny Wytrąca biały osad rozpuszczalny

w rozc. HNO3 w rozc. HNO3

Podczas wykrywania anionów obecność innych anionów w większości przypadków nie

przeszkadza. Dlatego stosunkowo rzadko zachodzi potrzeba rozdzielania anionów. Najczęściej

aniony wykrywamy bezpośrednio w oddzielnych porcjach badanego roztworu. W związku z tym

roztwory AgNO3 i BaCl2 stosujemy jako odczynniki analityczne w celu stwierdzenia obecności

anionów danej grupy. Nieobecność anionów jednej z grup w badanym roztworze znacznie

upraszcza analizę.

19


1. Reakcje charakterystyczne wybranych anionów: CO3,2- SO4

2- , SiO3

2- NO3-

.

Reakcje charakterystyczne anionu węglanowego - CO32-

a) reakcja z AgNO3

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm3 roztworu AgNO3.

Sprawdzić rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO3.

Obserwacje:

Reakcje:

b) reakcja z BaCl2

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm3 roztworu BaCl2. Sprawdzić

rozpuszczalność powstałego osadu w rozcieńczonym HNO3.

Obserwacje:

Reakcje:

c) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli węglanowej dodać ok. 1 cm3 roztworu HCl lub HNO3.

Obserwacje:

Reakcja:

Wnioski:

Reakcje charakterystyczne anionu siarczanowego(VI) - SO42-

a) reakcja z AgNO3

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli siarczanowej(VI) dodać ok. 1 cm3 roztworu AgNO3.

Obserwacje:

b) reakcja z BaCl2

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli siarczanowej(VI) dodać ok. 1 cm3 roztworu BaCl2.


Obserwacje:

20

Reakcja:

Reakcje charakterystyczne anionu metakrzemianowego – SiO32-

a) reakcja z AgNO3

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm3 roztworu AgNO3.


Obserwacje:

Reakcje:

b) reakcja z BaCl2

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm3 roztworu BaCl2.


Obserwacje:

Reakcje:

c) reakcja z mocnymi kwasami mineralnymi

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli metakrzemianowej dodać ok. 1 cm3 roztworu HCl lub

HNO3.

Obserwacje:

Reakcja:

Wnioski:

Reakcje charakterystyczne anionu azotanowego(V) - NO3-

a) reakcja z AgNO3

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli azotanowej(V) dodać ok. 1 cm3 roztworu AgNO3.

Obserwacje:

b) reakcja z BaCl2

Do probówki zawierającej ok.1 cm3 soli azotanowej(V) dodać ok. 1 cm3 roztworu BaCl2.

21

Obserwacje:

c) reakcja "obrączkowa" z FeSO4

Do 1 cm3 zimnego nasyconego roztworu siarczanu(VI) żelaza(II) dodać kilka kropli próby

zawierającej aniony azotanowe(V). Następnie po ściance probówki nachylonej pod kątem, dodać

pipetą nieco stężonego H2SO4.

Obserwacje:

Reakcje:

Na podstawie przeprowadzonych reakcji uzupełnić tabelkę, krótko scharakteryzować osady:

roztwór AgNO3 roztwór BaCl2

CO32-

SO42-

SiO32-

NO3-

2. Analiza kontrolna

Na podstawie poznanych reakcji charakterystycznych kationów i anionów zidentyfikować

otrzymaną do analizy sól.

Nr próbki:......................

Rozpuszczalność badanej soli:

Wykrywanie anionu:

22

Wykrywanie kationu:

Wzór soli:.................................................................

Wzór soli po poprawie:…………………………….

23

ĆWICZENIE 6

Pasywacja, aktywacja metali. Ogniwa. Korozja metali.

1. Korozja metali

Na oczyszczoną papierem ściernym i odtłuszczoną (przemytą wodą destylowaną i

acetonem) płytkę stalową lub żelazną nanieść kroplę wody.

Po 1 godzinie bibułą zebrać kroplę z płytki i na wilgotne miejsce na bibule dodać po kropli

rozcieńczonego roztworu HCl, H2O2 i KSCN.

Obserwacje:

Reakcje:

Wyjaśnić jakie powstało ogniwo korozyjne i jaka reakcja anodowa i katodowa w nim

zachodzi.

