CHEMIA ANALITYCZNA
(EGZAMIN – prof. dr hab. J. Kurzawa)
CHEMIA ANALITYCZNA
(EGZAMIN – prof. dr hab. J. Kurzawa)
1. Co to jest mol?
Mol jest to miara liczności. Jest to taka ilość substancji, która zawiera tyle atomów (cząstek, jonów) ile atomów
węgla znajduje się w 12 g atomu izotopu węgla C
12
, czyli 6,02
⋅
10
23
(liczba Avogadro).
2. Co jest jednostką masy atomowej?
Masa atomowa to miara jednego mola substancji wyraŜona w gramach, jest liczbowo równa masie atomowej lub
cząsteczkowej [g/mol].
Masa atomowa – jest to stosunek średniej masy atomu danego pierwiastka do 1/12 masy atomu węgla C
12
.
Innymi słowy jest to masa atomu wyraŜona w jednostkach równych 1/12 masy atomu C
12
. WyraŜona
w jednostkach masy atomowej.
Jednostka masy atomowej – do oznaczania mas cząstek elementarnych, atomów i innych strukturalnych
składników materii stosuje się atomową jednostkę masy oznaczoną symbolem u – jest to 1/12 masy atomu węgla
C
12
. Przeliczanie atomowej jednostki masy na jednostki układu SI umoŜliwia wzór:
1 6,02 · 10
1,66 · 10
3. Prawo zachowania masy.
4. Prawo działania mas + wyprowadzić wzór na stałą równowagi.
5. Co to jest dysocjacja elektrolityczna?
Dysocjacja elektrolityczna – proces rozpadu związku na składniki prostsze; rozpad związku na jony pod
wpływem wody w jej wyniku powstaje elektrolit.
CuSO
Cu
SO
PołoŜenie równowagi reakcji dysocjacji:
K
!"#
$
%!&
'
(
%
"#&
'
[termiczna – pod wpływem temperatury, np. wapno palone CaO, wapno gaszone Ca(OH)
2
]
6. Co to jest stała i stopień dysocjacji? Wyprowadź wzór między stałą i stopniem dysocjacji.
7. Co to jest elektroliza?
Elektroliza – wędrówka jonów do odpowiednich elektrod pod wpływem przepływu przez niego prądu
elektrycznego.
8. Co to jest stopień dysocjacji?
9. Kwasy i zasady wg teorii Brönsteda?
Teoria protonowa definiuje kwasy jako donory protonów, zaś zasady, jako akceptory i postuluje reakcje kwas-
zasada jako reakcje 2 sprzęŜonych par.
kwas
1
+ zasada
2
↔ kwas
2
+ zasada
1
Kwas oddaje proton i powstaje z niego zasada.
Kwas
Zasada
H
O
↔
H
O H
(proton)
sprzęŜona zasada pochodząca od kwasu
CH
3
COOH
↔
CH
3
COO
-
+ proton
NH
↔
NH
3
+ p
H
2
CO
3
↔
HCO
+ p
HSO
↔
SO
+ p
Al-H
O.
/
↔
Al-H
O.
0
OH
+ p
CH
NH
↔
CH
3
NH
2
+ p
HA
↔
A
-
+ H
+
kwas
1
HA
↔
↔
zasada
1
+ proton
A
-
+ H
+
zasada
2
+ proton
B + H
+
↔
↔
kwas
2
BH
+
kwas
1
+ zasada
2
HA + B
↔
↔
kwas
2
+ zasada
1
BH
+
+ A
-
CH
3
COOH + H
2
O
↔
H
3
O
+
+ CH
3
COO
-
H
2
SO
4
+ H
2
O
H
3
O
+
+
HSO
H
2
O + NH
3
↔
NH
+ OH
-
Mocniejsze kwasy chętniej niŜ słabe pozbywają się protonów. Zasada mocniejsza chętniej niŜ słabsza łączy się
z protonem. Im mocniejszy kwas, tym słabsza sprzęŜona z nim zasada. Kwasy to substancje o większych
właściwościach protonodonorowych niŜ woda, zasady takŜe (woda jest najsłabszym kwasem i zasadą). JeŜeli
substancja ma silniejsze właściwości od wody to powstają jony H
3
O
+
(kwas).
kwasy:
- cząsteczkowe: cząsteczki obojętne HCl, H
2
O
- jonowe:
•
jony dodatnie, kwasy kationowe H
3
O
+
,
NH
,
Al-H
O.
