Podstawy analizy miareczkowej
Przykłady oznaczeń wolumetrycznych
oraz ich zasady
Analiza miareczkowa
Analiza miareczkowa (objętościowa, wolumetryczna)
polega na oznaczaniu zawartości składnika w
badanym roztworze za pomocą roztworu odczynnika
miareczkującego (titranta) o dokładnie znanym
stęŜeniu (mianie) i ściśle odmierzonej objętości;
W miareczkowaniu moŜna wykorzystać reakcje
chemiczne, które:
przebiegają stechiometrycznie (ilościowo);
przebiegają dostatecznie szybko;
w których punkt równowaŜnikowy moŜna
wyznaczyć z wystarczającą dokładnością;
w których biorą udział substancje trwałe w
roztworach w warunkach miareczkowania
Punkt równowaŜnikowy i punkt końcowy
Punkt równowaŜnikowy (PR) = punkt miareczkowania, w
którym wskaźnik oznaczany przereagował ilościowo z
dodawanym odczynnikiem (został dodany w równowaŜnej
ilości);
Punkt końcowy (PK) = wyznaczony doświadczalnie punkt, w
którym ilość dodanego odczynnika odpowiada dokładnie
zawartości składnika oznaczanego;
Jeśli PK=PR, to błąd oznaczenia jest minimalny;
PK oznacza się róŜnymi metodami na podstawie pomiaru
właściwości fizycznych roztworu;
Do najprostszych metod oznaczania PK naleŜą metody
wizualne, polegające na dodawaniu do roztworu
odpowiedniego wskaźnika, zmieniającego barwę np. w
zalezności od pH lub potencjału redoksowego roztworu
StęŜenia roztworu miareczkującego i oznaczanego
powinny być podobne, gdyŜ zwiększa to dokładność
uchwycenia punktu końcowego
Alkacymetria
Składa się z
alkalimetrii
(oznaczania kwasów przy
pomocy zasad) oraz
acidimetrii
(oznaczania zasad
przy pomocy kwasów)
Wskaźniki kwasowo-zasadowe
Punkt końcowy miareczkowania kwasu zasadą lub
zasady kwasem moŜna określić potencjometrycznie,
mierząc pH roztworu przy pomocy elektrody
szklanej;
Najprostszym sposobem wyznaczania PK jest jego
wizualne określenie przy pomocy związków, których
zabarwienie zaleŜy od pH;
Najczęściej są nimi słabe zasady lub kwasy
organiczne, w których zabarwienie formy
zdysocjowanej jest inne niŜ formy niezdysocjowanej;
MoŜna teŜ uwaŜać te dwie formy za sprzęŜone pary
kwas-zasada (wg Brønsteda)
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (2)
[HInd]
]
[Ind
]
O
[H
K
3
Ind
−
+
⋅
=
]
[Ind
[HInd]
log
]
[Ind
[HInd]
K
]
O
[H
Ind
3
−
−
+
−
=
=
Ind
pK
pH
−
+
+
↔
+
Ind
O
H
O
H
HInd
3
2
Zmiana barwy następuje, gdy pojawia się około 10 % inaczej
zabarwionych form wskaźnika; zakres zmiany barwy odbywa się więc w
przedziale od 1:10 do 10:1
Dla kaŜdego wskaźnika zmiany zachodzą w innym zakresie pH, który
zaleŜy od wartości K
Ind
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (3)
Zakres zmiany barwy wskaźnika dwubarwnego wynosi
więc około pH = pK
Ind
±
1, a dla pH=pK
Ind
(czyli dla
[HInd]=[Ind
-
]) wskaźnik ma barwę pośrednią;
NaleŜy dobrać wskaźniki tak, by ich zmiana barwy
przypadała w Ŝądanym zakresie pH;
Stoduje się takŜe mieszane wskaźniki, lub wskaźniki
uniwersalne, pozwalające na szybkie orientacyjne
określenie pH.