2. Aktywacja glinu

Blaszkę glinową (oczyszczoną papierem ściernym, przemytą wodą destylowaną i acetonem)

zanurzyć w 20% roztworze HCl na 2-3 minuty.

Obserwacje:

Reakcje:

24

3. Pasywacja glinu

Oczyszczoną blaszkę glinową (papierem ściernym, wodą destylowaną i acetonem) zanurzyć

w 20% roztworze HNO3 na 15 min.

Obserwacje:

Reakcja:

Blaszki po aktywacji i pasywacji zanurzyć na 10 min. w 0,1-molowym roztworze CuSO4.

Obserwacje:

Reakcja:

4. Ogniwo Daniela (pokaz)

Do 2 zlewek o poj. 250 cm3 wlać 1-molowe roztwory siarczanu(VI) cynku i siarczanu(VI)

miedzi(II), po czym włożyć do pierwszej zlewki blaszkę cynkową a do drugiej blaszkę

miedzianą. Zlewki połączyć kluczem elektrolitycznym a płytki podłączyć do woltomierza

lub odbieralnika prądu (np. żarówki).

Obserwacje:

Reakcje:

5. Warzywne lub owocowe ogniwo (pokaz)

Wbić w wybrane warzywa lub owoce (ogórki, jabłka, ziemniaki) płytki miedzianą i

cynkową. Płytki podłączyć do woltomierza lub odbieralnika prądu.

Obserwacje i wnioski:

25

ĆWICZENIE 7

Sporządzanie roztworów. Pomiar i obliczanie pH.

W praktyce laboratoryjnej roztwory sporządza się z odczynników stałych lub ciekłych przez

rozpuszczenie określonej ilości substancji w odpowiedniej objętości roztworu. Substancję stałą

najczęściej odważa się w naczyńku wagowym na wadze analitycznej z dokładnością do 0.0002 g i

przenosi ilościowo do kolby miarowej o znanej pojemności. Po rozpuszczeniu substancji kolbę

uzupełnia się wodą destylowaną do kreski. Stężenie tak przygotowanego roztworu jest ściśle

określone (oczywiście, jeżeli substancja z której przygotowywaliśmy roztwór miała jednolity skład

chemiczny i była odpowiedniej czystości). Tym sposobem sporządza się tzw. roztwory podstawowe

(mianowane).

Roztwór o dokładnie znanym stężeniu nosi nazwę roztworu mianowanego.

Roztwory możemy przygotowywać również z substancji ciekłych np., stężonych kwasów i

zasad. Stężone roztwory kwasów i zasad przeważnie odmierzamy cylindrem miarowym,

przenosimy do kolby miarowej i uzupełniamy wodą destylowaną do kreski. W tym przypadku

sporządza się roztwór o stężeniu zbliżonym do żądanego i następnie ustala się jego miano.

W większości przypadków miano roztworu ustala się metodą miareczkową. Roztworem, którego

miano ma być wyznaczone miareczkuje się pewną określoną ilość odpowiedniej substancji

podstawowej (wzorcowej).

Wyjściowe odczynniki zarówno w postaci stałej jak i ciekłej mają zwykle różny stopień

czystości. Rozróżnia się kilka stopni czystości odczynników chemicznych. Najbardziej czyste są

odczynniki oznaczane symbolem "ch.cz." (chemicznie czyste). Drugi stopień czystości posiadają

odczynniki "cz.d.a." (czyste do analizy). Następne stopnie czystości to "cz." (czysty) oraz

"oczyszczone" i "techniczne". Specjalne normy określają dla nich najwyższą dopuszczalną

zawartość zanieczyszczeń. Ponadto do analiz ilościowych, gdzie oznacza się stężenia substancji z

dokładnością do 10-5 - 10-8 mol/dm3 stosuje się odczynniki o specjalnej czystości tzw. "spektralnie

czyste". Są one praktycznie wolne od domieszek.

Odczynniki wysokiej czystości są stosunkowo drogie i dlatego znajdują się w handlu w

małych opakowaniach. W handlu znajdują się również gotowe odważki analityczne w zatopionych

ampułkach w postaci stałej lub w roztworze, przeznaczone do przyrządzania określonej objętości

mianowanego roztworu.