/
, akwakompleksy (uwodnione jony metali),
•
jony ujemne: HS
-
,
H
PO
, aniony kwasów wieloprotonowych
zasady:
- cząsteczkowe: H
2
O, NH
3
, NH
4
OH, CH
3
NH
2
- jonowe: jony ujemne: OH
-
,
N
, CN
-
,
HSO
10. Czy anion moŜe być kwasem? Uzasadnij.
Wg teorii Brönsteda kwas to donor protonu zasada akceptor protonu, dlatego opierając się na tej teorii moŜna
stwierdzić, Ŝe anion jest kwasem. Musi istnieć sprzęŜona para red-oks, dlatego niektóre aniony kwasów
wieloprotonowych mogą zachowywać się jak kwas w sprzęŜonej parze, np.:
HSO
H
O 2 H
O
SO
kwas
1
+ zasada
2
↔ kwas
2
+ zasada
1
Wieloprotonowe kwasy zgodnie z teorią Brönsteda reagują z wodą tworząc amfoteryczne anionowe zasady,
które mogą reagować dalej z wodą jako kwasy, np. H
3
PO
4
kwas
1
+ zasada
2
↔ kwas
2
+ zasada
1
H
PO
H
O 2 H
O
H
PO
H
PO
H
O 2 H
O
HPO
HPO
H
O 2 H
O
PO
- jest to juŜ tylko anionowa zasada nie moŜe reagować z wodą jako kwas
11. Moc kwasów i zasad.
Moc kwasów (elektrolitów odczepiających jon H
+
) i zasad (elektrolitów przyłączających jon H
+
) w roztworach
wodnych jest określona wielkością stałych równowagi K
a
i K
b
odpowiednio dla procesów przeniesienia protonu
z cząsteczki kwasu na cząsteczkę wody w celu utworzenia H
3
O
+
jak i procesów przeniesienia protonu
z cząsteczki zasady z tworzeniem jonu wodorotlenowego OH
-
.
34 3
5
6
7
2 3
5
4
A – cząsteczka kwasu
8 3
5
6
9
2 53
83
B – cząsteczka zasady
Im większa wartość stałej K
a
i K
b
tym mocniejszy kwas lub zasada. Moc kwasów i zasad jest bardzo
zróŜnicowana. Dla kwasów mocnych HClO
4
, HCl i mocnych zasad KOH, NaOH zakłada się całkowitą
dysocjację w roztworach wodnych.
Dla wielu kwasów nieorganicznych (H
2
CO
3
, H
2
S, HNO
2
, HClO, CH
3
COOH, bursztynowego) i zasad (amin,
pirydyn, anilin, NH
3
) wartości stałych K
a
i K
b
są niewielkie, dlatego stopień dysocjacji, który w tym przypadku
oznacza stopień przereagowania kwasu lub zasady w reakcji przeniesienia protonu na lub z wody jest równieŜ
niewielki, zwykle mniejszy niŜ 5. Oznacza to, Ŝe dla kwasów i zasad słabszych niŜ 5 % ogólnej liczby cząstek…
12. Co to są bufory? Uzasadnij na podstawie buforu octanowego, dlaczego po dodaniu kwasu i zasady pH nie
zmienia się?
13. Oznaczanie Na
2
CO
3
i NaHCO
3
metodą Wardera (reakcje, dochodzenie do wyniku)?