Wskaźniki kwasowo-zasadowe (4)
niebieskie
bezbarwne
9,3 – 10,5
Tymoloftaleina
czerwone
bezbarwne
8,3 -10,0
Fenoloftaleina
niebieskie
Ŝ
ółte
6,2 – 7,6
Błękit
bromotymolowy
Ŝ
ółte
czerwone
4,2 – 6,3
Czerwień metylowa
Ŝ
ółte
czerwone
3,1 – 4,4
OranŜ metylowy
Ŝ
ółte
czerwone
1,2 – 2,8
Błękit tymolowy
Zabarwienie w
roztworze
alkalicznym
Zabarwienie w
roztworze
kwaśnym
Zakres pH
zmiany
barwy
Wskaźnik
Miareczkowanie mocnego kwasu
mocną zasadą
Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:
O
H
MeA
MeOH
HA
2
+
→
+
PoniewaŜ zarówno mocny kwas jak i mocna zasada i ich sól są
elektrolitami mocnymi, to ich dysocjacja jest całkowita:
O
H
2
)
A
Me
(
OH
Me
A
O
H
2
-
-
-
3
+
+
→
+
+
+
+
+
+
Reakcja jest zatem reakcją pomiędzy jonami hydroniowymi a
hydroksylowymi. pH roztworu soli mocnego kwasu i mocnej
zasady wynosi 7, zatem sygnałem osiągnięcia punktu
równowaŜnikowgo jest taka właśnie wartość pH
Miareczkowanie mocnego kwasu
mocną zasadą (1)
pH mocnego kwasu przed miareczkowaniem wynosi
pH = - log c
HA
W czasie miareczkowania przed punktem równowaŜnikowym:
Z
Z
Z
KW
V
V
V
c
V
c
pH
+
⋅
−
⋅
−
=
0
0
log
W punkcie równowaznikowym
pH = 7
Z
KW
Z
Z
w
V
V
V
c
V
c
pk
pH
+
⋅
−
⋅
+
=
0
0
log
Po osiągnięciu punktu równowaŜnikowego:
Miareczkowanie mocnego kwasu
mocną zasadą (2)
15
20
25
30
35
0
7
14
pH
MeOH, cm
3
oranŜ metylowy
błękit bromotymolowy
fenoloftaleina
Wszystkie trzy wskaźniki nadają się do określenia PK=PR
15
20
25
30
35
0
7
14
pH
HA, cm
3
Miareczkowanie mocnej zasady mocnym
kwasem
oranŜ metylowy
błękit bromotymolowy
fenoloftaleina
Wszystkie trzy wskaźniki nadają się równieŜ do określenia PK=PR
Miareczkowanie słabego kwasu
mocną zasadą
Oznaczenie opiera się na reakcji zobojętnienia:
O
H
MeA
MeOH
HA
2
s
s
+
→
+
PoniewaŜ zarówno mocny kwas i słaba zasada tworzą sól, która
wraz z nadmiarem słabego kwasu tworzy roztwór buforowy, to
początkowy, dość szybki wzrost pH ulega zahamowaniu:
-
s
2
-
s
OH
Me
HA
O
H
)
A
Me
(
+
+
→
+
+
+
+
Powstająca sól ulega hydrolizie, co powoduje, Ŝe punkt
równowaŜnikowy przypada powyŜej pH = 7
pH przed miareczkowaniem
pH = ½ pK
kw
– ½ log (c
HA
)
Miareczkowanie słabego kwasu
mocną zasadą (2)
pH
7
MeOH, cm
3
roztwór
buforowy
hydroliza
soli
fenoloftaleina
błękit bromotymolowy
oranŜ metylowy
OranŜ metylowy – nie nadaje się
Miareczkowanie słabej zasady
mocnym kwasem
pH
7
HA, cm
3
roztwór
buforowy
hydroliza
soli
oranŜ metylowy
błękit bromotymolowy
fenoloftaleina
Fenoloftaleina – nie nadaje się
Jeszcze o alkacymetrii