Roztwory mianowane o stężeniu 1 - 0.5 mol/dm3 prawidłowo sporządzone i przechowywane

z reguły nie zmieniają swojego stężenia przez dłuższy czas, nawet przez kilka miesięcy. Natomiast

roztwory rozcieńczone o stężeniu mniejszym niż 0.1 mol/dm3 najczęściej nie są zbyt trwałe i nie

nadają się do dłuższego przechowywania w laboratorium. Dlatego też w praktyce laboratoryjnej

sporządza się zwykle roztwory mianowane o wyższych stężeniach tzw. roztwory podstawowe.

26

Z roztworów podstawowych przez odpowiednie rozcieńczanie sporządza się roztwory o mniejszych

stężeniach tzw. roztwory robocze, które używa się w dniu przygotowania. Podczas rozcieńczania

roztworów mianowanych należy posługiwać się pipetą i kolbą miarową!

Stężenia roztworów mianowanych często wyraża się w jednostce mol/dm3. W laboratoriach

nastawionych na seryjne wykonywanie analiz często stosuje się w miejsce stężeń molowych miano

roztworu (T), tj. liczbę gramów substancji zawartej w 1 cm3 roztworu. Stężenia można również

wyrazić w mg danego składnika zawartego w 1cm3 roztworu lub w jednostkach ppm.

Obliczanie i pomiar pH

Właściwości kwasowo-zasadowe roztworu zależą od stężenia jonów wodorowych H+ w

środowisku. Stężenie jonów wodorowych może przybierać wartości różniące się między sobą

bardzo znacznie. Na przykład, gdy w roztworze mocnego jednoprotonowego kwasu o stężeniu

1mol/dm3

[H+] = 1 mol/dm3, a w roztworze mocnej jednowodorotlenowej zasady (MeOH) [H+] = 10-14

mol/dm3. W takich warunkach niemożliwością staje się przedstawienie zmian stężenia jonów H+ w

roztworze, np. podczas miareczkowania alkacymetrycznego. Dlatego też w praktyce miarą stężenia

jonów wodorowych jest tzw. wykładnik stężenia jonów wodorowych pH, przy czym pH jest

ujemnym logarytmem dziesiętnym ze stężenia jonów wodorowych: pH = -log[H+].

Pomiary pH wykonuje się zazwyczaj metodami wskaźnikowymi lub potencjometrycznymi.

Metody z zastosowaniem wskaźników charakteryzują się mniejszą dokładnością i oparte są na

wykorzystaniu właściwości niektórych związków organicznych do zmiany barwy w zależności od

stężenia [H+] w roztworze. Granice pH, w których barwy niektórych wskaźników ulegają zmianie

podano poniżej:

Wskaźnik

Granice pH

zmiany barwy

Barwa w środowisku

kwaśnym zasadowym

Oranż metylowy

Czerwień metylowa

Czerwień obojętna

Fenoloftaleina

3,1 – 4,4

4,2 – 6,3

6,8 – 8,0

8,2 – 10,0

czerwona

czerwona

czerwona

bezbarwna

żółta

żółta

żółta

malinowa

W laboratoriach często stosuje się uniwersalne papierki wskaźnikowe, za pomocą których

można określić pH z dokładnością do 0.5.

Potencjometryczny pomiar pH polega na wykorzystaniu zależności potencjału

odpowiednich elektrod (wskaźnikowych) od stężenia jonów wodorowych w roztworze w jakim się

znajdują. Bezpośrednio nie mierzy się wielkości potencjału elektrody wskaźnikowej, tylko

porównuje się wartość jej potencjału ze stałą wartością potencjału innej elektrody, zwanej elektrodą

27

odniesienia lub elektrodą porównawczą. W praktyce analitycznej pomiary pH dokonuje się prawie

zawsze za pomocą elektrody szklanej. Umożliwia ona na pomiar pH w bardzo szerokim zakresie

stężeń, nie przeszkadzają w tym substancje utleniające lub redukujące, obecność zawiesin,

koloidów, składników gleby itp. Elektrodę szklaną stosuje się w zestawieniu z elektrodą odniesienia

- kalomelową lub w postaci elektrody zespolonej, która stanowi połączenie elektrody wskaźnikowej

i odniesienia w jednej obudowie.


Ćwiczenie wykonuje się w dwuosobowych zespołach (parami)

1. Sporządzenie 50 g 5% roztworu NaCl

Mając do dyspozycji stały NaCl cz.d.a. obliczyć ile gramów tej soli oraz ile cm3 wody

destylowanej potrzebne jest do przygotowania 50 g 5% roztworu NaCl.