Otrzymujemy do analizy roztwór rozcieńczony. Badany roztwór miareczkuje się kwasem wobec fenoloftaleiny
(dla odbarwienia). Odmiareczkowuje się przy tym całą ilość wodorowęglanu i całość węglanu (węglan
przechodzi w wodorowęglan) – I.
I
Na
CO
HCl
;<=>?>;@?A?<B=A
CDDDDDDDDD NaHCO
NaCl
II
NaHCO
HCl
>EA=ż G<@H?>IH
CDDDDDDDDDD NaCl CO
J H
O
Gdy cały węglan przejdzie w wodorowęglan pH ok. 8,3 następuje odbarwienie fenoloftaleiny. Następnie dodaje
się oranŜu metylowego i miareczkuje kwasem do zmiany barwy (reakcja II).
Oblicza się zawartość węglanów i wodorowęglanów w mg/l wody. Oznaczając obok siebie Na
2
CO
3
najpierw
badany roztwór miareczkuje HCl wobec fenoloftaleiny do odbarwiania się roztworu (a ml) co odpowiada 2 a ml
kwasu. Następnie po dodaniu oranŜu metylowego badany r-r miareczkuje się do pierwszej zmiany barwy
wskaźnika (b ml). Zmiana te następuje, gdy cały NaHCO
3
(zarówno powstały z Na
2
CO
3
oraz ten z próbki
pierwotnej) zostanie miareczkowany). Zawartość Na
2
CO
3
w próbce odpowiada 2 a ml kwasu NaHCO
3
(b - a) ml.
Oblicza się zawartość:
Na
CO
: 2a · c
"?
· M
NA
"
O
· 10 P ml
NaHCO
: -b S a. · c
"?
· M
NA"
O
· 10 P mg/l
14. Jak przygotować 2 dm
3
0,2 M roztworu HCl z 36 % r-ru HCl
d = 1,18 g/dm
3
2 dm
3
– 0,2 m
0,2 m – 1 dm
3
0,4 m - 2 dm
3
1 mol – 36,5 g HCl
0,4 mola – x g HCl
x = 14,6 g HCl
36 g - 100 g
14,6 g – x g r-ru
x g = 40,5 g r-ru
d
G
W
X
v
G
A
v
Z,0
[,[\
v = 34,37
NaleŜy wprowadzić 34,37 cm
3
36 % HCl i dopełnić wodą destylowaną do 2 dm
3
.
15. Obliczyć stęŜenie molowe r-ru H
2
SO
4
50 % o d = 1,4 g/dm
3
50 % 50 g w 100 g r-ru
100 g – x ml
1,4 g – 1 ml
x = 71,428 ml
50 g substancji – 71,428
x g – 1000 ml
x = 700,006 g substancji
1 mol - 98,06 g H
2
SO
4
x mol – 700,006 g H
2
SO
4
x = 7,143 g H
2
SO
4
16. Oznaczanie fenolu metodą bromometryczną?
Otrzymany r-r rozcieńczamy wodą destylowaną, a następnie dodajemy znane objętości KBrO
3
, KBr i HCl.
Zachodzi reakcja:
KBrO
3
+ 5KBr + 6HCl → 3Br
2
+ 6KCl + 3H
2
O
2Br
0
5ea b Br
Z
2Br
S 2ea b Br
Z
reduktor!
Reakcja bromowania fenolu:
trójbromofenol (Ŝółty osad)
Następnie wyznacza się ile bromu zostało, brom ilościowo zamienia się na jod; zachodzi reakcja:
Br
2
+ 2KI → 2KBr + I
2
Br
Z
2ea b 2Br
I
S 2ea b I
Z
reduktor!
Następnie otrzymany jod miareczkuje się Na
2
S
2
O
3
do odbarwienia (lekko Ŝółty)
I
2
+ 2Na
2
S
2
O
3
→ 2NaI + Na
2
S
4
O
6
I
Z
2ea b 2I
2S
O
S 2ea b S
O
/
reduktor!