W dotychczasowych rozwaŜaniach opisano
miareczkowanie kwasu jednoprotonowego i
odpowiednich zasad;
Przy miareczkowaniu kwasu dwuprotonowego reakcja
będzie przebiegała dwuetapowo zgodnie z reakcjami:
Na krzywej miareczkowania pojawią się dwa punkty
przegięcia – kaŜdy odpowiadający jednemu z punktów
równowaŜnikowych
O
H
A
Me
MeOH
MeHA
O
H
MeHA
MeOH
A
H
2
2
2
2
+
→
+
+
→
+
Miareczkowanie węglanów
Podobnie wygląda miareczkowanie węglanów, które
równiez przebiega dwuetapowo;
Węglan sodowy – ze wgzledu na hydrolizę –
zachowuje się jak dość słaba zasada:
Tworzący się w pierwszym etapie jon HCO
3
-
jest słabą
zasadą Brønsteda, a w drugim etapie tworzy się bardzo
słaby kwas węglowy;
Mieszanina jonów HCO
3
-
i H
2
CO
3
ma właściwości
buforujące;
O
2H
CO
O
H
CO
H
O
H
HCO
O
H
HCO
O
H
CO
2
2
2
3
2
3
3
2
3
3
2
3
+
→
+
→
+
+
→
+
+
−
−
+
−
Miareczkowanie Na
2
CO
3
mocnym kwasem
pH
7
HA, cm
3
fenoloftaleina
O
H
HCO
O
H
CO
2
3
3
2
3
+
→
+
−
+
−
oranŜ metylowy
O
2H
CO
O
H
CO
H
O
H
HCO
2
2
2
3
2
3
3
+
→
+
→
+
+
−
Przykłady oznaczeń alkacymetrycznych
Oznaczanie zawartości NaOH przy pomocy HCl;
Oznaczanie zawartości HCl przy pomocy NaOH;
Oznaczanie zawartości CH
3
COOH przy pomocy
NaOH;
Oznaczanie zawartości NH
3
przy pomocy HCl;
Nie wykonuje się miareczkowań w układach słaby
kwas – słaba zasada;
Oznaczanie zawartości Na
2
CO
3
przy pomocy HCl;
Oznaczanie zawartości NaHCO
3
przy pomocy HCl;
Oznaczanie zawartości Na
2
CO
3
i
NaHCO
3
przy
pomocy HCl;
KaŜde z oznaczeń wymaga określonych warunków
Redoksometria
Składa się z
oksydymetrii
(oznaczania przy
pomocy substancji utleniających) oraz
reduktometrii
(oznaczania zasad przy pomocy
kwasów)
Redoksometria (1)
Przed miareczkowaniem trzeba przeprowadzić
substancję oznaczaną w formę zredukowaną (jeśli
odczynnik miareczkujący ma właściwości
utleniające) lub w formę utlenioną (jeśli odczynnik
miareczkujący ma właściwości redukujące);
Nadmiar stosowanego wstępnie reduktora lub
utleniacza trzeba usunąć z roztworu, by nie
przeszkadzał w oznaczeniu;
W czasie miareczkowania ulega zmianie róŜnica
potencjałów redoksowych ogniwa złoŜonego z
dwóch par
OX
/
RED
;
Potencjały zaleŜą zarówno od pH roztworu, jak i od
jego siły jonowej
Redoksometria (2)
Dla kaŜdej z dwóch par redoksowych (odczynnika
miareczkującego i substancji oznaczanej) potencjał
redoksowy wynosi:
Na początku miareczkowania wartość potencjału zaleŜy
tylko od stęŜeń substancji oznaczanej, a w punkcie
równowaŜnikowym potencjał jest równy róŜnicy
potencjałów normalnych, czyli:
Na krzywej zaleŜności róŜnicy potencjału od objętości
titranta zauwaŜymy przegięcie
]
[
]
[
log
059
,
0
ln
0
0
red
utl
n
E
a
a
nF
RT
E
E
red
utl
+
=
+
=
PR
PR
PR
PR
red
utl
red
utl
]
[
]
[
log
]
[
]
[
log
2
2
1
1
−
=
Redoksometria - wskaźniki (3)
Wskaźniki redoksowe – substancje o innym zabarwieniu
formy utlenionej i zredukowanej:
Barwa formy
1,20
niebieskawa
czerwona
Ferroina
1,00
czerwona
zielona
Erioglucyna A
0,76
fioletowa
bezbarwna
Dwufenylamina
0,53
niebieska
bezbarwna
Błękit metylenowy
0,41
niebieska
bezbarwna
Błękit Nilu
0,36
niebieska
bezbarwna
Czterosulfonian indyga
0,24
czerwona
bezbarwna
Safranina T
E
0
[V]
utlenionej
zredukowanej
Wskaźnik
Manganometria (1)
Odczynnikiem miareczkującym (titrantem) jest manganian
(VII) potasu, KMnO
4
, którego potencjał utleniający dla
pH=0 wynosi 1,5 V i maleje ze wzrostem pH:
O
4H
Mn
5
8H
MnO
2
2
4
+
→
+
+
+
+
−
e
ś
rodowisko kwaśne
O
2H
MnO
3
4H
MnO
2
2
4
+
↓
→
+
+
+
−
e
ś
rodowisko słabo kwaśne lub słabo zasadowe
−
−
→
+
2
4
4
MnO
MnO
e
ś
rodowisko zasadowe
Mn
+VII
Mn
+II
Mn
+VII
Mn
+IV
Mn
+VII
Mn
+VI
Manganometria (2)
Miareczkowanie manganianem(VII) prowadzi się
w środowisku silnie kwaśnym), gdyŜ wtedy
potencjał utleniający jonów MnO
4
-
jest najwyŜszy;
Zaletą stosowania jonów MnO
4
-
jest ich
zabarwienie – wskaźnikiem PK jest nadmiar jonów
miareczkujących (bladoróŜowe zabarwienie
roztworu);
Jony oznaczane, które ulegają w tych warunkach
utlenieniu, muszą wykazywać odpowiednie
potencjały redoksowe
Manganometryczne oznaczanie
szczawianów
Jony szczawianowe (zawarte w Na
2
C
2
O
4
, H
2
C
2
O
4
lub
H
2
C
2
O
4
⋅
2H
2
O) ulegają utlenieniu jonami manganiowymi
(VII) w środowisku silnie kwaśnym zgodnie z reakcją
sumaryczną:
Reakcję tę moŜna wykorzystać równieŜ do pośredniego
oznaczania jonów Ca
2+
, wytrącając ilościowo osad
Ca
2
C
2
O
4
z roztworu, odsączając go i rozpuszczając go w
kwasie siarkowym i oznaczając odpowiadającą ilość
jonów szczawianowych:
O
8H
10CO
2Mn
6H
O
C
5H
2MnO
2
2
2
4
2
2
4
+
↑
+
→
+
+
+
+
−
+VII
+III
+II
+IV
O
8H
10CO
2Mn
6H
1
O
5C
2MnO
)
O
C
(2H
Ca
2H
O
CaC
O
CaC
O
C
Ca
2
2
2
-
2
4
2
4
-
2
4
2
2
4
2
4
2
-
2
4
2
2
+
↑
+
→
+
+
+
+
→
+
↓
→
+
+
+
−
+
+
+
+
Manganometryczne oznaczanie Ŝelaza
o
Jony Ŝelaza (II) w środowisku kwaśnym ulegają utlenieniu
jonami manganiowymi (VII) zgodnie z równaniem reakcji:
o
Przed przeprowadzeniem oznaczenia trzeba zawarte w
roztworze Ŝelazo zredukować w całości do jonów Ŝelaza
(II) i usunąć z roztworu nadmiar reduktora:
O
4H
5Fe