Obliczenia:

Na wadze analitycznej odważyć w naczyńku wagowym ………. g NaCl, a w cylindrze

miarowym przygotować ………..cm3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść do zlewki

o poj. 100 cm3 przy czym naczyńko wagowe spłukać wodą z cylindra i dodać pozostałą

odmierzoną ilość wody. Roztwór wymieszać bagietką i przelać do butelki.

2. Sporządzenie 50 g 5% roztworu CuSO4

Mając do dyspozycji uwodnioną sól siarczanu(VI) miedzi(II) o wzorze CuSO4·5H2O,

obliczyć ile gramów tej soli oraz ile gramów wody destylowanej potrzebne jest do

przygotowania 50 g 5% roztworu CuSO4

Obliczenia:

Na wadze analitycznej odważyć w naczyńku wagowym ………. g CuSO4·5H2O, a w

cylindrze miarowym przygotować ………..cm3 wody destylowanej. Odważkę soli przenieść

do zlewki o poj. 100 cm3 przy czym naczyńko wagowe spłukać wodą z cylindra i dodać

pozostałą odmierzoną ilość wody. Roztwór wymieszać bagietką i przelać do butelki.

28

3. Rozcieńczanie roztworów

Korzystając z roztworów 0,1-molowych NaOH i HCl sporządzić w kolbkach miarowych o

poj. 100 cm3 roztwory o stężeniu 0,01 mol/dm3 lub 0,025 mol/dm3.

Obliczyć, ile cm3 roztworu o stężeniu 0,1 mol/dm3 należy rozcieńczyć wodą, aby

przygotować 100 cm3 roztworu o stężeniu 0,01 mol/dm3 lub 0,025 mol/dm3.

Obliczenia:

Za pomocą pipety wprowadzić obliczoną objętość 0,1-molowego roztworu do kolby miarowej

o pojemności 100 cm3. Następnie korzystając z tryskawki zawartość kolby miarowej

uzupełnić wodą destylowaną do kreski na szyjce kolby tak, aby dolny menisk cieczy był

styczny do kreski. Po zamknięciu kolby korkiem wymieszać roztwór przez obracanie kolby

do góry dnem kilkanaście razy. Otrzymany roztwór pozostawić do doświadczenia 4.

4. Pomiar i obliczanie pH mocnych elektrolitów

a) Zmierzyć pH otrzymanych roztworów HCl oraz NaOH w doświadczeniu 3 za pomocą

papierków wskaźnikowych oraz pH- metru.

b) Obliczyć pH ww. roztworów.

Wyniki wpisać do tabelki:

Roztwór pH zmierzone

papierkiem wsk.

pH zmierzone

pH -metrem

pH obliczone

0,01 M NaOH

0,01M HCl

0,025 M NaOH

0,025 M HCl

29

5. Oznaczanie pH wyciągów wodnych uzyskanych z materiałów budowlanych (kreda,

gips, wapno, cement).

Za pomocą pehametru oraz papierków wskaźnikowych oznaczyć pH wyciągów wodnych

uzyskanych z materiałów budowlanych. Obliczyć stężenie jonów wodorowych w badanych

roztworach.

30

ĆWICZENIE 8

Roztwory właściwe i koloidalne.

Otrzymywanie roztworów koloidalnych i badanie ich trwałości.

Układy koloidalne są mieszaninami fizycznie i chemicznie niejednorodnymi i

charakteryzują się określonym stopniem rozdrobnienia faz, przy czym jedna faza jest

rozproszona w drugiej. Faza rozproszona (dyspersyjna) występuje w niewielkiej ilości w

porównaniu z ilością drugiej fazy, która stanowi ciągły ośrodek dyspersyjny. Zarówno faza

rozproszona jak i rozpraszająca mogą występować w dowolnych stanach skupienia. Jeśli

wymiary fazy rozproszonej wynoszą 1-500 nm to taki stan nazywamy koloidalnym.

Stan rozproszenia koloidalnego jest bardzo rozpowszechniony, zarówno w świecie

przyrody ożywionej (białka, pektyny, węglowodany) i nieożywionej (gliny, mgły, pył

wulkaniczny), jak również wśród związków otrzymanych sztucznie w laboratorium

chemicznym (mydła, niektóre barwniki, siarka koloidalna, tlenki metali itp.).