Następnie dodaje się skrobi (niebieski) i miareczkuje. Ilość zuŜytego Na
2
S
2
O
3
podstawia się do wzoru:
x = 10
⋅
(25
⋅
0,1 – v
⋅
0,1)
⋅
15,67
v – objętość 0,1 N Na
2
S
2
O
3
Oznaczoną zawartość fenolu podaje się w mg/l.
17. Reakcje utleniania i redukcji kwasu szczawiowego H
2
S
2
O
4
nadmanganianem potasu. Reakcja autokatalizy.
2KMnO
4
+ 5H
2
C
2
O
4
+ 3H
2
SO
4
→ K
2
SO
4
+ 2MnSO
4
+ 10CO
2
+ 8H
2
O
Mn
e
5ea b Mn
|· 2g
C
O
S 2ea b 2CO
|· 5g reduktor!
18. Napisz reduktory z pytania 17 i 18.
Reduktor - czynnik redukujący, oddaje elektrony i ulega reakcji utleniania, zwiększa swoja wartościowość.
19. Uzupełnij współczynniki reakcji jeŜeli reakcja zachodzi.
20. Co to jest liczba koordynacyjna?
Kompleks – składa się z atomu centralnego i ligandów.
Liczba koordynacyjna – liczba wiązań koordynacyjnych utworzonych przez atom centralny (liczba ligandów),
które są zgrupowane w kompleksie dookoła atomu centralnego, najczęściej 4 lub 6. Liczba koordynacyjna, np.:
6:
Ni-NH
.
/
4:
HgI
2:
Ag-CN.
21. Co to jest EDTA i jak reaguje z metalami?
22. Jak określić trwałość kompleksów?
23. Jak działają wskaźniki w kompleksometrii?
24. Oznaczanie kompleksometryczne wapnia i magnezu w próbce zawierającej oba te jony?
25. Efekt wspólnego jonu, jak następuje zwiększanie i zmniejszanie rozpuszczalności?
26. Efekt solny, jak następuje zwiększanie i zmniejszanie rozpuszczalności?
27. Napisz reakcje metody Volharda, kiedy się ją stosuje?
28. Wpływ pH na przebieg reakcji red-oks.
Im większe pH tym reakcja red-oks zachodzi szybciej.
MnO
8H
5ea b Mn
4H
O
utl
[
mH
nea b red
[
G
H
O
E E
Z
Z,Z0m
=
log
#@?
o
!
$
%G
E<p
o
równanie Nernsta
E E
Z
Z,Z0m
=
log
#@?
o
E<p
o
Z,Z0m·G
=
log H
log H
SpH
E E
Z
Z,Z0m
=
log
#@?
o
E<p
o
S
Z,Z0m·G
=
pH
W miarę jak wzrasta pH r-ru, potencjał się zmniejsza. Gdy w reakcji biorą udział jony H
+
, wzrost kwasowości
powoduje wzrost potencjału. Gdy w reakcji biorą udział jony OH
-
to im większe pH, tym potencjał jest większy.
29. Elektroda wodorowa.
Blaszka platynowa pokryta czernią platynową obmywana gazowym wodorem.
H
b 2H
2ea
E E
Z
Z,Z0m
log
!
$
%
r
[H
+
] = 1
PH
2
= 1
E = E
0
= 0
Dla tych parametrów potencjał elektrody wodoru przyjęto za 0.
ZaleŜność między potencjałem elektrody wodoru a pH
E E
Z
Z,Z0m
log
!
$
%
s
Z,Z0m
2log H
S0059 pH
30. Stała równowagi reakcji red-oks.
Związek między stałą równowagi a potencjałem reakcji red-oks:
uvw
[
x
2 uvw
x
[
y
z{|
}~
o
}~
z{|
o
uvw
[
2 x
[
[
v
x
v 2 uvw
W stanie równowagi E
1
= E
2
E
[
E
[
Z
Z,Z0m
=
o
log
#@?
o
E<p
o
E
E
Z
Z,Z0m
=
log
#@?