Mn
8H
5Fe
MnO
2
3
2
2
4
+
+
→
+
+
+
+
+
+
−
↓
+
→
+
+
+
→
+
+
−
+
+
+
+
+
+
2
2
4
2
2
2
4
2
2
3
Cl
Hg
Sn
2Cl
2Hg
Sn
Sn
2Fe
Sn
2Fe
:
Cl
nadmiar Sn
Inne oznaczenia manganometryczne
Zawartość H
2
O
2
w roztworze moŜna oznaczyć
wykorzystując jego właściwości redukujące:
Jony manganianowe (VII) moŜna równieŜ wykorzystać do
oznaczania arsenu (w tym przypadku trzeba obecny w
roztworze As(V) zredukować najpierw do As(V):
O
8H
5O
2Mn
6H
O
5H
2MnO
2
2
2
2
2
4
+
↑
+
→
+
+
+
+
−
+VII
-I
+II
0
O
3H
5AsO
2Mn
6H
5AsO
2MnO
2
4
3
2
3
3
4
+
+
→
+
+
−
+
+
−
−
Inne metody oksydymetryczne
Inną metodą oksydymetryczną jest chromianometria -
zastosowanie jako odczynnika miareczkującego roztworu
mianowanego dichromianu (VI) potasu:
Chromianometria moŜe być m.in. stosowana do
oznaczania zawartości Ŝelaza zgodnie z równaniem (w
ś
rodowisku kwaśnym, wkaźnik – dwufenyloamina):
O
H
7
2Cr
H
14
O
Cr
2
3
7
2
+
→
+
+
+
−
+VI
+III
O
H
7
6Fe
2Cr
14H
6Fe
O
Cr
2
3
3
3
-
2
7
2
+
+
→
+
+
+
+
+
+
Jodometria
Jodometria opiera się na wykorzystaniu utleniających
właściwości jodu – potencjał normalny I
2
/2I
-
wynosi
E
0
=0,535 V. Ze względu na niewielką trwałość
mianowanych roztworów jodu, najczęściej stosuje się
metody pośrednie, oznaczając wydzielony jod lub jego
nadmiar tiosiarczanem sodowym:
Jon tiosiarczanowy jest pochodną jonu siarczanowego, w
którym jeden z atomów tlenu zastąpiono siarką, a stopień
utlenienia siarki jest średnią ładunków dwóch atomów:
−
−
−
+
→
+
2I
O
S
I
O
2S
2
6
4
2
2
3
2
+II
0
+V/2 -I
S
O
O
H
H
O
S
S
O
O
O
H
H
O
S
O
O
H
O
S
O
O
S
S
Jodometria
Z bilansu elektronowego wynika, Ŝe dwa atomy siarki w
jonie tiosiarczanowym oddają tylko jeden elektron.
Roztwory tiosiarczanu sodowego, choć dość stabilne,
ulegają w wodzie powolnemu rozkładowi na jony
wodorosiarczanowe (IV) i siarkę:
StęŜone roztwory jodu w wodzie mają kolor czerwony,
rozcieńczone – Ŝółty. Wskaźnikiem w miareczkowaniu
jodu tiosiarczanem jest skrobia, która w obecności nawet
ś
ladowych ilości jodu barwi się na niebiesko.
S
HSO
H
O
S
3
2
3
2
+
→
+
−
+
−
Przykłady oznaczeń jodometrycznych
Zawartość nadtlenku wodoru w roztworze;
Nadtlenek wodoru reaguje w środowisku kwaśnym z
jonami jodkowymi, utleniając je do wolnego jodu
(oznaczenie pośrednie):
Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a
wydzielony jod – odpowiadający zawartości H
2
O
2
w
roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu
sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeŜo
przygotowanego roztworu skrobi.