Układy dyspersyjne o wymiarach cząstek większych od 500 nm nazywamy układami

mechanicznymi (zawiesinami lub suspensjami, w których cząstki ulegają sedymentacji), zaś

układy o wymiarach cząstek rozproszonych mniejszych od 1 nm układami o rozdrobnieniu

cząsteczkowym ( roztworami rzeczywistymi).

Koloidy są układami termodynamicznie nietrwałymi. Jednym z podstawowych

warunków stabilizacji większości układów koloidalnych jest ładunek elektryczny cząstek fazy

rozproszonej.

Na powierzchni każdej cząstki występuje tzw. warstwa elektryczna:

- warstwa nieruchoma utworzona z silnie zaadsorbowanych jonów, bezpośrednio na

powierzchni cząstki koloidalnej,

- warstwa dyfuzyjna, w której jony są rozmieszczone w określony sposób, lecz znajdują się

w pewnej odległości od powierzchni cząstek, są słabiej z nią zawiązane i mogą zmieniać

swe położenie.

W wyniku takiego rozmieszczenia jonów powstaje różnica potencjału na granicy faz:

cząstka koloidalna - ośrodek dyspersyjny. Szczególne znaczenie w badaniach (elektroforeza)

ma potencjał elektrokinetyczny. Zobojętnienie ładunków elektrycznych koloidów często

prowadzi do zniszczenia stanu koloidalnego przez wydzielenie fazy zdyspergowanej w

postaci większych skupisk. Zjawisko to zwane jest koagulacją.

Koagulację koloidów mogą wywoływać następujące czynniki:

- dodatek elektrolitu,

- dodatek koloidu o ładunku przeciwnym,

- działanie mechaniczne (mieszanie, wytrząsanie)

- ogrzewanie.

31


I. Otrzymywanie koloidalnych roztworów siarki

Jedna z metod otrzymywania hydrozolu siarki polega na rozkładzie tiosiarczanu sodu

w środowisku kwaśnym:

Na2S

2O

3 + H

2SO

4 Na

2SO

4 + SO

2 + H

2O + S

koloid.

Obecność elektrolitów działa koagulująco na koloid. Trwałość hydrozolu zależy od stężenia

reagentów i może być zwiększona przez dodanie koloidu ochronnego.

Wykonanie doświadczenia:

1.W trzech probówkach przygotować następujące roztwory:

a) 1 cm3 0,1 M Na2S

2O3 + 7,5 cm3 wody

b) 1 cm3 0,1 M Na2S

2O

3 + 7,5 cm3 0,5% roztworu żelatyny

c) 5 cm3 0,1 M Na2S

2O

3

2. Po ustawieniu probówek w świetle bocznym do probówek a) i b) dodać po 2 cm3 0,1 M

H2SO4, a do probówki c) 5 cm3 0,1 M H2SO4. Kwas wprowadzić szybko, prawie

jednocześnie do wszystkich probówek, włączając przy tym stoper.

3. W każdej probówce obserwować dwa momenty: moment pojawienia się opalescencji (czas

powstania koloidu) oraz moment wytrącenia się osadu (czas koagulacji koloidu).

Obserwacje:

Wyniki obserwacji porównać ze sobą, wyciągając następujące wnioski: jaki jest wpływ

stężenia reagentów na szybkość tworzenia się koloidu i na jego trwałość oraz jaki jest

wpływ żelatyny na trwałość hydrozolu siarki?

Wnioski:

II. Otrzymywanie i koagulacja zolu wodorotlenku żelaza(III)

1. W zlewce o pojemności 250 cm3 podgrzać do wrzenia ok. 40 cm3wody destylowanej.

Do wrzącej wody wkraplać powoli 0,1-molowy roztwór FeCl3 (ok. 10 cm3).

Obserwacje:

32

Reakcja:

2. Otrzymany zol wprowadzić do trzech probówek (po ok. 2,5 cm3). Do jednej dodawać

nasycony roztwór (NH4)2SO4, do drugiej nasycony roztwór Na3PO4 a trzecią zachować do

celów porównawczych.

Obserwacje:

Wnioski:

III. Otrzymywanie emulsji oleju w wodzie.

Do dwóch probówek wlać po ok. 5 cm3 wody destylowanej a następnie po 8-10 kropli

oleju jadalnego. Do pierwszej probówki dodać 10 kropli 1% -owego roztworu płynu do

mycia naczyń. Probówki zatkać korkiem a następnie silnie wytrząsać.