E<p
E
1
– E
2
= 0
-E
Z
S E
[
Z
.
Z,Z0m
=
o
=
log
E<p
#@?
o
#@?
E<p
o
0
czyli:
xy -
Z
S
[
Z
.
o
Z,Z0m
Im większa róŜnica potencjałów tym większa wartość stałej reakcji.
31. Opisz
S
[/?B A A@>G>IA
GAA A@>G>IA
32. K
a
kwasu wynosi 10
-5
. W jakim stopniu kwas jest zdysocjowany w r-rze o stęŜeniu 0,1 M?
y
[
10
0
Z,[
[
-0,1 - 10
-5
α
+ 10
-5
= 0
α
= 10 %
∆
= 10
-10
+ 0,4
⋅
10
-5
√∆ 0,002
α
[
[Z
(
Z,ZZ
Z,
α
[Z
(
Z,ZZ
Z,
0,1
33. Co to jest siła jonowa, aktywność jonów?
Aktywność jonowa – matematyczna zdolność jonów do reagowania, umoŜliwia określenie efektywnego stęŜenia
jonów
Siła jonowa – moc jonowa, miara oddziaływań elektrostatycznych wszystkich jonów w r-rze
0,5 ∑
34. Reakcje KMnO
4
w środowisku kwaśnym z NaNO
2
, H
2
O
2
i H
2
C
2
O
4
.
2KMnO
4
+ 5H
2
C
2
O
4
+ 3H
2
SO
4
→ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 10CO
2
+ 8H
2
O
Mn
e 0<a
b Mn
|2g
C
<a
C C
|5g|2g reduktor!
2KMnO
4
+ 5H
2
O
2
+ 3H
2
SO
4
→ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 5O
2
+ 8H
2
O
M
7+
+
5v→ M
2+
|· 2g
2O
-
- 2
v→ 2O
Z
|· 5g reduktor!
2KMnO
4
+ 5NaNO
2
+ 2H
2
SO
4
→ 2MnSO
4
+ K
2
SO
4
+ 5NaNO
3
+ 3H
2
O
Mn
b Mn
S 5ea|2g
N
b N
2ea|5g
35. Fabryka wypuściła do ścieków FeCl
3
, jaki będzie odczyn r-ru?
FeCl
3
↔ Fe
3+
+ 3Cl
-
Fe
3+
+ H
2
O ↔ Fe(OH)
2+
+ H
+
← środowisko kwaśne
36. Wzór tiosiarczanu sodu.
S
O
,
S
O
/
37. Na jedno miareczkowanie zuŜyto 12 ml HCl, a na drugie 2,2 ml HCl. Ile było Na
2
CO
3
i NaHCO
3
?
Na
2
CO
3
:
2a · c
"?
· M
NA
"
O
· 10 46,64 mg/l
NaHCO
3
:
-b S a.c
"?
· M
NA"
O
· 10 164,64 mg/l
M
NA
"
O
53
c
"?
0,02
M
NA"
O
84
38. Jak naleŜy przygotować 5 litrów 0,5 M r-ru H
2
SO
4
(98,06) o gęstości d = 1,49 g/ml
0,5 mola H
2
SO
4
– 1000 ml
x moli - 5000 ml
x = 2,5 mola
m
r-ru
= ρ
⋅
V = 1,49 g/ml
⋅
5000 ml = 7450 g
1 mol H
2
SO
4
– 98 g
2,5 mola – x
x = 245 g
m
wody
= 7450 g – 245
g = 7205 g
V
7205 ml
Trzeba odwaŜyć 245 g H
2
SO
4
i dodać 7205 ml wody.
39. Do 1000 ml dodano 50 g substancji. Objętość r-ru wzrosła o 25 ml. Obliczyć stęŜenie molowe i procentowe.
40. Oznaczanie NaOH i Na
2
CO
3
.