O
2H
I
2H
2I
O
H
2
2
2
2
+
→
+
+
+
−
Przykłady oznaczeń jodometrycznych
Oznaczanie zawartości miedzi;
Jony miedziowe Cu
2+
reagują z jonami jodkowymi,
utleniając je do wolnego jodu, a równocześnie redukując
się do jonów Cu
+
(oznaczenie pośrednie):
Do roztworu dodaje się nadmiar jodku potasu, a
wydzielony jod – odpowiadający zawartości Cu
2+
w
roztworze – odmiareczkowuje się roztworem tiosiarczanu
sodowego, dodając pod koniec miareczkownia świeŜo
przygotowanego roztworu skrobi. Ilość wolnego jodu
odpowiada stechiometrycznie zawartości miedzi w
badanym roztworze.
↓
+
→
+
−
+
2CuI
I
4I
2Cu
2
2
Kompleksometria
Kompleksometria polega na wykorzystaniu reakcji
tworzenia się trwałych kompleksów do oznaczania
zawartości badanych substancji w roztworze
Kompleksometria
Najczęściej stosowaną substancją jest kwas
etylenodiaminotetraoctowy (EDTA, komplekson II),
znany równieŜ jako kwas wersenowy, stosowany równieŜ
jako sól dwusodowa (komplekson III). Tworzą się trwałe
kompleksy chelatowe z większością jonów metali
wielowartościowych.
N—CH
2
—CH
2
—N
HOOC—H
2
C
HOOC—H
2
C
CH
2
—COOH
CH
2
—COOH
Oznaczając EDTA jako H
4
Y, moŜemy napisać reakcję
tworzenia sie kompleksu (kompleksowania):
+
+
−
−
+
+
→
+
2H
[MeY]
Y
H
Me
4)
(n
2
2
n
Kompleksometria
Punkt końcowy w miareczkowaniu
kompleksometrycznym jest podobny do PK w
alkacymetrii, tylko zamiast skoku pH, jest skok pMe
(ujemnego logarytmu za stęŜenia oznaczanego metalu),
reakcja kompleksowania przebiega wg schematu:
Powinny być spełnione podobne warunki, jak przy
miareczkowaniu alkacymetrycznym, czyli: podobne
stęŜenia, wysoka trwałość produktu reakcji (niska
dysocjacja)
O
2H
OH
O
H
MeL
L
Me
2
3
→
+
→
+
−
+
Wskaźniki kompleksometryczne
Są to substancje organiczne, będące często równieŜ
wskaźnikami alkacymetrycznymi, które tworzą z
oznaczanym metalem kompleks o trwałości znacznie
mniejszej niŜ jego kompleks z EDTA. Zabarwienie
kompleksu jest inne, niŜ zabarwienie cząsteczek
wskaźnika (zaleŜne często równieŜ od pH!):
Czasem stosuje się równieŜ wskaźniki redoks (np. dla Fe
3+
),
gdyŜ wytworzenie kompleksu obniŜa potencjał utleniający;
Kompleksometria pozwala na oznaczanie zawartości
róŜnych kationów w mieszaninach poprzez maskowanie
obceności pozostałych kationów przez wytworzenie
trwalszych kompleksów lub ich wytrącenie
In
EDTA
-
Me
EDTA
In
-
Me
+
→
+
barwa I
barwa II
Przykłady oznaczeń kompleksometrycznych
Oznaczanie Mg – w roztworze o pH = 10 (bufor) i w
obecności czerni eriochromowej jako wskaźnika;
Zmiana zabarwienia roztworu z róŜowofiołkowego na
niebieskie;
Te sam sposób oznaczania moŜna zastosować np. równieŜ
do oznaczania jonów Ca
2+
- w obecności innych jonów
naleŜy silnie zalkalizować roztwór (pH=13), tak by
wytrącić pozostałe kationy.
W tych warunkach pH wskaźnikiem jest mureksyd lub
kalces.