Obserwacje:

Wnioski:

IV. Powstawanie żelu kwasu krzemowego.

Do probówki zawierającej 2 cm3 2M HCl dodać 2 cm3 10%-owego roztworu krzemianu

sodu.

Obserwacje:

33

ĆWICZENIE 9

Ocena wybranych właściwości fizykochemicznych wody.

Oznaczanie twardości węglanowej wody.

Woda występująca w warunkach naturalnych nie jest związkiem chemicznie czystym, lecz

mieszaniną wieloskładnikową i wielofazową, zawierającą roztwory różnych soli, gazów oraz

substancje pochodzenia mineralnego i organicznego. Domieszki te dostają się do wody w czasie jej

krążenia w przyrodzie. Oznaczenie wszystkich domieszek oraz zanieczyszczeń chemicznych w

wodzie naturalnej jest praktycznie niemożliwe, gdyż w wyniku wzrostu zanieczyszczeń środowiska

różnorodność substancji występujących w wodzie jest prawie nieograniczona.

Badania wody, ze względu na sposób wykonania oznaczeń, można podzielić na fizyczne, w

których próba wody nie ulega żadnym przemianom, oraz chemiczne. Podczas fizycznych badań

wody sprawdza się: temperaturę, mętność, barwę, smak, zapach, gęstość, napięcie powierzchniowe,

potencjał oksydacyjno-redukcyjny i przewodnictwo elektrolityczne. Badania chemiczne wody

naturalnej obejmują między innymi takie oznaczenia jak: odczyn wody, zasadowość, kwasowość,

twardość, utlenialność, BZT (biochemiczne zapotrzebowanie tlenu), ChZT (chemiczne

zapotrzebowanie tlenu), zawartość związków azotowych, chlorków, siarczanów, związków żelaza,

manganu, wapnia, magnezu, sodu, potasu, krzemu, metali ciężkich rozpuszczonego tlenu i

dwutlenku węgla i innych specyficznych związków.

Warunki, jakim powinna odpowiadać woda do picia i na potrzeby gospodarstw domowych

określa Rozporządzenie Ministra Zdrowia z 2002 roku (tab. 6.1 i 6.2). Wymagania techniczne

dotyczące wody zarobowej do betonu są określone w normie PN-EN 1008 (tab. 6.3 i 6.4).


1. Odczyn wody

Odczyn wody określa stężenie jonów wodorowych i jest podawany w skali pH. Wody naturalne

mają pH w przedziale 6,5-8,5.

Wykonanie oznaczenia

Dla pobranych próbek wody zmierzyć pH za pomocą papierków wskaźnikowych i

pehametru. Na podstawie otrzymanych wyników ocenić stopień agresywności kwasowej badanej

wody.

34

2. Twardość wody

Właściwość tę nadają naturalnej wodzie jony wapnia i magnezu. W zależności od składu

soli wapniowych i magnezowych zawartych w wodzie rozróżnia się dwa rodzaje twardości wody:

a) twardość węglanową wywołaną przez wodorowęglany wapnia i magnezu (Tw),

b) twardość niewęglanową wywołaną przez inne związki wapnia i magnezu, głównie chlorki,

siarczany(VI), azotany(V) (Tn).

Twardość węglanowa i niewęglanowa stanowi w sumie twardość całkowitą wody (Tc).

Twardość wody wyraża się w stopniach niemieckich -N. Woda wykazuje twardość równą

jednemu stopniowi niemieckiemu, jeśli 1 dm3 wody zawiera jony wapnia lub magnezu w ilości

równoważnej 10 mg tlenku wapniowego.

Oznaczanie twardości węglanowej wody:

Do trzech kolbek stożkowych pobrać po 50 cm3 badanej wody, dodać 2-3 krople oranżu

metylowego i miareczkować mianowanym roztworem HCl do zmiany barwy wskaźnika z żółtej na

cebulkową.

Nr próby z wodą ........................

Wyniki miareczkowań: V1................. V2...................... V3......................

Vśr=....................

Obliczenie twardości węglanowej wody w N

Obliczenie twardości węglanowej wody w mg CaCO3/dm3

zeszyt do ćwiczeń

Documents