Miareczkowanie w obecności fenoloftaleiny.
NaOH + HCl → NaCl + H
2
O
Na
2
CO
3
+ HCl → NaHCO
3
+ NaCl
ZuŜyto a ml HCl.
Miareczkowanie w obecności oranŜu metylowego
NaHCO
3
+ HCl → NaCl + H
2
O + CO
2
ZuŜyto b ml HCl
NaOH: (a – b)
Na
2
CO
3
: 2 b
Co to jest dysocjacja elektrolityczna?
Jest to rozpad substancji na składniki (czynniki) prostsze. W chemii rozróŜniamy dysocjację termiczną – rozpad
związku chemicznego na składniki prostsze pod wpływem temperatury. W wysokich temperaturach mogą
powstawać wolne atomy. Rozkład pod wpływem temperatury, np. technika otrzymywania wapna palonego.
5
~{.
CDD 5 5
związki chemiczne ulegające dysocjacji nazywamy elektrolitami
Dysocjacja elektrolityczna – w wyniku tej dysocjacji otrzymuje się elektrolit, który przewodzi prąd (rozpad
związków chemicznych na składniki prostsze w wyniku czego otrzymuje się elektrolit), np.:
5
CD
5
PołoŜenie równowagi reakcji dysocjacji elektrolitycznej:
y
!}
$
%!
'
(
%
}
'
Stała K w warunkach laboratoryjnych zaleŜy tylko od temperatury.
Co to jest stała dysocjacji?
Stała dysocjacji K to stosunek iloczynu stęŜeń jonów do stęŜenia cząsteczek niezdysocjowanych. Stała
dysocjacji w danej temperaturze jest wielkością stałą, a wraz ze wzrostem temperatury jej wartość na ogół
wzrasta:
y
¡ ¢
¡¢
JeŜeli w trakcie rozpuszczania elektrolit słaby ulega dysocjacji zgodnie z równaniem AB ↔ A + B to stała
równowagi tej reakcji nosi nazwę stałej dysocjacji.
Co to jest stopień dysocjacji?
Dysocjację opisuje się takŜe za pomocą stopnia dysocjacji
α
, który mówi nam, jaka część substancji została
zdysocjowana.
£
¤¥ść ¨©ą«~{¨©{¬ ©|«¥¨®¥¯¨°
|¥ ¥±ó{® ¤¨©³ ¨©ą«~{¨©{¬ ¯ z¥©~¯¥z©{
α
przyjmuje max. wartość 1 (100 %) dla mocnych elektrolitów, dla słabych wartości zbliŜają się do 0.
Dla słabych elektrolitów stopień dysocjacji zaleŜy od stęŜenia, w miarę rozcieńczenia roztworu
α
rośnie z tego
powodu nie moŜe słuŜyć do wyznaczania mocy kwasów i zasad.
Stopień dysocjacji jest ściśle powiązany ze stałą dysocjacji K (prawo rozcieńczeń Ostwalda). Stopień dysocjacji
zaleŜy nie tylko od stałej dysocjacji K danej substancji, ale takŜe od jej stęŜenia początkowego.
ZaleŜność stałej dysocjacji K od stopnia dysocjacji
α
CH
3
COOH + H
2
O ↔ CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
jon hydroniowy
y
O
(
!
O
$
%
O
´¨·´¨
¨´¨
´¨·´¨
¨-[´.
´
¨
¨´¨
´
¨
[´
prawo rozcieńczeń Ostwalda
gdy
α
> 1 % →
y
´
[´
.
Dla bardzo małych wartości stopnia dysocjacji
α
, wzór ulega uproszczeniu
α
< 0,01 → K =
α
2
c i dalej
£ µ
6
¨
.