Metoda nadaje się róznieŜ do oznaczania zawartości
wapnia i magnezu łącznie (twardość wody!)
Metody strąceniowe
Metody strąceniowe
Oznaczanie przy pomocy metod strąceniowych polega na
wytworzeniu przez titrant trudnorozpuszczalnych osadów
z substancją oznaczaną;
Warunkiem jest tworzenie się osadu o ściśle określonej
stechiometrii o bardzo niskiej rozpuszczalności;
Podobnie jak w innych przypadkach, tak i w tym
wyznaczenie PK miareczkowania wymaga analizy
krzywej miareczkowania na wykresie zalezności
ujemnego logarytmu ze stęŜenia substancji oznaczanej w
funkcji objętosci dodawanego odczynnika;
Najbardziej znaną metodą strąceniową jest
argentometria, w której substancją miareczkującą jest
mianowany osad azotanu(V) srebra, tworzący
trudnorozpuszczalne osady z większością anionów
Argentometria - wskaźniki – oznaczanie Cl
-
Wskaźnikami w metodach strąceniowych są substancje
tworzące z nadmiarem odczynnika strącającego barwne
osady, bądź barwne rozpuszczalne związki kompleksowe.
Przykład – chromian (VI) potasu, stosowany jako wskaźnik
przy miareczkowaniu chlorków.
Argentometryczne oznaczanie chlorków opiera sie na
reakcji:
Wskaźnik równiez tworzy z jonami srebra
trudnorozpuszczalny osad:
-10
10
1,1
]
[Cl
]
[Ag
AgCl
Cl
Ag
⋅
=
⋅
↓
→
+
−
+
−
+
-12
2
4
2
4
2
2
4
10
2
]
[CrO
]
[Ag
CrO
Ag
CrO
2Ag
⋅
=
⋅
→
+
−
+
−
+
Oznaczanie chlorków metodą Mohra
Dwie sole trudno rozpuszczalne:
W roztworze znajduje się 0,001 mola chlorku potasu oraz 0,001 mola
chromianu (VI) potasu. Do roztworu dodawano kroplami 0,01 M
roztwór azotanu srebra. Jaki osad wytrąci się z tego roztworu ?
12
4
2
-
2
4
-10
-
10
2
L
CrO
Ag
CrO
2Ag
10
1
L
AgCl
Cl
Ag
−
+
+
⋅
=
↓
→
←
+
⋅
=
↓
→
←
+
Obliczamy przy jakim stęŜeniu jonów srebrowych będą się wytrącać
poszczególne osady:
5
3
12
2
4
CrO
Ag
4
2
7
3
10
10
5
,
4
10
10
2
]
[
]
[Ag
CrO
Ag
10
10
10
]
[
]
[Ag
AgCl
4
2
−
−
−
−
+
−
−
−
−
+
⋅
=
⋅
=
=
=
=
=
CrO
L
Cl
L
AgCl
Oznaczanie chlorków (2)
StęŜenie jonów srebrowych pozostających w równowadze z
osadem:
]
[CrO
10
2
]
[CrO
L
]
[Cl
10
1,1
]
[Cl
L
]
[Ag
2
4
12
2
4
CrO
Ag
10
AgCl
4
2
−
−
−
−
−
−
+
⋅
=
=
⋅
=
=
stąd moŜemy określić początek strącania Ag
2
CrO
4
:
5
12
10
2
4
10
7,8
10
2
10
1,1
]
[CrO
]
[Cl
−
−
−
−
−
⋅
=
⋅
⋅
=
Początek wytrącania osadu Ag
2
CrO
4
zaleŜy od stęŜenia
jonów chromianowych, które powinno być niewielkie
(ponadto ze względu na zabarwienie jonów
chromianowych (VI), ich nadmiar utrudnia określenie PK)
Na następnym wykładzie
Chemia nieorganiczna
Właściwości i reakcje
najwaŜniejszych związków