OSADY ANALITYCZNE
a) osady koloidalne
- osady serowate (chlorek srebra)
- osady galaretowate (wodorotlenek Ŝelaza)
•
hydrofilowe (emulsoidy) – chętnie przyłączają cząsteczki wody, np. uwodniony kw. krzemowy,
•
hydrofobowe (suspenso idy) – nie mają powinowactwa do wody, np. siarczek arsenowy
W procesie tworzenia się osadu koloidalnego cząsteczki trudno rozpuszczalnej substancji łączą się w zespoły
(aglomeraty), o ładunkach jednoimiennych, które tworzą zol poprzez wzajemne odpychanie. Pod wpływem
elektrolitu cząstki zostają zobojętnione i następuje koagulacja zolu w Ŝel, czyli strącanie się osadu koloidalnego
odpowiedniego do odsączenia, odwirowania i do przemycia.
Osady koloidalne mają rozbudowaną powierzchnię i wykazują duŜą zdolność do adsorbowania na swej
powierzchni innych jonów obecnych w r-rze, na powierzchni do zanieczyszczenia tych osadów. Oczyszczenie
jest moŜliwe przez podwójne strącanie. Polega ono na rozpuszczaniu strąconego i odmytego od r-ru
macierzystego osadu i powtórnym strąceniu go tym samym odczynnikiem strącającym.
b) osady krystaliczne
- charakteryzują się uporządkowaną budową krystaliczną, np. siarczan baru, fosforan amonowo-magnezowy.
W przypadku strącania osadów krystalicznych postać drobnokrystaliczna czy grubokrystaliczna zaleŜy
w znacznej mierze od sposobu strącania. Najpierw tworzą się po przekroczeniu iloczynu rozpuszczalności
zarodki krystaliczne, które wzrastają do rozmiarów właściwych kryształów. JeŜeli istnieją warunki strącania
umoŜliwiające powstawanie małej liczby zarodków, które wzrastają powoli, otrzymuje się osad
grubokrystaliczny
czysty
i
o
prawidłowej
sieci
krystalicznej.
Warunki
powstawania
czystych
grubokrystalicznych osadów zapewnia mały nadmiar jonów strąceniowych, dobre mieszanie r-ru, powolne
dodawanie odczynnika i wysoka temperatura.
Osady krystaliczne są zanieczyszczone znajdującymi się w r-rze obcymi jonami wskutek adsorpcji, okluzji
i w wyniku tworzenia osadów mieszanych.
Tworzenie osadu – polega na przechodzeniu osadu drobnokrystalicznego w osad o większych kryształach
podczas dłuŜszego pozostawiania osadu w r-rze mocniejszym. Szybciej – gdy podgrzewamy.
Oznaczanie wapnia i magnezu
Oznaczanie wapnia – mureksyt (NaOH + H
2
O + roztwór) – miareczkowanie EDTA
x = v
1
⋅
c
EDTA
⋅
40,08
⋅
10 =
oznaczanie Mg – EDTA – miareczkuje; czerń eriochromowa + (bufor amoniakalny + roztwór + woda
destylowana)
m = (v
2
– v
1
)
⋅
24,3
⋅
10
⋅
c
EDTA
=
reakcje:
Ca
, Mg
In
#;>E, s¶[Z
CDDDDDDDDD Ca S In, Mg S In EDTA b CaEDTA, MgEDTA In
Ca
In
s¶[
CDDD Ca S In EDTA In
Twardość ogólna wody – miara ilości rozpuszczonych soli Ca
2+
i Mg
2+
¹
¥±
º
[
·
»¼½¡
· 56,08 · 10 podajemy w [
°
n] stopniach niemieckich równych 10 mg CaO w 1 dm
3
H
2
O
---
Zn + 2HNO
3
→ Zn(NO
3
)
2
+ H
2
↑
Zn + 2HCl → ZnCl
2
+ H
2
↑
Cu + HCl → x
Cu + 4HNO
3
→ Cu(NO
3
)
2
+ NO
2
+ 2H
2
O
Fe + H
2
SO
4
→ FeSO
4
+ H
2
↑